O metanol, um combustível líquido, tem sido utiliza
do como substituto da gasolina e pode ser produzido a par-
tir do metano, conforme a reação representada a seguir:
1 2 CH, (g) + 0, (g) → 2 CH OH (0)
Dado que:
II CH. (g) + H2O(g) C0 (g) + 3H, (g) → AH = +206 kJ
III. 2 H, (g) + 1 C0 (g) → CH,OH (0) → AH = -128 kJ
IV. 2 H, (g) + 0, (g) → 2H,0 (g) → AH = - 483 kJ
a) Calcule a variação de entalpia (AH) da reação I, a
partir dos dados fornecidos.
b) Determine o calor liberado na reação III, quando
280 g de monóxido de carbono são consumidos.
do como substituto da gasolina e pode ser produzido a par-
tir do metano, conforme a reação representada a seguir:
1 2 CH, (g) + 0, (g) → 2 CH OH (0)
Dado que:
II CH. (g) + H2O(g) C0 (g) + 3H, (g) → AH = +206 kJ
III. 2 H, (g) + 1 C0 (g) → CH,OH (0) → AH = -128 kJ
IV. 2 H, (g) + 0, (g) → 2H,0 (g) → AH = - 483 kJ
a) Calcule a variação de entalpia (AH) da reação I, a
partir dos dados fornecidos.
b) Determine o calor liberado na reação III, quando
280 g de monóxido de carbono são consumidos.
Passo 1
Beleza, vamos lá! Você tem um exercício de termodinâmica química que envolve calcular a variação de entalpia da reação de produção de metanol a partir do metano e também determinar o calor liberado em outra reação. Vamos precisar usar a Lei de Hess, que nos ajuda a encontrar a variação de entalpia de uma reação usando outras reações conhecidas. Além disso, vamos trabalhar com a conversão de massa de monóxido de carbono para mols para achar o calor liberado. Então, na primeira parte, vamos calcular ΔH para a reação I usando as reações II, III e IV fornecidas. Na segunda parte, vamos calcular o calor liberado quando 280 g de CO são consumidos na reação III.
Passo 2
Primeiro, vamos entender a Reação I que queremos encontrar a variação de entalpia (ΔH):
Precisamos usar as reações II, III e IV fornecidas para chegar nessa reação usando a Lei de Hess.
Passo 3
A Lei de Hess diz que se você somar as entalpias das reações intermediárias que resultam na reação final, a entalpia total será a soma dessas entalpias. Então, vamos ajustar as reações II, III e IV para somar até a Reação I.
Reações fornecidas:
II.
ΔH = +206 kJ
III.
ΔH = -128 kJ
IV.
ΔH = -483 kJ
Passo 4
Agora, vamos combinar essas reações para chegar na Reação I. Observamos que:
- A Reação II gera CO e H₂, que serão consumidos na Reação III.
- A Reação IV consome H₂ e O₂ para formar H₂O, que é necessária na Reação II.
Vamos somar as Reações II, III e IV:
Reação II: $ CH_4 + H_2O \rightarrow CO + 3 H_2 $ ΔH = +206 kJ
Reação III: $ 2 H_2 + CO \rightarrow CH_3OH $ ΔH = -128 kJ
Reação IV: $ 2 H_2 + O_2 \rightarrow 2 H_2O $ ΔH = -483 kJ
Passo 5
Vamos somar as equações:
-
Da Reação II e III:
$ CH_4 + H_2O + 2 H_2 + CO \rightarrow CO + 3 H_2 + CH_3OH $Simplificando, cancelamos CO e H₂:
$ CH_4 + H_2O \rightarrow CH_3OH + H_2 $ -
Agora, adicionamos a Reação IV:
$ CH_4 + H_2O + 2 H_2 + O_2 \rightarrow CH_3OH + H_2 + 2 H_2O $Simplificando novamente, cancelamos 2 H₂ e uma H₂O:
$ CH_4 + \frac{1}{2} O_2 \rightarrow CH_3OH $
Mas queremos a reação produzindo 2 CH₃OH, então multiplicamos por 2:
Passo 6
Agora, somamos as entalpias das reações usadas:
ΔH total = ΔH II + ΔH III + ΔH IV
Substituindo os valores:
ΔH total = (+206) + (-128) + (-483) = +206 - 128 - 483 = -405 kJ
Como multiplicamos a reação por 2 no final, a entalpia total para a Reação I é:
ΔH I = -405 kJ
Resposta
A variação de entalpia (ΔH) da Reação I é -405 kJ.