A entalpia da reação: 4 Al(s)+3 OX2(g)→2 AlX2OX3(s) \ce{ 4 Al(s) + 3 O2(g) -> 2 Al2O3(s) } é −3350 kJ ⋅ mol−1\pu{-3350 kJ.mol-1} em 298 K\pu{298 K}.

Determine a entalpia da reação em 1000 °C\pu{1000 \degree C}.

DadosAlX2OX3(s)\ce{Al2O3(s)}Al(s)\ce{Al(s)}OX2(g)\ce{O2(g)}
CP/JK ⋅ molC_P/\pu{J//K.mol}79\pu{79}24\pu{24}29\pu{29}
Gabarito
Gabarito

A entalpia de reação varia com a temperatura segundo a lei de Kirchhoff. Como os calores específicos molares são fornecidos e podem ser tomados como constantes nesse intervalo de temperatura, basta calcular a variação de capacidade calorífica da reação e corrigir a entalpia de 298 K\pu{298 K} para 1273 K\pu{1273 K}.

Etapa 1.Calcule a variação da capacidade calorífica da reação.

De ΔCP=∑produtosnCP−∑reagentesnCP,\Delta C_P = \sum_\text{produtos} n C_P - \sum_\text{reagentes} n C_P, ΔCP={2(79)−4(24)−3(29)}JK ⋅ mol=−25 J ⋅ K−1 ⋅ mol−1 \Delta C_P = \Big\{ 2(\pu{79}) - 4(\pu{24}) - 3(\pu{29}) \Big\}\pu{J//K.mol} = \pu{-25 J.K-1.mol-1}

Etapa 2.Calcule a entalpia da reação em 1000 °C\pu{1000 \degree C}.

Pela lei de Kirchhoff, ΔHT2=ΔHT1+ΔCP(T2−T1) \Delta H_{T_2} = \Delta H_{T_1} + \Delta C_P (T_2 - T_1) Logo, ΔH1273 K=−3350 kJmol+(−25⋅10−3 kJK ⋅ mol)(1273 K−298 K)=−3374,4 kJ ⋅ mol−1 \begin{aligned} \Delta H_{\pu{1273 K}} &= \pu{-3350 kJ//mol} + (\pu{-25e-3 kJ//K.mol})(\pu{1273 K} - \pu{298 K})\\ &= \boxed{\pu{-3374,4 kJ.mol-1}} \end{aligned}