UCS Vestibular de Inverno 2012

Precisamos calcular o calor de combustão da glicose (C₆H₁₂O₆) usando a lei de Hess.

1. Dados fornecidos

• 6 C_(s) + 6 H_2(g) + 3 O_2(g) → C₆H₁₂O_6(aq)   ΔH = –1263 kJ mol^-1
• C_(s) + O_2(g) → CO_2(g)   ΔH = –413 kJ mol^-1
• H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(l)   ΔH = –286 kJ mol^-1

A partir deles, interpretamos que:

• ΔH_f(C₆H₁₂O_6(aq)) = –1263 kJ mol^-1
• ΔH_f(CO_2(g)) = –413 kJ mol^-1
• ΔH_f(H₂O_(l)) = –286 kJ mol^-1
• ΔH_f(O_2(g)) = 0 kJ mol^-1 (elemento no estado padrão).

2. Equação de combustão

\[\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_{6(aq)} + 6\,\text{O}_{2(g)} \;\longrightarrow\; 6\,\text{CO}_{2(g)} + 6\,\text{H}_2\text{O}_{(l)}\]

3. Aplicando a lei de Hess

\[\Delta H_{\text{comb}} = \sum n \Delta H_f(\text{produtos}) - \sum n \Delta H_f(\text{reagentes})\]

Produtos:

• 6 CO₂: 6 × (–413) = –2478 kJ
• 6 H₂O: 6 × (–286) = –1716 kJ

Soma dos produtos: –2478 kJ – 1716 kJ = –4194 kJ

Reagentes:

• 1 C₆H₁₂O₆: –1263 kJ
• 6 O₂: 6 × 0 = 0 kJ

Soma dos reagentes: –1263 kJ

Assim:

\[\Delta H_{\text{comb}} = (\!-4194) - (\!-1263) = -4194 + 1263 = -2931\;\text{kJ mol}^{-1}\]

4. Resultado

A energia liberada na queima metabólica de 1 mol de glicose é \(\boxed{-2931\;\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}}\).