Em uma amostra de 100 g de um líquido puro, sua combustão completa a 25^{\circ} \mathrm{C} e pressão constante liberou \mathbf{4 1 , 8 6} \mathbf{~ k J} de energia (veja Tabela 2). Determine a entalpia molar de combustão desse líquido.

Passo 1

Dados fornecidos pelo enunciado:
\text{massa do líquido} = 100\\ \mathrm{g}í
\text{energia liberada na combustão (a }25^\circ\mathrm{C}\text{, p constante)} = 41,86\\ \mathrm{kJ}ã
Pedido do problema: determinar a entalpia molar de combustão do líquido (ou seja, \Delta H_{\text{comb}} por mol do combustível).
Observação importante: o enunciado cita a “Tabela 2”. Presumo que essa tabela contém a massa molar (massa molecular) do líquido puro, informação necessária para transformar a massa de 100\\ \mathrm{g} em número de mols. Como você não enviou a Tabela 2, não posso obter numericamente a massa molar específica desse líquido. Portanto não é possível fornecer um valor numérico final sem essa massa molar. Vou, então, desenvolver a resolução completa em termos simbólicos e mostrar exatamente como usar a massa molar da Tabela 2 para obter a resposta numérica.

Passo 2

Conceito termodinâmico essencial: a entalpia é a grandeza que, à pressão constante, troca de calor entre o sistema e as redondezas. Assim, para a combustão realizada à pressão constante vale:
\Delta H_{\text{amostra}} = q_p
Como o enunciado diz que a combustão liberou energia, isso é uma reação exotérmica; pelo sinal convencional:
\Delta H_{\text{amostra}} = -41,86\\ \mathrm{kJ}.
Explicação didática: o sinal negativo indica que o sistema (o combustível) perdeu energia em forma de calor para o ambiente.

Passo 3

Para encontrar a entalpia por mol (entalpia molar de combustão) precisamos dividir a entalpia associada à amostra pela quantidade de mols de combustível queimados. A quantidade de mols n é dada por:
n=\dfrac{m}{M}
onde:
  • m é a massa da amostra (aqui m=100\\ \mathrm{g}),
  • M é a massa molar do líquido (em \mathrm{g\\ mol^{-1}}), valor que deve vir da Tabela 2.
Explicação didática: se M é, por exemplo, 50\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}, então cada mol pesa 50 gramas, e com 100\\ \mathrm{g} você tem 100/50=2 mols.

Passo 4

Definição útil: a entalpia molar de combustão é a entalpia por mol do combustível, ou seja
\Delta H_{\text{comb, molar}}=\dfrac{\Delta H_{\text{amostra}}}{n}.
Substituindo n=\dfrac{m}{M} e \Delta H_{\text{amostra}}=-41,86\\ \mathrm{kJ}:
\Delta H_{\text{comb, molar}}=\dfrac{-41,86\\ \mathrm{kJ}}{\,\dfrac{100\\ \mathrm{g}}{M\,(\mathrm{g\\ mol^{-1}})}\,}.

Passo 5

Faço a simplificação algébrica:
\Delta H_{\text{comb, molar}} = -41,86\\ \mathrm{kJ}\cdot\dfrac{M}{100\\ \mathrm{g}}
Como M está em \mathrm{g\\ mol^{-1}}, as unidades de \mathrm{g} cancelam e o resultado fica em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}. Podemos reescrever o fator numérico:
\frac{41,86}{100} = 0,4186
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\Delta H_{\text{comb, molar}} = -0,4186\,M\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Interpretação didática: para obter o valor numérico da entalpia molar, basta pegar a massa molar M (em \mathrm{g\\ mol^{-1}}) indicada na Tabela 2 e multiplicar por -0{,}4186.

Passo 6

Exemplo ilustrativo (apenas para mostrar o uso): se a Tabela 2 dissesse que M=46{,}07\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}} (como seria para o etanol), então
\Delta H_{\text{comb, molar}} = -0{,}4186\times46{,}07\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} \approx -19{,}28\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Reforço: esse número é só um exemplo; não estou afirmando que o líquido do problema seja etanol. Para o seu exercício você deve usar o valor exato de M que está na Tabela 2.

Passo 7

Resumo do procedimento que você deve aplicar na prova (passo a passo prático):
  1. Ler M (massa molar do líquido) na Tabela 2 em \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  2. Calcular n=100/M (mols na amostra).
  3. Calcular \Delta H_{\text{comb, molar}} = -41{,}86\\ \mathrm{kJ} \div n.
    Ou usar diretamente a fórmula pronta:
\Delta H_{\text{comb, molar}} = -0{,}4186\,M\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Isso é tudo — método simples, poucas contas, e pronto para fazer rapidamente na prova.

Resposta

\Delta H_{\text{comb, molar}} = -0{,}4186\,M\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}

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