O hidrogênio é um combustível bastante atraente, uma vez que sua queima libera energia e que o único produto formado é a água:
H2(g)+1 / 2 O2(g) H2 O(l)
Usando uma tabela de dados termodinâmicos, calcule o calor liberado na combustão de 1 mol de H2(g), produzindo H2 O(l).

Passo 1

Beleza, vamos resumir rapidinho o que o exercício está pedindo e qual conteúdo vamos usar.
O enunciado diz que a gente queima 1 mol de H₂(g) com ½ mol de O₂(g) pra formar H₂O(l) e quer saber o calor liberado nessa combustão. Isso é um clássico de Termoquímica: usamos entalpias padrão de formação (ΔHf°) e a Lei de Hess pra achar a entalpia da reação (ΔH°_reação). Então, o que precisamos é de uma tabela termodinâmica com ΔHf° de H₂(g), O₂(g) e H₂O(l), e a fórmula da Lei de Hess.

Passo 2

Primeiro, o que é entalpia padrão de formação?
  • ΔHf° de uma substância é a variação de entalpia quando 1 mol dessa substância é formado a partir dos seus elementos no estado padrão (25 °C e 1 atm).
  • Por convenção, os elementos na forma mais estável (tipo H₂(g), O₂(g), C(s) grafite, etc.) têm ΔHf° = 0.
    A Lei de Hess diz que a variação de entalpia de uma reação é a soma das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes:
De=ntes) çã

Passo 3

Vamos anotar os valores (tabela típica):
  • ΔHf° [H₂(g)] = 0 kJ/mol
  • ΔHf° [O₂(g)] = 0 kJ/mol
  • ΔHf° [H₂O(l)] = –285,8 kJ/mol

Passo 4

Agora aplicamos a fórmula da Lei de Hess à reação:
H2(g) + tfrac12,O2(g) ;longrightarrow; H2O(l)
ΔH°_reação = [1 mol·ΔHf°(H₂O(l))] – [1 mol·ΔHf°(H₂(g)) + ½·ΔHf°(O₂(g))]
Substituindo os valores:
Deçã

Passo 5

O sinal negativo mostra que a reação é exotérmica, ou seja, libera calor. Quando a questão pede “calor liberado”, a gente geralmente dá o valor positivo desse módulo.

Resposta

O calor liberado na combustão de 1 mol de H₂(g) formando H₂O(l) é 285,8 kJ.

Exercícios relacionados