3.16 Calcule o calor-padrão molar de combustão do etanol, \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{5} \mathrm{OH}, para formar \mathrm{CO}_{2}(g) e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l).

Passo 1

O enunciado pede o calor-padrão molar de combustão do etanol, \mathrm{C_2H_5OH}(l), ao reagir com oxigênio para formar \mathrm{CO_2}(g) e \mathrm{H_2O}(l). Esse é um problema de termoquímica que usa a Lei de Hess e entalpias-padrão de formação.

Passo 2

Primeiro escrevemos a reação balanceada de combustão:
\mathrm{C_2H_5OH}(l) \;+\; 3\,\mathrm{O_2}(g) \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{CO_2}(g)\;+\;3\,\mathrm{H_2O}(l)
Pela Lei de Hess, o calor de reação padrão é dado por
\Delta H^\circ_{\text{comb}} =\sum (\text{entalpias-padrão de formação dos produtos}) -\sum (\text{entalpias-padrão de formação dos reagentes}).ãçããçã

Passo 3

Das tabelas de entalpias-padrão de formação, temos:
\Delta H_f^\circ\bigl[\mathrm{CO_2}(g)\bigr] = -393{,}5\;\mathrm{kJ/mol},\quad \Delta H_f^\circ\bigl[\mathrm{H_2O}(l)\bigr] = -285{,}8\;\mathrm{kJ/mol},\quad \Delta H_f^\circ\bigl[\mathrm{C_2H_5OH}(l)\bigr] = -277{,}7\;\mathrm{kJ/mol}.
Note que \Delta H_f^\circ[\mathrm{O_2}(g)]=0.

Passo 4

Substituindo na expressão de Hess:
\Delta H^\circ_{\text{comb}} = \bigl[2(-393{,}5) + 3(-285{,}8)\bigr] - \bigl[-277{,}7 + 3\cdot0\bigr] = -787{,}0 - 857{,}4 + 277{,}7 = -1366{,}7\;\mathrm{kJ/mol}.
O valor negativo indica que a combustão é exotérmica. Logo, o calor-padrão molar de combustão do etanol é aproximadamente -1367\;\mathrm{kJ/mol}.

Resposta

\Delta H^\circ_{\text{comb}} = -1366{,}7\;\mathrm{kJ/mol}.

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