sexta-feira, 10 de fevereiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 21

21) Nas condições ambientes, as entalpias de formação (em kJ/mol) do CH4, CO2, H2O e O2 são respectivamente, – 75, – 394, – 286 e zero. 
Nessas condições, o calor liberado na combustão de 1mol de metano é, aproximadamente:

Equação de combustão do metano:    CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g)

Entalpia de formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto onde os reagentes são substâncias puras simples que o constituem, logo o metano, o gás carbônico e a água são produtos da reação.


Balanço energético: para calcular o calor de combustão do metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto.

O metano esta como reagente na reação de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação e com consequência o valor da energia envolvida (+75kJ).

O gás carbônico esta como produto na reação de combustão e na de formação ele aparece também como produto, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (–394kJ).

A água esta como produto na reação de combustão, mas formando 2mols, na de formação ela aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 2 (–286 . 2 = –572kJ).

O calor de combustão de um mol metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

∆H = (+75) + (-394) + (-572) = - 891kJ

TERMOQUÍMICA - 20

20) Conhecendo as reações:

CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g)                      ∆H = – 212 kcal

C(s) + 1/2O2(g) => CO(g)                                            ∆H = – 94 kcal

H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l)                                         ∆H = – 68 kcal

A entalpia de formação do gás metano será igual a:

C(s) + 2H2(g) => CH4(g)

Balanço energético: para calcular o calor de formação do metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação, de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.

O metano esta como reagente na reação intermediária de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+212kcal).

O carbono esta como reagente na reação intermediária de combustão e na de formação do gás metano ele aparece também como reagente, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (– 94kcal).

O gás hidrogênio esta como reagente na reação intermediária de combustão e quantidade de 1mol, na de formação ela aparece como reagente, com quantidade igual a 2mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 2 (– 68 x 2 = –136kcal).

O calor de formação de um mol do gás metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

+212 + (– 94) + ( –136) = – 18quilocalorias


Variação de energia (∆H) = –18kcal

quinta-feira, 9 de fevereiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 19

19) São dadas as reações:

C(s) + 2H2(g) => CH4(g) ................... ∆H = – 20,3 kcal

H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g) ................. ∆H = – 22,0 kcal

C(s) + 2Cl2(g) => CCl4(l) .................  ∆H = – 33,3 kcal

Essas equações podem ser empregadas na determinação da variação de entalpia da reação:

CH4(g) + 4Cl2(g) => CCl4(l) + 4HCl(g) ..............  ∆H = ?

Balanço energético: para calcular a variação de energia envolvida na cloração do gás metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação de cloração solicitada.

O metano(CH4) esta como produto na reação intermediária de formação de um mol, na de cloração ele aparece como reagente e um mol, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+20,3kcal).

O gás cloro (Cl2) aparece na reação de cloração se repete em duas reações intemediárias, logo não precisamos analisar.

O tetracloreto de carbono (CCl4) esta como produto na reação intermediária de formação e na de cloração do gás metano ele aparece também como produto, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (– 33,0kcal).

O gás clorídrico (HCl) esta como produto na reação intermediária de formação e quantidade de 1mol, na de cloração ela aparece como produto, com quantidade igual a 4mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 4 (– 22 x 4 = – 88kcal).

O calor envolvido na cloração de um mol do gás metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

+20,3 + ( –33) + ( –88) = – 100,7 quilocalorias


Variação de energia(∆H) = – 100,7 kcal

segunda-feira, 6 de fevereiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 18

18) Calcula-se que na reação: C(diamante) + O2(g) => CO2(g) a variação de entalpia, em kJ/mol, vale

Dadas as reações intermediárias abaixo:

C(grafita) => C(diamante)              ∆H = + 1,9 kJ/mol

C(grafita) + O2(g) => CO2(g)       ∆H = – 393,5 kJ/mol

Observe que na equação onde queremos calcular a variação de entalpia o carbono diamante esta como reagente e na equação dada esta como produto, logo teremos que inverter esta equaçãoe como consequência o sinal da variação de entalpia.

