Em uma análise pericial coube ao profissional determinar o calor de formação envolvido em uma redução de óxido de ferro. Sabendo-se que ΔHfo(H2O,L) = -285 kJ/mol, e que ΔHfo(Fe2O3,s) = -824 kJ/mol, o profissional determinou o calor de formação solicitado como sendo de aproximadamente:
- A)-17 kJ/mol de óxido de ferro;
Errada, porque o cálculo pela diferença entre produtos e reagentes não leva a -17 kJ/mol.
- B)+17 kJ/mol de óxido de ferro;
Errada, porque o sinal não é positivo: a reação é exotérmica, com liberação de calor.
- C)-31 kJ/mol de óxido de ferro;
Certa, pois ΔH = 3(-285) - (-824) = -31 kJ/mol de Fe2O3.
- D)+31 kJ/mol de óxido de ferro;
Errada, porque o valor até lembra o módulo da resposta, mas o sinal está invertido.
- E)-50 kJ/mol de óxido de ferro.
Errada, porque esse valor não resulta da aplicação correta das entalpias de formação dadas.
Gabarito: C
Quando a questão fala em calor de formação envolvido na redução do óxido de ferro, o caminho é usar a entalpia da reação pela soma das entalpias de formação: ΔH = ΣΔHf(produtos) - ΣΔHf(reagentes). A reação típica aqui é Fe2O3(s) + 3 H2(g) -> 2 Fe(s) + 3 H2O(l). Como ferro metálico e hidrogênio gasoso são substâncias simples em seu estado padrão, suas entalpias de formação valem zero. Então, sobra basicamente comparar a água formada com o óxido consumido. Nos produtos: 3 mol de H2O, com -285 kJ/mol, dão -855 kJ. Nos reagentes: 1 mol de Fe2O3, com -824 kJ/mol. Fazendo a conta, ΔH = -855 - (-824) = -31 kJ/mol. Ou seja, a reação libera calor, porque o valor é negativo. Nada de mistério químico com cara de pegadinha: é só aplicar a lei de Hess com cuidado e não esquecer que elemento puro no estado padrão não entra na soma. Por isso, o gabarito é a alternativa C, com aproximadamente -31 kJ por mol de óxido de ferro reduzido.