1. E muito importante saber a quantidade de calor liberada pelos combustiveis para que seja possivel comparar o valor energético de cada um deles. Na tabela a seguir são mostradas as entalpias de combustão ( \Delta H^{0} ) para alguns combustiveis, isto é, a energia liberada na queima completa de um mol do combustivel. O zero, utilizado como indice superior, indica que as condições iniciais dos reagentes e as finais dos produtos sảo 25^{\circ} \mathrm{C} e 1 atm, chamadas de condições padrão.
    A. Considerando as informações presentes no texto, indique o combustivel que possui maior eficiência energética ( \mathrm{kJ} / \mathrm{g} de combustivel utilizado).
    B. Escreva a equação termoquimica da combustão completa do combustivel indicado na alternativa A.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • (A) Indicar o combustível que possui maior eficiência energética em \mathrm{kJ}/\mathrm{g} a partir da tabela de entalpias de combustão \Delta H^{0} (valores por mol) fornecida.
  • (B) Escrever a equação termoquímica (equação de combustão completa, com o valor de entalpia se for o caso) do combustível indicado em (A).
Informações dadas pelo enunciado:
  • Foi mencionada uma tabela com entalpias de combustão \Delta H^{0} (energia liberada na queima completa de 1 mol do combustível) em condições padrão ( 25^\circ\mathrm{C} e 1\\ \mathrm{atm}).
    Observação importante: a tabela com os valores numéricos de \Delta H^{0} dos combustíveis não foi enviada junto com o enunciado que recebi. Sem esses números não é possível comparar quantitativamente os combustíveis nem decidir qual tem maior \mathrm{kJ}/\mathrm{g}.

Passo 2

Explicação do que é a entalpia de combustão e como ela aparece na tabela.
  • A entalpia de combustão padrão \Delta H^{0}_{\text{comb}} informada na tabela normalmente está em unidades de \mathrm{kJ}/\mathrm{mol}. Isso significa: ao queimar completamente 1 mol daquele combustível nas condições padrão, libera-se (ou absorve-se) \Delta H^{0}_{\text{comb}} kilojoules.
  • Em química, a entalpia de combustão costuma ser um valor negativo (energia é liberada), por exemplo \Delta H^{0}_{\text{comb}}=-x\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{mol}. Para comparar “energia liberada por grama” usamos o valor absoluto (energia liberada), isto é |\Delta H^{0}_{\text{comb}}| quando necessário.

Passo 3

Como transformar \Delta H^{0}_{\text{comb}} em \mathrm{kJ}/\mathrm{g} — procedimento passo a passo (fórmula e interpretação).
  • Dados necessários para cada combustível:
    1. O valor da entalpia de combustão por mol: \Delta H^{0}_{\text{comb}} em \mathrm{kJ}/\mathrm{mol} (pegar da tabela).
    2. A massa molar do combustível M em \mathrm{g}/\mathrm{mol} (calcular a partir da fórmula molecular usando massas atômicas aproximadas: \mathrm{C}=12{,}0, \mathrm{H}=1{,}0, \mathrm{O}=16{,}0, etc.).
  • Fórmula para energia por grama:
\text{Energia por grama} = \frac{|\Delta H^{0}_{\text{comb}}|}{M}\quad\left(\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{g}}\right).
Explicando: |\Delta H^{0}_{\text{comb}}| tem unidades \mathrm{kJ}/\mathrm{mol}; dividir por M ( \mathrm{g}/\mathrm{mol}) cancela o “por mol” e deixa \mathrm{kJ}/\mathrm{g}.

Passo 4

Exemplo prático (ilustrativo) para fixar a ideia — comparar dois combustíveis fictícios/ilustrativos para ver o cálculo. Observação: estes números são apenas exemplos pedagógicos, não são os da sua tabela.
  • Exemplo: suponha que para o combustível A a tabela dá \Delta H^{0}_{\text{comb}}=-890\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{mol} e sua massa molar seja M=100\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}. Então
\text{Energia por grama do A}=\frac{890}{100}=8{,}90\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{g}.
  • Para o combustível B suponha \Delta H^{0}_{\text{comb}}=-1300\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{mol} e M=200\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}. Então
\text{Energia por grama do B}=\frac{1300}{200}=6{,}50\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{g}.
  • Comparando, o combustível A ( 8{,}90\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{g} ) é mais eficiente por massa do que B ( 6{,}50\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{g} ), apesar de B liberar mais \mathrm{kJ} por mol. Isso ilustra por que precisamos dividir por M.

Passo 5

Como calcular a massa molar M a partir da fórmula química (passo-a-passo com exemplo).
  • Se o combustível tiver fórmula \mathrm{C}_x\mathrm{H}_y\mathrm{O}_z, a massa molar é
M = x\cdot 12{,}0 + y\cdot 1{,}0 + z\cdot 16{,}0\\ \\ (\mathrm{g}/\mathrm{mol}).
  • Exemplo: etanol \mathrm{C}_2\mathrm{H}_6\mathrm{O}: M=2\cdot12{,}0 + 6\cdot1{,}0 + 1\cdot16{,}0 = 46{,}0\\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}.