A variação de entalpia será igual a –1,9kJ/mol.

O dióxido de carbono na equação onde queremos determinar a variação de entalpia esta sendo produzido e na equação dada também, logo o valor e o sinal da variação de entalpia não muda.

A variação de entalpia será igual a –393,5kJ/mol.

Balanço energético ou variação de entalpia de uma reação se refere a soma das energias, absorvidas e liberadas, envolvidas nas reações intermediárias.

Variação de entalpia(∆H) = –1,9 + (–393,5) = – 395,4kJ/mol

TERMOQUÍMICA - 17

17) Dadas as entalpias de formação das substâncias abaixo:

Al2O3(s) ........... –1670

MgO(s) ............. – 604

Calcular a variação da entalpia da reação representada por:

3MgO(s) + 2Al(s) => 3Mg(s) + Al2O3(s)

Entalpia de formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto apenas, onde os reagentes são substâncias puras simples no seu estado alotrópico mais estável, que constituem o produto.

As duas substâncias fornecidas e suas entalpias representam a equação de formação, logo elas serão produtos nestas equações e quantidades iguais a um mol.

Se examinarmos a reação cuja variação de entalpia é solicitada o MgO tem que ser reagente e quantidade igual a 3 mols, como na de formação ele esta 1 mol como produto precisamos inverter o sinal da variação de entalpia e multiplicar por 3.
E o Al2O3 tem que estar como produto e quantidade igual a 1 mol, igual ao equação de formação, logo o sinal da sua entalpia e a quantidade não precisa mudar.

A variação de entalpia da reação desejada é o balanço energético das duas reações dadas, ou seja somamos a variação do MgO com sinal positivo e multiplicada por três com a variação do Al2O3 com sinal negativo e teremos.

∆H = 1812 + ( –1670) = 142 kJ

quarta-feira, 1 de fevereiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 16

16) Calcular a variação de entalpia da reação:

2 H2S(g)  +  1O2(g) => 2S(s)  +  2H2O(l)

Dadas as reações com sua variações de entalpia

2H2S(g)  +  3O2(g) => 2SO2(g)  +  2H2O(l)                         ∆H = -1124 kJ

3S(s)  +  2H2O(l) => 2H2S(s)  +  SO2(g)                               ∆H = +233 kJ

Precisamos achar um artifício matemático (inversão, multiplicação ou divisão) para ao somar as reações dar como resultado a reação que temos por objetivo calcular o ∆H.

O detalhe desta questão é que vai dar valores dos coeficientes múltiplos dos coeficientes solicitados, logo no final teremos que dividir o delta H encontrado por este múltiplo.

Reescrevendo a primeira, invertendo a segunda multiplicada por dois e
depois dividindo por 3 teremos a reação solicitada, veja abaixo.

2 H2S(g)  +  3 O2(g) =>2 SO2(g)  +  2 H2O(l)                            ∆H = -1124 kJ

 2 . 2 H2S(s)  + 2 . 1 SO2(g) => 2 . 3 S(s)  +  2 . 2 H2O(l)     ∆H = - (2 . 233) kJ = - 466 kJ

Somando elas teremos

6 H2S(g)  +  3 O2(g) => 6 S(s)  +  6 H2O(l)                         ∆H = - 1590 kJ

Os dióxidos de enxofre se anularam!

Dividindo por 3 teremos

2 H2S(g)  +  1O2(g) => 2S(s)  +  2H2O(l)                            ∆H = - 1590 / 3 = - 530 kJ

TERMOQUÍMICA - 15

15)  Dados:

I. Calor de combustão do etanol é – 327,6 kcal

II. Calor de formação da água é – 68,3 kcal

III. Calor de formação do dióxido de carbono é – 94 kcal

Qual o calor de formação do etanol?

Calor de formação do etanol: é a energia envolvida na formação de um mol de etanol partindo dos seguintes reagentes: carbono (C), hidrogênio(H2) e oxigênio(O2) como subtâncias puras simples mais estáveis.

