Considere a reação hipotética: Na(s) + Cl2 (g) → NaCl2 (s) S...

Alternativa Correta: B - A entalpia de formação do NaCl₂ é igual a 2758 kJ mol^-1, e o composto não existe.

Tema Central da Questão: Essa questão aborda o cálculo da entalpia de formação de um composto hipotético e a determinação de sua existência com base em dados energéticos. É essencial compreender a termodinâmica envolvida nas reações químicas, especialmente em relação à entalpia de formação e energia de rede.

Fundamentos Teóricos: A entalpia de formação de um composto é a variação de entalpia quando 1 mol desse composto é formado a partir de seus elementos no estado padrão. Para compostos iônicos, a energia de rede é a energia necessária para separar completamente os íons que compõem um sólido iônico. Esses conceitos são críticos na compreensão das forças internas que mantêm um composto unido e se ele é estável ou não.

Justificativa da Alternativa Correta (B):

1. Para calcular a entalpia de formação do NaCl₂, precisamos somar as contribuições energéticas fornecidas:

• Entalpia de sublimação do Na: +108 kJ/mol
• Primeira energia de ionização do Na: +496 kJ/mol
• Segunda energia de ionização do Na: +4562 kJ/mol
• Afinidade eletrônica do Cl: -349 kJ/mol
• Entalpia de dissociação do Cl₂: +121 kJ/mol
• Energia de rede do NaCl₂: -2180 kJ/mol

2. Somando todas essas energias, obtemos:

ΔH_f(NaCl₂) = 108 + 496 + 4562 - 349 + 121 - 2180 = 2758 kJ/mol

3. A entalpia de formação é altamente positiva, indicando que a formação do NaCl₂ a partir de seus elementos não é termodinamicamente favorável. Portanto, o composto não existe.

Análise das Alternativas Incorretas:

A: A entalpia de formação está correta, mas afirma que o composto existe, o que é incorreto.

C e D: Ambas as alternativas calculam incorretamente a entalpia de formação como 2530 kJ/mol, o que não corresponde aos cálculos feitos com base nos dados fornecidos.

E: Apresenta uma entalpia de formação de 411 kJ/mol, que não corresponde aos cálculos realizados utilizando as informações disponíveis.

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A resposta correta seria a alternativa C):

ΔHf(NaCl2) = ​ΔHsub(Na)​+ΔHIE1(Na)​+ΔHIE2(Na)​+ΔHdiss(Cl2)​+2xΔHAE(Cl)+U0(NaCl2)

ΔHf(NaCl2) = (108 + 496 + 4562 + 242 + 2x(-349) - 2180) kj/mol

ΔHf(NaCl2) = 2530 kj/mol

O problema do raciocínio adotado para se chegar à resposta da alternativa B) é que não foi levado em consideração que dois moles de Cl estão sendo transformados em íons cloreto. O que significa que a variação de entalpia de afinidade eletrônia precisa ser multiplicada por dois. Além disso, como 2 moles de Cl são necessários para formar o NaCl2, é preciso também multiplicar a entalpia de dissociação informada por 2.

Veja por exemplo como ficaria a montagem do cálculo da entalpia de formação do MgCl2:

ΔHf(MgCl2) = ​ΔHsub(Mg)​+ΔHIE1(Mg)​+ΔHIE2(Mg)​+ΔHdiss(Cl2)​+2xΔHAE(Cl)+U0(MgCl2)

substituindo os valores (obtidos no CRC Handbook of Chemistry and Physics 95th Edition):

​ΔHf(MgCl2) = 148 kJ/mol + 738 kJ/mol + 1451 kJ/mol + 242 kJ/mol+ 2x(-349) kJ/mol - 2524 kJ/mol

​ΔHf(MgCl2) = -643 kJ/mol

Que é o valor tabelado encontrado nos livros de química geral e de físico-Química.

E através desse exemplo é possível verificar que quando dois moles de Cl (ou de outro halogênio) estão envolvidos na formação de um composto iônico, então é preciso multiplicar o valor da afinidade eletrônica por 2, atentando-se também para a energia de dissociação.