A combustão do propano \left(\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}\right) libera 2220
\mathrm{kJ} / \mathrm{mol}: \mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}(\mathrm{~g})+5 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 3 \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{~g})+4 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \mid
\Delta \mathrm{H}=-2220 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
Calcule a quantidade de calor liberada na queima de 4,4 \mathrm{~g} de propano.

Passo 1

O enunciado pede: calcular a quantidade de calor liberada na queima de 4,4\\ \mathrm{g} de propano \left(\mathrm{C}_3\mathrm{H}_8\right). As informações relevantes fornecidas são:
  • A reação de combustão do propano com o valor de entalpia por mol:
\mathrm{C}_3\mathrm{H}_8(\mathrm{g}) + 5\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \rightarrow 3\mathrm{CO}_2(\mathrm{g}) + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\ell),\qquad \Delta H = -2220\\ \mathrm{kJ/mol}.
  • A massa de propano que queima: 4,4\\ \mathrm{g}.
Observações importantes (retiradas do enunciado):
  • O valor \Delta H=-2220\\ \mathrm{kJ/mol} significa que, para cada mol de \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8 consumido, há liberação (isto é, saída) de 2220\\ \mathrm{kJ} de calor (o sinal negativo indica processo exotérmico).

Passo 2

Primeiro passo prático: converter a massa de propano em número de mols. Para isso precisamos da massa molar do propano. Explicando devagar:
  • A massa molar é a massa de 1 mol de substância, numericamente igual à soma das massas atômicas dos átomos na fórmula.
  • Átomos que compõem o propano: 3 carbonos e 8 hidrogênios. Usando massas atômicas inteiras aproximadas (como costuma-se fazer em provas rápidas): M_{\mathrm{C}}=12\\ \mathrm{g/mol} e M_{\mathrm{H}}=1\\ \mathrm{g/mol}.
  • Então a massa molar do propano é
M(\mathrm{C}_3\mathrm{H}_8)=3\cdot 12 + 8\cdot 1 = 36 + 8 = 44\\ \mathrm{g/mol}.
Agora cálculo do número de mols n de \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8:
n=\frac{\text{massa}}{\text{massa molar}}=\frac{4,4\\ \mathrm{g}}{44\\ \mathrm{g/mol}}.
Fazendo a divisão (explicando a conta): dividir 4{,}4 por 44 0{,}1, porque 44\times 0{,}1=4{,}4. Então
n = 0{,}1\\ \mathrm{mol}.

Passo 3

Entender como usar \Delta H: o valor de entalpia \Delta H=-2220\\ \mathrm{kJ/mol} é a variação de entalpia por mol de propano reagido. Para n mols reagidos, a variação de entalpia (quantidade de calor trocada a pressão constante) é proporcional a n:
q = n\cdot \Delta H.
Aqui q é o calor trocado pelo sistema (em \mathrm{kJ}), n é o número de mols de \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8 que reagem (em mol) e \Delta H é a entalpia por mol (em \mathrm{kJ/mol}).

Passo 4

Aplicando a fórmula com os valores que encontramos:
q = 0{,}1\\ \mathrm{mol}\times \left(-2220\\ \mathrm{kJ/mol}\right) = -222\\ \mathrm{kJ}.
Interpretação do sinal: o resultado q=-222\\ \mathrm{kJ} indica que o sistema libera 222\\ \mathrm{kJ} para o ambiente (sinal negativo significa calor liberado pelo sistema). Se a pergunta pede a quantidade de calor liberada, normalmente reporta-se o valor positivo do calor liberado: 222\\ \mathrm{kJ} foram liberados.
Pequena verificação mental (pra ficar seguro): se 1 mol libera 2220\\ \mathrm{kJ}, então 0{,}1 mol libera 2220\times 0{,}1=222\\ \mathrm{kJ}. Confere.

Passo 5

Resumo didático e dica para prova:
  • Sempre converta massa → mol usando massa molar antes de usar entalpias por mol.
  • Observe o sinal de \Delta H: negativo = exotérmico (libera calor), positivo = endotérmico (absorve calor).
  • Fazer contas simples de proporcionalidade é suficiente para reagentes em quantidades diferentes da “1 mol”.

Resposta

\,222\\ \mathrm{kJ}

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