Queimando-se completamente 3,0539 g de álcool etílico líquido, C2 H5 OH, a 25 ^circ C numa bomba calorimétrica, o calor liberado é igual a 90,447 kJ.
a. Calcule o De<a H^circ molar de combustão do álcool etílico a 25^circ C;
b. Se o De<af H^circ do CO2(g) e do H2 O(l) são iguais a -393,51 kJ / mol e -285,83 kJ / mol, respectivamente, calcule o De<at H^circ do álcool etílico.

Passo 1

O enunciado diz queima-se completamente 3,0539 g de etanol líquido C2H5OH a 25 ^circC numa bomba calorimétrica e libera 90,447 kJ de calor.
Conteúdos: estequiometria (cálculo de mols), entalpia molar de reação e aplicação da Lei de Hess para conferir o valor de formação do etanol.

Passo 2

Calcular o número de mols de etanol consumidos.
A massa molar do etanol é
M(C2H5OH) =2times12,011 + 6times1,008 + 15,999 =46,068;g/mol
Logo o número de mols é
n = 3,0539;g46,068;g/mol approx0,06632;mol

Passo 3

Determinar a entalpia molar de combustão De<ac H^circ. A reação é exotérmica, logo
De<ac H^circ = -qn = -90,447;kJ0,06632;mol approx -1364;kJ/mol

Passo 4

Escrever a reação de combustão padrão do etanol e aplicar Lei de Hess:
C2H5OH(l) + 3,O2(g) longrightarrow 2,CO2(g) + 3,H2O(l)
A entalpia dessa reação é
De<ar H^circ =De<ac H^circ = -1364;kJ/mol
Pela Lei de Hess,
De<ar H^circ =l[2,De<af H^circ(CO2) + 3,De<af H^circ(H2O)r] - l[De<af H^circ(C2H5OH) + 3times0r]

Passo 5

Substituir os valores conhecidos e isolar De<af H^circ(C2H5OH):
-1364 =l[2(-393,51) + 3(-285,83)r] - De<af H^circ(C2H5OH)
Calcular a soma dos produtos:
2(-393,51) + 3(-285,83) = -787,02 - 857,49 = -1644,51;kJ
Logo
-1364 = -1644,51 - De<af H^circ(C2H5OH) Longrightarrow De<af H^circ(C2H5OH) = -1644,51 +1364 approx -280,5;kJ/mol

Resposta

a. De<ac H^circ = -1364;kJ/mol
b. De<af H^circ(C2H5OH,l) approx -281;kJ/mol

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