O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido…

O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

$$3 \, \text{C}_2\text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_6\text{(l)}$$

A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

I -

$$\text{C}_2\text{H}_2\text{(g)} + \frac{5}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \, \text{CO}_2\text{(g)} + \text{H}_2\text{O(l)} \quad \Delta H_c^\circ = -310 \text{ kcal/mol}$$

II -

$$\text{C}_6\text{H}_6\text{(l)} + \frac{15}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 6 \, \text{CO}_2\text{(g)} + 3 \, \text{H}_2\text{O(l)} \quad \Delta H_c^\circ = -780 \text{ kcal/mol}$$

A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para formação de um mol de benzeno é mais próxima de

GABARITO: B

A questão solicita o cálculo da variação de entalpia da reação de trimerização do acetileno para formar benzeno:

$$3 \, C_{2}H_{2}(g) \rightarrow C_{6}H_{6}(l)$$

Para obter esse valor, utilizamos a Lei de Hess, manipulando as equações de combustão fornecidas de modo que a sua soma resulte na equação global acima.

1. Manipulação da Equação I (combustão do acetileno): Como a reação global consome $3$ mols de $C_{2}H_{2}$, devemos multiplicar a Equação I por $3$, o que também triplica o valor da sua entalpia:$3 \, C_{2}H_{2}(g) + \frac{15}{2} O_{2}(g) \rightarrow 6 \, CO_{2}(g) + 3 \, H_{2}O(l)$ $\Delta H_{1} = 3 \cdot (-310) = -930 \, \text{kcal}$
2. Manipulação da Equação II (combustão do benzeno): Como a reação global produz $1$ mol de $C_{6}H_{6}$, devemos inverter a Equação II, o que inverte o sinal algébrico da sua entalpia:$6 \, CO_{2}(g) + 3 \, H_{2}O(l) \rightarrow C_{6}H_{6}(l) + \frac{15}{2} O_{2}(g)$ $\Delta H_{2} = -(-780) = +780 \, \text{kcal}$
3. Soma das equações: Ao somar as duas equações ajustadas, os reagentes e produtos intermediários ($O_{2}, CO_{2}, H_{2}O$) são cancelados, resultando na equação de trimerização. A variação de entalpia total será a soma das entalpias individuais:$\Delta H_{\text{trimerização}} = \Delta H_{1} + \Delta H_{2}$ $\Delta H_{\text{trimerização}} = -930 + 780 = -150 \, \text{kcal}$