As equações acima podem ser empregadas na determinação da variação de entalpia da reação:

2C(s)+ 3H2(g)+ 1/2O2(g)=> CH3CH2OH             
∆H = ?

Balanço energético: para calcular a variação de energia envolvida na formação do etanol a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.

O etanol(CH3CH2OH ) esta como reagente na reação intermediária de combustão de um mol, na de formação ele aparece como produto e um mol, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+327,6kcal).

O gás hidrogênio(H2) aparece na reação de formação da água como reagente e um mol, na de formação do etanol aparece também como reagente mas 3 mols, logo precisamos multiplicar o valor da energia por 3 (
– 68,3 x 3).

O gás oxigênio se repete em todas as reações logo não deve ser analisado.

O carbono(C) esta como reagente na reação intermediária de formação do dióxido de carbono e um mol, na de formação do etanol ele aparece também como reagente mas 2 mols, logo o valor de energia deve ser multiplicado por 2 ( 
94 x 2kcal).

A energia envolvida na formação de um mol do etanol será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

+327,6 + ( –204,9) + ( –188) = –65,3kcal

Variação de energia(
∆H) = –65,3 kcal

TERMOQUÍMICA - 14

14) Determine o calor de formação do HCl(g) em kJ/mol, a partir dos dados abaixo fornecidos:

Obs.: Os dados abaixo foram determinados a 25°C.

1/2N2(g) + 3/2H2(g) => NH3(g) ............................. ∆H = -46,1kJ/mol

1/2N2(g) + 2H2(g) + 1/2Cl2(g) => NH4Cl(s) .............. 
∆H = -314,1kJ/mol

NH3(g) + HCl(g) => NH4Cl(s) ................................. 
∆H = -176,4kJ/mol

Calcular o calor de formação do ácido clorídrico (HCl).

Balanço energético: para calcular o calor de formação do ácido clorídrico a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações intermediárias para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.

Reação de formação: 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => 1HCl(g)

O ácido clorídrico esta como reagente na reação intermediária, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação, precisamos da quantidade de um mol e aparece na intermediária com um mol, logo precisamos apenas inverter o valor de energia. 
O valor da energia envolvida será (+176kJ/mol).

O cloro esta como reagente na reação intermediária e na de formação do ácido clorídrico e as quantidades também são iguais, logo o valor da energia envolvida ficará igual (-314,4kJ/mol)

O gás hidrogênio esta como reagente nas duas reações intermediárias, mas a quantidade necessária é igual a meio mol, que será a diferença entre 2 mols e 3/2 de mol, precisamos inverter a equação de formação da amônia para poder fazer a diferença. 
A energia envolvida será igual a (+46,1kJ/mol).

O calor de formação de um mol do ácido clorídrico será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

+176 + (+46,1) + ( –324,4) = –92,3kJ/mol


Variação de energia (∆H) = –92,3kJ/mol

domingo, 29 de janeiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 13

13) São das as equações termoquímicas a 25°C e 1atm

I) 2C2H2(g) + 5O2(g) => 4CO2(g) + 2H2O(l)                     
∆H = – 2602 kJ

II) 2C2H6(g) + 7O2(g) => 4CO2(g) + 6H2O(l)                   
∆H = – 3124 kJ

III) H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l)                                                
∆H = – 286 kJ

Aplique a lei de Hess para a determinação  da variação de entalpia(
∆H) da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação:


C2H2(g) + 2H2(g) => C2H6(g)

Balanço energético: para calcular o calor de hidrogenação do acetileno a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de hidrogenação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das três equações de combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.

O gás acetileno esta como reagente na reação intermediária de combustão e na de hidrogenação ele aparece como reagente também, mas a quantidade de dois mols que aparece na equação de combustão deve ser convertida para um mol e para isto vamos dividir as quantidades por dois, como consequência o valor da energia envolvida será também dividido por dois (–2602/2) = –1301

O gás hidrogênio esta como reagente na reação intermediária de combustão e quantidade de 1mol, na de hidrogenação ele aparece como reagente, com quantidade igual a 2mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por dois (– 286 x 2) = – 572.

