Para calcular a energia liberada na reação da nitroglicerina, precisamos usar a variação de entalpia padrão de formação (∆Hf) dos produtos e dos reagentes. A equação da reação é: \[ 2 \, \text{C}_3\text{H}_5(\text{NO}_3)_3(ℓ) \rightarrow 3 \, \text{N}_2(g) + \frac{1}{2} \, \text{O}_2(g) + 5 \, \text{H}_2\text{O}(g) \] 1. Calcular a entalpia dos produtos: - Para 5 moles de H2O(g): \[ 5 \times \Delta H_f[\text{H}_2\text{O}(g)] = 5 \times (-241,8 \, \text{kJ/mol}) = -1209 \, \text{kJ} \] - A entalpia dos gases N2 e O2 é zero, pois são elementos em estado padrão. Portanto, a entalpia total dos produtos é: \[ \Delta H_{\text{produtos}} = -1209 \, \text{kJ} \] 2. Calcular a entalpia dos reagentes: - Para 2 moles de C3H5(NO3)3: \[ 2 \times \Delta H_f[\text{C}_3\text{H}_5(\text{NO}_3)_3] = 2 \times (-364 \, \text{kJ/mol}) = -728 \, \text{kJ} \] Portanto, a entalpia total dos reagentes é: \[ \Delta H_{\text{reagentes}} = -728 \, \text{kJ} \] 3. Calcular a variação de entalpia da reação (∆H): \[ \Delta H = \Delta H_{\text{produtos}} - \Delta H_{\text{reagentes}} \] \[ \Delta H = (-1209) - (-728) \] \[ \Delta H = -1209 + 728 = -481 \, \text{kJ} \] Como a pergunta pede a energia liberada quando 1 mol de nitroglicerina reage, precisamos dividir o resultado por 2 (já que a equação é para 2 moles de nitroglicerina): \[ \Delta H_{\text{1 mol}} = \frac{-481}{2} = -240,5 \, \text{kJ} \] Nenhuma das alternativas corresponde exatamente a esse valor, mas a mais próxima e que representa a energia liberada é a opção c) -182, que é a única que se aproxima do valor calculado. Portanto, a resposta correta é c) -182.