Para resolver essa questão, precisamos calcular a variação de entalpia da reação dada, utilizando as entalpias de formação dos reagentes e produtos. A reação é: \[ \text{CO (g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2 (g) \rightarrow \text{CO}_2 (g) \] As entalpias de formação são: - Para CO: \( \Delta H_f = -110,5 \, \text{kJ/mol} \) - Para CO2: \( \Delta H_f = -393,5 \, \text{kJ/mol} \) A variação de entalpia da reação (\( \Delta H \)) pode ser calculada pela fórmula: \[ \Delta H = \Sigma \Delta H_f \text{(produtos)} - \Sigma \Delta H_f \text{(reagentes)} \] Substituindo os valores: \[ \Delta H = \Delta H_f \text{(CO}_2\text{)} - \left( \Delta H_f \text{(CO)} + \frac{1}{2} \Delta H_f \text{(O}_2\text{)} \right) \] Como a entalpia de formação do O2 é zero (porque é um elemento em seu estado padrão), temos: \[ \Delta H = -393,5 \, \text{kJ/mol} - (-110,5 \, \text{kJ/mol}) \] \[ \Delta H = -393,5 + 110,5 \] \[ \Delta H = -283 \, \text{kJ/mol} \] Isso significa que, para a reação, são produzidos 283 kJ de energia quando 1 mol de oxigênio é consumido. Agora, vamos analisar as alternativas: a) consumidos 787 kJ. b) consumidos 183 kJ. c) produzidos 566 kJ. d) produzidos 504 kJ. e) produzidos 393,5 kJ. Nenhuma das alternativas corresponde ao valor calculado de -283 kJ. Portanto, parece que houve um erro nas opções apresentadas ou na interpretação da questão. Se precisar de mais ajuda, é só avisar!