5- Um equívoco comum é que a seguinte reação química ocorre quando a água é fervida:
2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}
em vez de:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(l)} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(g)}
(a) Que evidência você tem de que a segunda reação está correta?
(b) Como a entalpia da reação errada se compara com a da reação correta?

Passo 1

O enunciado apresenta duas reações possíveis quando a água é aquecida:
2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)} \rightarrow 2\mathrm{H}_{2(g)} + \mathrm{O}_{2(g)}
(equação errada, decomposição) e
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)} \rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(g)}
(reação correta, vaporização). Perguntas a responder:
(a) Que evidência existe de que a segunda reação é a que realmente acontece ao ferver água?
(b) Como a entalpia da reação errada se compara com a da reação correta?
Informações relevantes a usar:
  • Vaporizar água é normalmente observado a temperaturas próximas a 100^\circ\mathrm{C} (1 atm).
  • Entalpia de formação padrão: \Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}) e valores de referência para \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 (gases) são usados para calcular \Delta H^\circ de reações.
  • Entalpia de vaporização da água é um valor padrão conhecido (ordem de 10^1\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).

Passo 2

Explicando de forma didática o que é um teste experimental/observação que distingue uma mudança física (vaporização) de uma mudança química (decomposição).
Conceito rápido (sem jargão):
  • Mudança física: as moléculas ficam separadas, mas a própria molécula não muda; ex.: água líquida vira vapor de água — a molécula continua sendo \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • Mudança química: ligações covalentes dentro das moléculas são quebradas e formadas outras ligações; ex.: formar \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 exigiria rearranjo das ligações O–H para formar H–H e O=O.
Evidências práticas que mostram que, ao ferver água, ocorre apenas vaporização (lista de coisas que um experimento faria e o que observaria):
  • Se coletar o gás que sai de água a ferver e condensá‑lo de volta, obtém‑se água líquida idêntica à original (mesmo cheiro, mesma salinidade se houver, mesma massa relativa). Isso mostra que a substância não foi quimicamente transformada.
  • Análises do gás (espectroscopia infravermelha ou espectrometria de massa) identificam picos/fragâncias compatíveis com \mathrm{H}_2\mathrm{O} gasoso, não com \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2. (Isto é evidência direta: compose the gas and see it’s water vapor.)
  • Testes de combustão/segurança: se realmente saíssem \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 nas proporções indicadas, o gás seria altamente inflamável/explosivo (mistura de 2\\ \mathrm{H}_2 : 1\\ \mathrm{O}_2 é explosiva). Na prática, o gás de uma fervura não dá “estouro” ao acender com uma chama nem provoca combustão espontânea.
  • Massa/estequiometria: para a decomposição indicada, duas mols de água líquida deveriam perder massa de forma compatível (formando \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2). Medindo-se massa e composição do sistema não se observa a perda correspondente que indicaria formação desses gases.
  • Controle comparativo: eletrólise da água (processo químico conhecido) produz precisamente bolhas de \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 na razão 2:1 nos eletrodos. Essa produção só ocorre com corrente elétrica; aquecer a água sem eletrólise não produz o mesmo efeito. Ou seja, um experimento que gera \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 é claramente diferente do que se observa ao ferver.
Esses pontos juntos (recuperar o líquido idêntico após condensação; análise espectral mostrando \mathrm{H}_2\mathrm{O}; ausência de comportamento inflamável; contraste com eletrólise) são provas experimentais de que a segunda equação é a que ocorre na fervura.

Passo 3

Agora vamos à termodinâmica: explicar entalpia e calcular a diferença de energia entre as duas “reações”.
O que é entalpia de reação \Delta H^\circ?
  • É a quantidade de calor absorvida ( \Delta H^\circ>0) ou liberada ( \Delta H^\circ<0) por uma reação química realizada a pressão constante, nas condições padrão.
  • Para calcular \Delta H^\circ usa‑se a soma das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes:
\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = \sum\Delta H_f^\circ(\text{produtos}) - \sum\Delta H_f^\circ(\text{reagentes}).
Aqui \Delta H_f^\circ(X) é a entalpia padrão de formação de X (energia para formar 1 mol de X a partir dos elementos em seus estados padrão).
Valores que vamos usar (valores padrão de referência, redondos para facilitar contas — ainda assim suficientes para comparação):
\Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}) = -285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2(g)) = 0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\qquad \Delta H_f^\circ(\mathrm{O}_2(g)) = 0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
(Nota: para gases diatômicos elementares padrão, o \Delta H_f^\circ é zero.)

