1. A entalpia-padrão de formação do etilbenzeno é-12.5 kJ mol. Calcule a entalpia-
padrão de combustão.
2. A entalpia padrão de combustão do ciclopropano é de -2091 kJ mol a 25 °C. A
partir dessas informações e também dos dados das entalpia da formação de COz() e
H2O), calcule a entalpia de formação de ciclopropano. A entalpia da formação de
propeno é +20.42kJ mol. Calcular a entalpia de isomerização do ciclopropano para
propeno.
3. Calcule a entalpia da reacção: $SO_{(g)} + Cl_{2(g)} \rightarrow SO_{2}Cl_{2(g)}$, a 500 K e a 1.0 atm partindo
dos seguintes dados:

| | SO2(
g) | SO2C12(
g) | Cl2(g) |
| :------------------------------- | :--- | :----- | :----- |
| ΔH°(298), kJ mol | 296.9| -358.7 | 0 |
| [H°(298) - H°(800), J
mol-1 | 740.0| 44 466.0 | 18 134.0 |
4. Usando os dados da tabela, calcule a A.H° (298)e a AU° (298) a partir das suas
substâncias simples.

| | | | |
| :------- | :------ | :---- | :--- |
| C6H5CO | C(gr | H2(g | O |
| OHs) | af) | ) | 2( |

Question

1. A entalpia-padrão de formação do etilbenzeno é-12.5 kJ mol. Calcule a entalpia-
padrão de combustão.
2. A entalpia padrão de combustão do ciclopropano é de -2091 kJ mol a 25 °C. A
partir dessas informações e também dos dados das entalpia da formação de COz() e
H2O), calcule a entalpia de formação de ciclopropano. A entalpia da formação de
propeno é +20.42kJ mol. Calcular a entalpia de isomerização do ciclopropano para
propeno.
3. Calcule a entalpia da reacção: $SO_{(g)} + Cl_{2(g)} \rightarrow SO_{2}Cl_{2(g)}$, a 500 K e a 1.0 atm partindo
dos seguintes dados:

|                                  | SO2(
g) | SO2C12(
g) | Cl2(g) |
| :------------------------------- | :--- | :----- | :----- |
| ΔH°(298), kJ mol                | 296.9| -358.7 | 0      |
| [H°(298) - H°(800), J
mol-1 | 740.0| 44 466.0 | 18 134.0 |
4. Usando os dados da tabela, calcule a A.H° (298)e a AU° (298) a partir das suas
substâncias simples.

|          |         |       |      |
| :------- | :------ | :---- | :--- |
| C6H5CO   | C(gr    | H2(g  | O    |
| OHs)     | af)     | )     | 2(   |

Accepted Answer

Ok, vamos resolver os problemas passo a passo.

1.  **Entalpia de Combustão do Etilbenzeno**

A entalpia padrão de formação do etilbenzeno (C₈H₁₀) é -12.5 kJ/mol. Para calcular a entalpia padrão de combustão, precisamos da reação de combustão balanceada:

$C_8H_{10}(l) + \frac{21}{2}O_2(g) ightarrow 8CO_2(g) + 5H_2O(l)$

A entalpia de combustão pode ser calculada usando a lei de Hess:

$\Delta H_{combustão} = \sum \Delta H_{f, produtos} - \sum \Delta H_{f, reagentes}$

Precisamos das entalpias de formação de CO₂ e H₂O:

*   $\Delta H_{f}(CO_2(g)) = -393.5 \, kJ/mol$
*   $\Delta H_{f}(H_2O(l)) = -285.8 \, kJ/mol$

Agora, calculamos a entalpia de combustão:

$\Delta H_{combustão} = [8 	imes (-393.5) + 5 	imes (-285.8)] - [-12.5 + \frac{21}{2} 	imes 0]$

$\Delta H_{combustão} = [-3148 - 1429] - [-12.5]$

$\Delta H_{combustão} = -4577 + 12.5$

$\Delta H_{combustão} = -4564.5 \, kJ/mol$

2.  **Entalpia de Formação do Ciclopropano e Isomerização**

A entalpia de combustão do ciclopropano (C₃H₆) é -2091 kJ/mol. A reação de combustão é:

