Considere a reação: CHX4(g)+2 FX2(g)→CHX2FX2(g)+2 HF(g) \ce{ CH4(g) + 2 F2(g) -> CH2F2(g) + 2 HF(g) }

Assinale a alternativa que mais se aproxima da entalpia de reação.

DadosHF\ce{HF}FX2\ce{F2}C−F\ce{C-F}C−H\ce{C-H}
ΔHL∘/kJmol\Delta H^\circ_\mathsf{L}/\pu{kJ//mol}565\pu{565}158\pu{158}484\pu{484}412\pu{412}
Gabarito
Gabarito

A entalpia de reação pode ser estimada a partir das energias de ligação. Para isso, identificam-se as ligações quebradas nos reagentes e as ligações formadas nos produtos. Como a reação substitui dois átomos de hidrogênio por dois átomos de flúor, as ligações que mudam são duas ligações C−H\ce{C-H} e duas ligações F−F\ce{F-F}, que são quebradas, e duas ligações C−F\ce{C-F} e duas ligações H−F\ce{H-F}, que são formadas.

Etapa 1.Calcule a entalpia de dissociação das ligações quebradas nos reagentes.

Ligações quebradas: 2×C−H+2×F−F 2\times\ce{C-H} \enspace+\enspace 2\times\ce{F-F} Logo, ΔHquebra∘={2(412)+2(158)}kJmol=1140 kJ ⋅ mol−1 \Delta H_\mathrm{quebra}^\circ = \Big\{ 2(\pu{412}) + 2(\pu{158}) \Big\}\pu{kJ//mol} = \pu{1140 kJ.mol-1}

Etapa 2.Calcule a entalpia de formação das ligações formadas nos produtos.

Ligações formadas: 2×C−F+2×H−F 2\times\ce{C-F} \enspace+\enspace 2\times\ce{H-F} Logo, ΔHformac\ca~o∘=−{2(484)+2(565)}kJmol=−2098 kJ ⋅ mol−1 \Delta H_\mathrm{formação}^\circ = -\Big\{ 2(\pu{484}) + 2(\pu{565}) \Big\}\pu{kJ//mol} = \pu{-2098 kJ.mol-1}

Etapa 3.Calcule a entalpia de reação.

De ΔHr∘=ΔHquebra∘+ΔHformac\ca~o∘ \Delta H_\mathrm{r}^\circ = \Delta H_\mathrm{quebra}^\circ + \Delta H_\mathrm{formação}^\circ Logo, ΔHr∘={(1140)+(−2098)}kJmol=−958 kJ ⋅ mol−1 \Delta H^\circ_\mathrm{r} = \Big\{ (\pu{1140}) + (\pu{-2098}) \Big\}\pu{kJ//mol} = \boxed{ \pu{-958 kJ.mol-1} }