Passo 4

Calcular a entalpia da reação errada (decomposição) usando a fórmula:
Reação errada:
2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)} \rightarrow 2\mathrm{H}_{2(g)} + \mathrm{O}_{2(g)}
Aplicando a fórmula:
\Delta H^\circ_{\text{decomp}} = \bigl[2\Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2(g)) + 1\cdot\Delta H_f^\circ(\mathrm{O}_2(g))\bigr] - \bigl[2\Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)})\bigr].
Substituindo os valores:
\Delta H^\circ_{\text{decomp}} = \bigl[2\cdot 0 + 1\cdot 0\bigr] - \bigl[2\cdot(-285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}})\bigr] = -2\cdot(-285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).
Logo:
\Delta H^\circ_{\text{decomp}} = +571,66\\ \mathrm{kJ}
para a reação escrita com 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Em termos por mol de água reagida:
\Delta H^\circ_{\text{decomp, por mol}} = \frac{571,66\\ \mathrm{kJ}}{2} = +285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 5

Calcular a entalpia da reação correta (vaporização) e comparar numericamente.
Reação correta (vaporização, por mol):
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)} \rightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(g)}
A entalpia padrão associada é a entalpia de vaporização \Delta H_{vap}^\circ. Um valor típico padrão é
\Delta H_{vap}^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) \approx +44,0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
(esse valor depende levemente da temperatura, mas a ordem de grandeza é essa — tipicamente 40 45\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} na faixa ambiente/100°C).
Comparação direta (por mol de água):
\Delta H^\circ_{\text{decomp, por mol}} \approx +285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\Delta H^\circ_{\text{vap}} \approx +44,0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
Razão:
\frac{285,83}{44,0} \approx 6,5.
Interpretação: a decomposição \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}\rightarrow\mathrm{H}_2(g)+\tfrac{1}{2}\mathrm{O}_2(g) requer aproximadamente 6{,}5 vezes mais energia por mol do que a simples vaporização. Ambas as mudanças são endotérmicas ( \Delta H>0), mas a decomposição é muito mais custosa em energia.

Passo 6

Explicação conceitual final (por que isso faz sentido e o que significa na prática):
  • Vaporização consome energia para vencer forças intermoleculares (ligações fracas entre moléculas de água — pontes de hidrogénio), sem quebrar as ligações covalentes O–H dentro de cada molécula. Essa é a razão do valor moderado \sim+44,0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Decompor \mathrm{H}_2\mathrm{O} em \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2 exige quebrar ligações O–H (fortes) e formar ligações H–H e O=O; o balanço energético resulta num grande gasto de energia (aqui mostrado por \approx+285,8\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}). Por isso a decomposição não ocorre simplesmente ao aquecer à temperatura de ebulição — é necessária muito mais energia (ou um processo eletroquímico ou temperaturas extremas/catalisadores).
  • Conclusão prática: ferver água fornece energia suficiente para separar moléculas (fase líquida → gás), não para quebrar as ligações dentro das moléculas de água e produzir \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2.

Resposta

(a) Evidências experimentais: ao coletar e condensar o vapor obtém‑se água idêntica; análise espectral do gás mostra \mathrm{H}_2\mathrm{O} gasoso, não \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2; o gás da fervura não apresenta comportamento inflamável/explosivo como uma mistura 2\\ \mathrm{H}_2:1\\ \mathrm{O}_2; eletrólise (processo diferente) é necessária para produzir \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2.
(b) \Delta H^\circ_{\text{decomp}} \approx +285{,}83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} (por mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}); \Delta H^\circ_{\text{vap}} \approx +44{,}0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. A decomposição requer cerca de 6{,}5 vezes mais energia do que a vaporização.

Exercícios relacionados