UEFS Caderno 3 2015/2
O valor da entalpia-padrão de combustão, é medido com uma bomba calorimétrica e serve para avaliar a quantidade de calor envolvida na combustão de substâncias orgânicas, a exemplo das apresentadas na tabela, utilizadas como fonte de energia. Um dos problemas ocasionados pelo uso dessas substâncias químicas, como combustível, é a produção do dióxido de carbono, CO2(g), um gás que contribui para o aumento do efeito estufa.
Com base na análise dessas informações, associadas aos conhecimentos sobre termoquímica, é correto afirmar:
A combustão de hidrocarbonetos é um processo endotérmico.
O poder calorífico, em kJg−1 , do metano é maior do que o do butano.
A energia liberada na combustão de 2,0mol de metano é menor do que a envolvida na combustão de 46,0g de etanol.
O valor da entalpia de combustão independe do estado físico das substâncias químicas envolvidas na reação química.
A reação de 3,0.1023 moléculas de gás butano, com oxigênio suficiente, libera para a atmosfera 89,6L de dióxido de carbono, medidos nas CNTP.
Resolução
A tabela fornece as entalpias-padrão de combustão (∆Hc) em kJ mol−1:
- Metano, CH4(g): −891 kJ mol−1
- Butano, C4H10(g): −2878 kJ mol−1
- Etanol, C2H5OH(l): −1367 kJ mol−1
Cálculo do poder calorífico (kJ g−1)
O poder calorífico é a energia liberada por unidade de massa.
• Metano: Massa molar = 16 g. \(q_{m}=\frac{891}{16}\approx 55,7\;\text{kJ g}^{-1}\)
• Butano: Massa molar = 58 g. \(q_{m}=\frac{2878}{58}\approx 49,6\;\text{kJ g}^{-1}\)
Logo, o metano libera mais energia por grama do que o butano.
Análise das alternativas
Somando-se os raciocínios apresentados nas explicações individuais, verifica-se que somente a alternativa B está correta.
Dicas
Erros Comuns
Entalpia de combustão (∆Hc) é a variação de entalpia quando 1 mol de uma substância reage completamente com O2, em condições-padrão (25 °C, 1 atm). Para combustíveis comuns, ∆Hc é negativa (processo exotérmico).
Poder calorífico corresponde à energia liberada por unidade de massa ou volume do combustível. Calcula-se dividindo-se a ∆H de combustão pelo número de gramas (ou litros) referentes a 1 mol.
Nas CNTP (0 °C, 1 atm), 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 L. Relações molares estequiométricas permitem converter quantidade de combustível em volume de CO2 produzido.