Passo 6

Como escolher o combustível mais eficiente a partir da tabela — procedimento a aplicar na prática durante a prova.
  1. Para cada combustível listado na tabela, anotar \Delta H^{0}_{\text{comb}} (valor por mol) e a sua fórmula química.
  2. Calcular a massa molar M da fórmula (usar massas atômicas aproximadas conforme indicado).
  3. Calcular \dfrac{|\Delta H^{0}_{\text{comb}}|}{M} para obter energia em \mathrm{kJ}/\mathrm{g}.
  4. Comparar os resultados numéricos: o maior valor de \mathrm{kJ}/\mathrm{g} indica o combustível com maior eficiência energética por massa.
    Dica prática: faça uma tabela com colunas: combustível | \Delta H^{0}_{\text{comb}} ( \mathrm{kJ}/\mathrm{mol}) | M ( \mathrm{g}/\mathrm{mol}) | \mathrm{kJ}/\mathrm{g}. Ordene pela última coluna.

Passo 7

Como escrever a equação termoquímica da combustão completa do combustível escolhido — regra geral e exemplo genérico.
  • Para um hidrocarboneto simples com fórmula \mathrm{C}_x\mathrm{H}_y (sem oxigênio na fórmula), a combustão completa é
\mathrm{C}_x\mathrm{H}_y + \left(x+\frac{y}{4}\right)\mathrm{O}_2 \longrightarrow x\,\mathrm{CO}_2 + \frac{y}{2}\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
Explicação do balanço:
  • Cada átomo de C vira um \mathrm{CO}_2 (contribui com x moléculas de \mathrm{CO}_2).
  • Cada par de H (isto é, \tfrac{y}{2} pares) forma \tfrac{y}{2} moléculas de \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • O oxigênio \mathrm{O}_2 necessário é calculado para balancear os átomos de O nos produtos: cada \mathrm{CO}_2 tem 2 O e cada \mathrm{H}_2\mathrm{O} tem 1 O. Assim o total de átomos de oxigênio nos produtos é 2x+\tfrac{y}{2}, que corresponde a 2\left(x+\tfrac{y}{4}\right) átomos de O — dividindo por 2 dá o número de moléculas \mathrm{O}_2.
  • Se o combustível já contém oxigênio ( \mathrm{C}_x\mathrm{H}_y\mathrm{O}_z), a mesma ideia vale, mas o termo de \mathrm{O}_2 bota um ajuste:
\mathrm{C}_x\mathrm{H}_y\mathrm{O}_z + \left(x+\frac{y}{4}-\frac{z}{2}\right)\mathrm{O}_2 \longrightarrow x\,\mathrm{CO}_2 + \frac{y}{2}\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • A equação termoquímica costuma ser escrita incluindo a entalpia por mol de combustível no lado reagente ou como termo junto à equação. Por exemplo, para um combustível X com \Delta H^{0}_{\text{comb}}=-\alpha\\ \mathrm{kJ}/\mathrm{mol}, escreve-se:
\mathrm{X} + \dotsb \longrightarrow \dotsb\qquad\Delta H^{0}=-\alpha\\ \mathrm{kJ}.
Isso significa que, para a estequiometria mostrada (1 mol de \mathrm{X}), são liberados \alpha\\ \mathrm{kJ}.

Passo 8

Resumo prático e observação final sobre a impossibilidade de dar a resposta numérica solicitada.
  • Resumo do procedimento que deve ser aplicado à sua tabela: para cada linha da tabela calcular M, calcular \dfrac{|\Delta H^{0}_{\text{comb}}|}{M} e escolher o maior resultado; depois escrever a equação de combustão do combustível escolhido com a estequiometria correta e indicar \Delta H^{0}_{\text{comb}} por mol (valor que vem da tabela).
  • Observação final importante: como a tabela de \Delta H^{0}_{\text{comb}} não foi enviada, não é possível:
    • determinar qual combustível tem maior \mathrm{kJ}/\mathrm{g} (pergunta A);
    • escrever a equação termoquímica específica com o valor de entalpia (pergunta B), porque isso depende da identidade química do combustível escolhido e do valor \Delta H^{0}_{\text{comb}} para esse combustível.

Resposta

A: Não é possível determinar o combustível com maior eficiência energética ( \mathrm{kJ}/\mathrm{g}) porque a tabela com os valores de \Delta H^{0}_{\text{comb}} não foi fornecida.
B: Não é possível escrever a equação termoquímica específica sem saber qual combustível foi escolhido (a equação depende da fórmula do combustível); o procedimento geral para um hidrocarboneto \mathrm{C}_x\mathrm{H}_y é
\mathrm{C}_x\mathrm{H}_y + \left(x+\frac{y}{4}\right)\mathrm{O}_2 \longrightarrow x\,\mathrm{CO}_2 + \frac{y}{2}\,\mathrm{H}_2\mathrm{O},
e a entalpia associada é \Delta H^{0}_{\text{comb}} (valor por mol, que deve ser tomado da tabela).

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