Resolução – UNESP 2016 (2ª Fase) – Q 18 (Química)

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Questão 18

Em 1840, o cientista Germain Henri Hess (1802-1850) enunciou que a variação de entalpia (ΔH) em uma reação química é independente do caminho entre os estados inicial e final da reação, sendo igual à soma das variações de entalpias em que essa reação pode ser desmembrada. Durante um experimento envolvendo a Lei de Hess, através do calor liberado pela reação de neutralização de uma solução aquosa de ácido cianídrico (HCN) e uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), foi obtido o valor de $$2,9\, kcal\cdot mol^{-1}$$ para a entalpia nesta reação. Sabendo que a entalpia liberada pela neutralização de um ácido forte e uma base forte é de $$13,3\, kcal\cdot mol^{-1}$$, que o ácido cianídrico é um ácido muito fraco e que o hidróxido de sódio é uma base muito forte, calcule a entalpia de ionização do ácido cianídrico em água e apresente as equações químicas de todas as etapas utilizadas para esse cálculo. Solução: Equação de neutralização do ácido HCN por uma base forte (1): $$HCN + OH^{-} \longrightarrow CN^{-} + H_{2} O$$          $$\Delta E = -2,9\, kcal$$ Neutralização de ácido forte por base forte (2): $$H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_{2} O$$          $$\Delta E = -13,3\, kcal$$ Precisamos da dissociação do ácido HCN, então podemos manter a equação 1 e inverter a equação 2 para que $$H^{+}$$ apareça no produto. Ao inverter a equação 2, invertemos o sinal da entalpia. $$HCN + OH^{-} \longrightarrow CN^{-} + H_{2} O$$          $$\Delta E = -2,9\, kcal$$ $$H_{2} O \longrightarrow H^{+} + OH^{-}$$                         $$\Delta E = +13,3\, kcal$$ $$HCN \longrightarrow H^{+} + CN^{-}$$                                 $$\Delta E = +10,4\, kcal$$