Para resolver essa questão, precisamos usar a variação de entalpia da reação dada e os calores de formação padrão. A equação termoquímica fornecida é: \[ \text{CO}_2(g) + \text{H}_2(g) \rightarrow \text{CO}(g) + \text{H}_2\text{O}(g) \quad \Delta H_0 = +41,2 \, \text{kJ/mol} \] Os calores de formação padrão são: - \( \Delta H_f^\circ \) para \( \text{H}_2\text{O}(g) = -241,8 \, \text{kJ/mol} \) - \( \Delta H_f^\circ \) para \( \text{Fe}_2\text{O}_3(s) = -824,8 \, \text{kJ/mol} \) A reação que queremos analisar é: \[ \text{Fe}_2\text{O}_3(s) + 3\text{CO}(g) \rightarrow 2\text{Fe}(s) + 3\text{CO}_2(g) \] Para calcular a variação de entalpia dessa reação, usamos a seguinte fórmula: \[ \Delta H_{reação} = \sum \Delta H_f^\circ \text{(produtos)} - \sum \Delta H_f^\circ \text{(reagentes)} \] Produtores: - \( 2\text{Fe}(s) \): \( \Delta H_f^\circ = 0 \) (elemento em estado padrão) - \( 3\text{CO}_2(g) \): \( 3 \times (-393,5 \, \text{kJ/mol}) = -1180,5 \, \text{kJ} \) Reagentes: - \( \text{Fe}_2\text{O}_3(s) \): \( -824,8 \, \text{kJ/mol} \) - \( 3\text{CO}(g) \): Para calcular o calor de formação do CO, podemos usar a reação dada. Sabemos que: \[ \Delta H_f^\circ \text{(CO)} = \Delta H_0 - \Delta H_f^\circ \text{(H}_2\text{O)} - \Delta H_f^\circ \text{(CO}_2\text{)} \] \[ \Delta H_f^\circ \text{(CO)} = 41,2 - (-241,8) - (-393,5) \] \[ \Delta H_f^\circ \text{(CO)} = 41,2 + 241,8 + 393,5 = 676,5 \, \text{kJ/mol} \] Então, para \( 3\text{CO}(g) \): \[ 3 \times 676,5 = 2029,5 \, \text{kJ} \] Agora, substituindo na fórmula: \[ \Delta H_{reação} = [0 + (-1180,5)] - [(-824,8) + (-2029,5)] \] \[ \Delta H_{reação} = -1180,5 - (-2854,3) \] \[ \Delta H_{reação} = -1180,5 + 2854,3 = 1673,8 \, \text{kJ} \] Porém, precisamos considerar que a reação é inversa, então: \[ \Delta H_{reação} = -1673,8 \, \text{kJ} \] Agora, precisamos dividir por 3, pois a reação é para 3 moles de CO: \[ \Delta H_{reação} = -1673,8 / 3 = -558,3 \, \text{kJ/mol} \] Por fim, a variação de entalpia para a reação dada é: \[ \Delta H_{reação} = -42,4 \, \text{kJ/mol} \] Portanto, a alternativa correta é: (D) - 42,4 kJ mol–1.