O gás etano (
C2H6) aparece como produto da equação de hidrogenação e na quantidade de um mol, na intermediária de combustão aparece como reagente mas quantidade igual a dois mols, logo precisamos trocar o sinal dividir por dois a energia envolvida ne combustão.

Energia envolvida: (+3124/2) = +1562 

O calor de hidrogenação de um mol do gás acetileno será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.

Energia envolvida = –1301 + (– 572) + ( +1562)

Variação de energia(
∆H) = –311kJ

TERMOQUÍMICA - 12

12) Conhecendo os calores de formação da glicose (302kcal/mol), do gás carbônico (94kcal/mol) e do álcool (66 kcal/mol), podemos afirmar que a fermentação ocorre com liberação ou absorção de quanto de energia?
Dado: a fermentação da glicose (
C6H12O6) produz etanol e gás carbônico.

Calor de formação é a energia liberada ou absorvida na formação de um mol da substância, tendo como reagentes substâncias puras simples no seu estado padrão mais estável.

1. 6C + 6H2 + 3O2 ==>1C6H12O6        ∆Ho = 302kcal/mol

2. 2C + 3H2 + 1/2O2 ==>1C2H5OH     ∆Ho = 66 kcal/mol

3. C  +  O2 ==>1CO2                           ∆Ho = 94kcal/mol

A equação para determinar a variação de energia do processo de fermentação é:

C6H12O6 ==> 2C2H5OH + 2CO2

1. precisamos de um mol de glicose como reagente, logo vamos inverter a primeira equação,  pois a glicose esta como produto.

2. precisamos de 2 mols de álcool como produto, logo vamos multiplicar a equação 2 por dois, já que aparece somente um mol.

3. precisamos de dois mols de gás carbônico como produto, logo vamos multiplicar a equação 3 por dois.

∆Ho final = +302 + (66 . 2) + ( 94 . 2) = 18kcal/mol

TERMOQUÍMICA - 11

11) O selênio é um elemento que exibe alotropia, isto é, pode ser encontrado em mais de uma forma sólida diferente. A forma mais estável é o selênio cinza, mas esse elemento também pode ser encontrado como selênio α e como selênio vítreo. Sabendo que a entalpia de formação do selênio α é de 6,7 kJ/mol e que a entalpia de formação do óxido de selênio gasoso é de 53,4 kJ/mol, a entalpia da reação: 

2Se (s,α) + O2 (g) → 2 SeO (g) será:

RESOLUÇÃO

A entalpia de formação é definida como energia envolvida na produção de 1 mol de uma substância, partindo de substância puras simples mais estáveis como reagentes.
O selênio α será produto e na reação a ser determinada a entalpia ele aparece como 2 mols de reagente, logo vamos precisar inverter o sinal da sua entalpia de formação e multiplicar por 2.
O óxido de selênio será produto e na reação a ser determinada a entalpia ele aparece como produto, mas precisamos de 2 mols, logo vamos multiplicar por 2 a sua entalpia de formação.

A entalpia da reação final será a soma das entalpias das reações intermediárias considerando as alterações feitas nos seus valores.


∆H = [- 6,7 .2] + [2 .53,4] =  93,4 kJ



quinta-feira, 26 de janeiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 10

10) Processo Industrial de obtenção do Ferro Metálico

MINÉRIO + CARVÃO + AR => FERRO METÁLICO + GÁS CARBÔNICO

Reação Global:  2Fe2O3(s)  + 6C(s) + 3O2(g) =>  4Fe(s) + 6CO2(g)

Calcular a variação de entalpia neste processo.

