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:
& 1: C(s)+H2 O(g) H2(g)+CO(g) & 2: C(s)+12 O2(g) CO(g) & 3: C(s)+2 H2 O(g) CH4(g)+O2(g)
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:
De=ntes) çã
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:
C(s) + H2O(g) H2(g) + CO(g)
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:
Deçã

Passo 4

Vamos para a Reação 2:
C(s) + 12O2(g) CO(g)
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:
Deçã

Passo 5

Agora, a Reação 3:
C(s) + 2H2O(g) CH4(g) + O2(g)
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:
Deçã

Resposta

A reação mais energeticamente favorável é a Reação 2, com uma entalpia de -110,5 kJ/mol.

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