Entalpia da reação

(UECE 2018)  Através da eletrólise, houve a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio. Considerando-se os seguintes valores de energia de ligação para as várias substâncias envolvidas no processo: E(H-H) =  104,30 kcal/mol; E(O=O) = 119,13 kcal/mol e (O-H) = 111,72 kcal/mol ; é correto afirmar que o valor da variação de entalpia da reação descrita acima, em kcal/mol é aproximadamente

a) 80 

b) 120

c) 60

d) 90

e) 145

No gabarito a resposta é a letra c.

Quando faço a equação e balanceio chego no resultado aproximado de 120. (2 H2O ------ 2H2 + 1O2)

Na platadorma onde fiz o exercício a solução dada foi: 


Por que o balanceamento tem de ser feito considerando 1/2 O2? Está certo isso?

Alguém poderia me ajudar?

Olá,

Quando o enunciado diz: 

"é correto afirmar que o valor da variação de entalpia da reação descrita acima, em kcal/mol é aproximadamente"

Subentende-se que é kcal/mol de água. Por isso, deve ser calculado o ΔH da reação para 1 mol de água.

Que parte deixa isso subentendido? Confesso que pra mim essa frase que você destacou apenas indica a unidade de medida requerida e a proporção a ser utilizada com base no cálculo estequiométrico. Não consigo ver fator limitador para realização de cálculo com base em apenas 1 mol.

obs: Quero deixar claro que não busco questionar sua capacidade (não possuo repertório para isso e, mesmo se tivesse, não o faria xD) muito menos depreciar sua explicação, mas apenas, e tão somente, compreender a solução apontada. Agradeço pela contribuição =)

Olá,

Tens razão. Quando ele diz kcal/mol (ou tivesse dito kcal ,somente) deve-se seguir os menores coeficientes inteiros da reação.

Por exemplo, N2 + 3H2 --> 2NH3 

O ΔH da reação poderia ser escrito de diversas formas:


ΔH = -90kJ

ΔH = -90kJ/mol

ΔH = -90kJ/mol N2

ΔH = -30kJ/mol H2

ΔH = -45kJ/mol NH3



Espero ter ajudado, abraços!