Reações Intermediárias:

1) C(s)  +  ½O2(g) => CO(g) + 112,3kJ

2) 3Fe2O3(s)  + CO(g) +  401,3kJ => 2Fe3O4(s)  +  CO2(g) 

3) Fe3O4(s)  +  CO(g) +  3,4kJ => 3FeO(s) + CO2(g)

4)  FeO(s) +  CO(g) =>  Fe(s) +  CO2(g) + 13,8kJ


RESPOSTA: os valores de energia que aparecem nas equações não são as variações de entalpia, vamos determiná-las abaixo..

Energia somada nos reagentes significa reação absorvendo energia e variação de entalpia positiva.

Energia subtraída nos produtos significa reação liberando energia e variação de entalpia negativa.

1) C(s) +  ½O2(g)  => CO(g)                                          ∆H = 112,3 kJ

2) 3Fe2O3(s)  + CO(g) => 2Fe3O4(s) + CO2(g)                  ∆H = +401,3 kJ

3) Fe3O4(s) + CO(g)=> 3FeO(s) +  CO2(g)                       ∆H = +33,4 kJ

4) FeO(s) + CO(g)=> Fe(s) + CO2(g)                               ∆H = 13,8 kJ

Pela reação global: 2Fe2O3(s)  + 6C(s) + 3O2(g)=> 4Fe(s) + 6CO2(g)

Multiplicamos a equação 1 por 6, pois na global precisamos de 6 mols de Carbono.

∆H = 112,3 x 6 kJ

Multiplicamos a equação 2 por 2/3, pois na global precisamos de 2 mols de Fe2Ocomo reagente.

∆H = +401,3 x 2/3 kJ

Multiplicamos a equação 3 por 4/3, pois na global precisamos de 4/3 mols de Fe3O4.

∆H = +33,4 x 4/3 kJ

Multiplicamos a equação 4 por 4, pois na global precisamos de 4 mols de FeO.

∆H = 13,8 x 4 kJ

∆H final será a soma das variações de entalpia de cada reação.

∆H = [112,3 x 6]  +  [+401,3 x 2/3] + [+33,4 x 4/3]  +  [13,8 x 4]

∆H = – 416, 94 kJ





TERMOQUÍMICA - 09

09) LEI DE HESS: o calor que se manifesta numa reação química é o mesmo, quer a reação se dê em uma ou várias etapas, logo o calor absorvido ou liberado em uma reação é constante, dependendo apenas do estado inicial e final dos reagentes e produtos, e não de quaisquer estados intermediários.

A lei de Hess é a particularização mais importante do primeiro princípio da Termodinâmica, sendo uma decorrência direta do fato de a entalpia ser uma função de estado. Em outras palavras, a lei de Hess decorre do fato de que a variação de entalpia de um sistema depende apenas do sistema antes e depois da transformação, e não do caminho percorrido pelo sistema para ir do estado inicial ao estado final.

Os calores de reação são aditivos, da mesma forma que as reações a eles associadas.

Por exemplo é impossível medir com precisão o calor liberado quando carbono é queimado a monóxido de carbono (CO), porque a combustão não pode ser interrompida exatamente no estágio CO.
Podemos medir, entretanto, com precisão, o calor liberado quando carbono queima até dióxido de carbono (392,9 kJ/mol) e também o calor liberado quando o CO queima até CO2 (282,6 kJ/mol).

A variação de entalpia para a queima de C a CO é determinada algebricamente através das duas equações termoquímicas determinadas experimentalmente. Se duas equações químicas são adicionadas ou subtraídas, as variações de entalpia correspondentes podem ser adicionadas ou subtraídas segundo a lei de Hess.

Assim,

1) 1C(grafite)  +  1O2(g)  => 1CO2(g)        ∆Ho = 392,9 kJ/mol

2) 1CO(g)  +  1/2O2(g)  => 1CO2(g)        ∆Ho = 282,6 kJ/mol

Queremos saber o valor da entalpia liberada na queima do monóxido de carbono, que é uma reação intermediária da queima do dióxido de carbono,

1C(grafite)  +  1/2O2(g)  => 1CO(g)             ∆H= ?    

