No processo conhecido como gaseificação do carvão, o carvão pode reagir com oxigênio e água para formar uma mistura dos gases hidrogênio, metano e monóxido de carbono, como mostrado nas reações abaixo:
Use as entalpias padrão de formação para calcular a entalpia de cada reação. Qual é a reação mais energeticamente favorável?
Passo 1
Beleza, vamos lá! O enunciado pede para calcular a entalpia de cada uma das três reações envolvidas na gaseificação do carvão usando as entalpias padrão de formação. A matéria aqui é Termodinâmica, focando em entalpia de reação. Para resolver isso, a gente vai precisar das entalpias padrão de formação de cada substância envolvida nas reações.
Passo 2
Primeiro, vamos entender como calcular a entalpia de uma reação. A fórmula básica é:
Isso significa que a entalpia da reação é a soma das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes.
Passo 3
Vamos começar com a Reação 1:
Precisamos das entalpias padrão de formação ($ \Delta H_{f}^\circ $) de cada substância:
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{C}(\mathrm{s})) = 0 $ kJ/mol (elemento na forma padrão)
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})) = -241,8 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{H}_2(\mathrm{g})) = 0 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{CO}(\mathrm{g})) = -110,5 $ kJ/mol
Agora, aplicamos a fórmula:
Passo 4
Vamos para a Reação 2:
Entalpias padrão de formação:
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{C}(\mathrm{s})) = 0 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{O}_2(\mathrm{g})) = 0 $ kJ/mol (elemento na forma padrão)
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{CO}(\mathrm{g})) = -110,5 $ kJ/mol
Aplicando a fórmula:
Passo 5
Agora, a Reação 3:
Entalpias padrão de formação:
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{C}(\mathrm{s})) = 0 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})) = -241,8 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{CH}_4(\mathrm{g})) = -74,8 $ kJ/mol
- $ \Delta H_{f}^\circ (\mathrm{O}_2(\mathrm{g})) = 0 $ kJ/mol
Aplicando a fórmula:
Resposta
A reação mais energeticamente favorável é a Reação 2, com uma entalpia de -110,5 kJ/mol.