A entalpia padrão da reação de hidrogenação do propeno, formando propano, mostrada abaixo é -124 kJ mol. CH=CHCH3(g)+ H₂(g) → CH3CH2CH3(g)

A entalpia padrão de combustão do propano é -2220 kJ mol¹ (C3Hs(g)+502(g)→3CO2(g) + 4H2O (1)) Calcular a entalpia padrão de combustão do propeno utilizando a Lei de Hess e indicar a equação balanceada para a esta reação (CH6 (g) + 9/202(g)→3CO2(g) + 3H2O).

Dados de entalpias de reação:

H₂O(1) H:(g) + 2O2(g)

H°/kJ mol = +286

CH(g) + H₂(g) - C3H₂(g) H°/kJ mol = -124

Question

A entalpia padrão da reação de hidrogenação do propeno, formando propano, mostrada abaixo é -124 kJ mol. CH=CHCH3(g)+ H₂(g) → CH3CH2CH3(g)

A entalpia padrão de combustão do propano é -2220 kJ mol¹ (C3Hs(g)+502(g)→3CO2(g) + 4H2O (1)) Calcular a entalpia padrão de combustão do propeno utilizando a Lei de Hess e indicar a equação balanceada para a esta reação (CH6 (g) + 9/202(g)→3CO2(g) + 3H2O).

Dados de entalpias de reação:

H₂O(1) H:(g) + 2O2(g)

H°/kJ mol = +286

CH(g) + H₂(g) -> C3H₂(g) H°/kJ mol = -124

Accepted Answer

Para calcular a entalpia padrão de combustão do propeno ($\Delta H^\circ_{\text{comb}}$), utilizaremos a Lei de Hess. A Lei de Hess afirma que a variação de entalpia total de uma reação é a soma das variações de entalpia das etapas individuais que a compõem.

Primeiro, vamos listar as reações e suas respectivas entalpias padrão:

1. Hidrogenação do propeno:
$$ \text{CH}_3\text{CH=CH}_2(g) + \text{H}_2(g) \rightarrow \text{CH}_3\text{CH}_2\text{CH}_3(g) $$
$$ \Delta H^\circ = -124 \, \text{kJ/mol} $$

2. Combustão do propano:
$$ \text{C}_3\text{H}_8(g) + 5\text{O}_2(g) \rightarrow 3\text{CO}_2(g) + 4\text{H}_2\text{O}(l) $$
$$ \Delta H^\circ = -2220 \, \text{kJ/mol} $$

Queremos encontrar a entalpia padrão de combustão do propeno ($\text{C}_3\text{H}_6$):

$$ \text{C}_3\text{H}_6(g) + \frac{9}{2}\text{O}_2(g) \rightarrow 3\text{CO}_2(g) + 3\text{H}_2\text{O}(l) $$
$$ \Delta H^\circ = ? $$

Para isso, precisamos combinar as reações de forma que a equação final seja a combustão do propeno. Vamos fazer isso em três etapas:

### Etapa 1: Combustão do propano
$$ \text{C}_3\text{H}_8(g) + 5\text{O}_2(g) \rightarrow 3\text{CO}_2(g) + 4\text{H}_2\text{O}(l) $$
$$ \Delta H^\circ = -2220 \, \text{kJ/mol} $$

### Etapa 2: Inversão da hidrogenação do propeno (para decompor o propano em propeno e hidrogênio)
$$ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{CH}_3(g) \rightarrow \text{CH}_3\text{CH=CH}_2(g) + \text{H}_2(g) $$
$$ \Delta H^\circ = +124 \, \text{kJ/mol} $$

### Etapa 3: Combustão do hidrogênio
$$ \text{H}_2(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(l) $$
$$ \Delta H^\circ = -286 \, \text{kJ/mol} $$

Multiplicando a reação de combustão do hidrogênio por 4 para balancear com a água formada na combustão do propano:
$$ 4\text{H}_2(g) + 2\text{O}_2(g) \rightarrow 4\text{H}_2\text{O}(l) $$
$$ \Delta H^\circ = 4 \times (-286) = -1144 \, \text{kJ/mol} $$

Agora, somamos as entalpias das reações:

1. Combustão do propano:
$$ \Delta H^\circ = -2220 \, \text{kJ/mol} $$

2. Inversão da hidrogenação do propeno:
$$ \Delta H^\circ = +124 \, \text{kJ/mol} $$

3. Combustão do hidrogênio (4 mols):
$$ \Delta H^\circ = -1144 \, \text{kJ/mol} $$

Somando as entalpias:
$$ \Delta H^\circ_{\text{comb}} = -2220 + 124 - 1144 $$
$$ \Delta H^\circ_{\text{comb}} = -3240 \, \text{kJ/mol} $$

Portanto, a entalpia padrão de combustão do propeno é $-3240 \, \text{kJ/mol}$.

A equação balanceada para a combustão do propeno é:
$$ \text{C}_3\text{H}_6(g) + \frac{9}{2}\text{O}_2(g) \rightarrow 3\text{CO}_2(g) + 3\text{H}_2\text{O}(l) $$