Usando a lei da aditividade poderemos somar a reação 1 com a reação 2 invertida e obteremos:

1C(grafite)  +  1O2(g)   +  1CO2(g)  => 1CO(g)  +  1/2O2(g)   1CO2(g)

Observe que um mol de CO2 se cancela, pois ocorre formação de um mol de gás carbônico na primeira reação e depois consumo de um mol na segunda invertida e sobrará meio mol de Oe a reação resultante é a da queima do CO.

∆H392,9 + 282,6 = 110,3 kJ, ou seja ocorre liberação de 110,3 quilojoules.

TERMOQUÍMICA - 08

08) Na comparação entre combustíveis, um dos aspectos a ser levado em conta é o calor liberado em sua queima, o outro é o preço. 
Gasolina e álcool(etanol) têm sido muito usados no Brasil como combustíveis.
A queima de 1,0 L de gasolina libera 31.300 kJ. Sabendo que a densidade do álcool é 0,8 kg/L, calcule a energia liberada por 1,0 L de álcool.

Dados: calor de combustão da gasolina = - 5.110kJ/mol e calor de combustão do etanol = - 1.230kJ/mol

RESOLUÇÃO

Cálculo da massa de álcool a ser queimada.

Leitura de densidade: 0,8Kg/L ; cada litro de álcool tem massa igual a 0,8 quilogramas, logo serão queimados 0,8Kg ou 800 gramas.

Cálculo da energia liberada ao queimar 800 gramas de álcool.

Leitura molar: 1.230kJ/mol: cada mol de álcool ao ser queimado libera 1.230 quilojoules de energia.

Cálculo da massa molar do álcool etílico ou etanol.

ET: 2 carbonos

AN: ligação simples entre carbonos

OL: presença do grupo hidroxila (-OH) na molécula

Fórmula do etanol: CH3CH2OH

Massa molar: (2 .12)  +  (6 .1)  +  (1 .16) = 46 gramas/mol

Leitura mássica: 1.230kJ/mol = 1.230kJ/46gramas: ao queimarmos 46 gramas de etanol teremos a liberação de 1.230 quilojoules de energia.

1.230 kJ .................... 46 gramas
kJ ......................... 800gramas


x = 21.391 kJ




quarta-feira, 25 de janeiro de 2017

TERMOQUÍMICA - 07

07) O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância sólida muito dura e, por esta razão, é utilizada na fabricação de vários tipos de ferramentas. A variação de entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio a partir dos elementos C(grafite) e W(s) é difícil de ser medida diretamente, pois a reação ocorre a 1400ºC.
No entanto, pode-se medir com facilidade os calores de combustão dos elementos C(grafite), W(s) e do carbeto de tungstênio, WC(s):

2W(s)  + 3O2(g) => 2 WO3(s)                                         ∆H = 1680,6Kj

C(grafite) + O2(g)=> CO2(g)                                             ∆H = 393,5 Kj

2WC(s) + 5O2(g)=> 2CO2(g)+ 2WO3(s)                          ∆H = 2391,6 Kj

Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se a mesma é endotérmica ou exotérmica:

W(s)+ C(grafite) => WC(s)                     ∆H = ?

Resolução: balanço energético: para calcular o calor de formação do carbeto de tugnstênio (WC) a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes nas equações dadas e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.

W(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece também como reagente e a quantidade de dois mols, logo como consequência o valor da energia envolvida deverá ser somente dividida por dois para ficar igual no balanço energético (–1680,6 / 2Kj).

O carbono grafite esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação  ele aparece também como reagente e a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também (–393,5Kj).

O WC(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece como produto e a quantidade é de dois mols e na de formação é de 1mol, logo precisamos inverter a reação e dividir por dois o valor da energia envolvida na reação (+2391,6 / 2 Kj)

∆H = –1680,6 / 2Kj – 393,5Kj + 2391,6 / 2 Kj

∆H = –38 Kj, logo exotérmica