$C_3H_6(g) + \frac{9}{2}O_2(g) ightarrow 3CO_2(g) + 3H_2O(l)$

Usando a lei de Hess:

$\Delta H_{combustão} = [3 	imes \Delta H_{f}(CO_2) + 3 	imes \Delta H_{f}(H_2O)] - [\Delta H_{f}(C_3H_6) + \frac{9}{2} 	imes \Delta H_{f}(O_2)]$

$-2091 = [3 	imes (-393.5) + 3 	imes (-285.8)] - [\Delta H_{f}(C_3H_6) + 0]$

$-2091 = [-1180.5 - 857.4] - \Delta H_{f}(C_3H_6)$

$-2091 = -2037.9 - \Delta H_{f}(C_3H_6)$

$\Delta H_{f}(C_3H_6) = -2037.9 + 2091$

$\Delta H_{f}(C_3H_6) = 53.1 \, kJ/mol$

A entalpia de isomerização do ciclopropano para propeno é:

$C_3H_6(ciclopropano) ightarrow C_3H_6(propeno)$

$\Delta H_{isomerização} = \Delta H_{f}(propeno) - \Delta H_{f}(ciclopropano)$

$\Delta H_{isomerização} = 20.42 - 53.1$

$\Delta H_{isomerização} = -32.68 \, kJ/mol$

3.  **Entalpia da Reação: SO₂(g) + Cl₂(g) → SO₂Cl₂(g)**

A reação é:

$SO_2(g) + Cl_2(g) ightarrow SO_2Cl_2(g)$

A entalpia da reação a 298 K é:

$\Delta H_{298} = \Delta H_{f}(SO_2Cl_2) - [\Delta H_{f}(SO_2) + \Delta H_{f}(Cl_2)]$

$\Delta H_{298} = -358.7 - [296.9 + 0]$

$\Delta H_{298} = -358.7 - 296.9$

$\Delta H_{298} = -655.6 \, kJ/mol$

Para calcular a entalpia a 500 K, precisamos usar a capacidade calorífica:

$\Delta H_{500} = \Delta H_{298} + \int_{298}^{500} \Delta C_p \, dT$

$\Delta C_p = C_p(SO_2Cl_2) - [C_p(SO_2) + C_p(Cl_2)]$

Usando a informação dada:

$H(298) - H(800) = - \int_{298}^{800} C_p \, dT$

Precisamos estimar $C_p$ como constante e usar a variação de entalpia fornecida:

$\Delta H = \Delta H_{298} + \Delta C_p (T_2 - T_1)$

$\Delta H_{500} \approx \Delta H_{298} + \left( \frac{H(298) - H(800)}{800-298} ight) 	imes (500-298)$

$\Delta H_{500} = -655.6 + \left( \frac{44466 - (23 + 18134)}{800-298} ight) 	imes (500-298)$

$\Delta H_{500} = -655.6 + \left( \frac{44466 - 18157}{502} ight) 	imes 202$

$\Delta H_{500} = -655.6 + \left( \frac{26309}{502} ight) 	imes 202$

$\Delta H_{500} = -655.6 + (52.408) 	imes 202$

$\Delta H_{500} = -655.6 + 10586.416$

$\Delta H_{500} = 9930.816 \, J/mol = 9.93 \, kJ/mol$

4.  **Cálculo de ΔH°(298) e ΔU°(298)**

Sem a tabela completa e as reações específicas, não é possível calcular ΔH°(298) e ΔU°(298). Precisaríamos das entalpias de formação dos reagentes e produtos, bem como a reação balanceada. Além disso, para calcular ΔU°(298), precisaríamos da variação no número de moles de gases (Δn_g) e usar a relação:

$\Delta U = \Delta H - (\Delta n_g 	imes R 	imes T)$

Onde R é a constante dos gases (8.314 J/mol.K) e T é a temperatura em Kelvin.

Se você fornecer os dados faltantes e a reação, posso ajudar com este cálculo.

1. A entalpia-padrão de formação do etilbenzeno é-12.5 kJ mo...

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