Questão 02.

a) O hidrogênio é um combustível bastante atraente, uma vez que sua queima libera energia e que o único produto formado é a água. Calcule o calor liberado na combustão de 1 mol de \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}), produzindo \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{I}).
b) O processo seria mais ou menos eficiente, se água gasosa fosse produzida? Qual é a diferença em \mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1} ?
Dados: \Delta \mathrm{fH}^{0}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{I}\right)=-285,83 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} ; \Delta \mathrm{fH}^{0}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{g}\right)=-241,82 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • (a) Calcular o calor liberado na combustão de 1 mol de \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) formando \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{l}).
  • (b) Dizer se o processo seria mais ou menos eficiente se a água produzida fosse gasosa e calcular a diferença em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Informações fornecidas (vou listar exatamente como foram dadas):
  • \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\mathrm{l}\big) = -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\mathrm{g}\big) = -241,82\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Outras informações úteis (consideradas dadas pela convenção padrão):
  • As substâncias elementares no estado padrão têm entalpia de formação zero, portanto \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2,\mathrm{g}\big)=0 e \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{O}_2,\mathrm{g}\big)=0.
As reações de combustão que vamos considerar:
  • Para água líquida: \mathrm{H}_2(\mathrm{g}) + \tfrac{1}{2}\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}).
  • Para água gasosa: \mathrm{H}_2(\mathrm{g}) + \tfrac{1}{2}\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}).

Passo 2

Conceito e fórmula que vamos usar (explicadinho):
  • A entalpia-padrão de reação \Delta H^{0}_\text{rxn} pode ser obtida pelas entalpias-padrão de formação dos reagentes e produtos usando a Lei de Hess:
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; \sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta_\mathrm{f} H^{0}_i \;-\; \sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta_\mathrm{f} H^{0}_j.
  • Explicando cada símbolo:
    • \Delta H^{0}_\text{rxn} é a variação de entalpia da reação nas condições-padrão ( 1\\ \mathrm{bar}, normalmente 25^\circ\mathrm{C}).
    • \Delta_\mathrm{f} H^{0}_k é a entalpia padrão de formação da espécie k (entalpia para formar 1 mol dessa substância a partir dos elementos em seus estados padrão).
    • \nu são os coeficientes estequiométricos (positivos para produtos, negativos para reagentes quando usados na soma com sinal).
  • Observação prática: para reações envolvendo apenas elementos e compostos onde os elementos estão em seus estados padrão (como \mathrm{H}_2 e \mathrm{O}_2), as entalpias de formação dos elementos são zero, então só precisamos das entalpias de formação dos produtos.

Passo 3

Aplicando a fórmula para a combustão que produz \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}):
  • A reação é \mathrm{H}_2(\mathrm{g}) + \tfrac{1}{2}\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}).
  • Pela fórmula de Hess:
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\mathrm{l}\big) \;-\; \big[\,\Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2,\mathrm{g}\big) + \tfrac{1}{2}\Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{O}_2,\mathrm{g}\big)\,\big].
  • Usando \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2,\mathrm{g}\big)=0 e \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{O}_2,\mathrm{g}\big)=0, isso reduz para:
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\mathrm{l}\big).
  • Substituindo o valor dado:
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • Interpretação do sinal: \Delta H^{0}_\text{rxn} negativo significa que a reação é exotérmica — isto é, libera energia. Portanto, ao queimar 1 mol de \mathrm{H}_2 formando \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) libera 285,83\\ \mathrm{kJ} (em módulo).

Passo 4

Aplicando a mesma ideia para a combustão que produz \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}):
  • Reação: \mathrm{H}_2(\mathrm{g}) + \tfrac{1}{2}\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}).
  • Pela mesma redução (entalpias dos elementos zero):
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; \Delta_\mathrm{f} H^{0}\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\mathrm{g}\big).
  • Substituindo o valor dado:
\Delta H^{0}_\text{rxn} \;=\; -241,82\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • Interpretação: também exotérmica, mas libera menos energia (em módulo) do que quando a água é produzida líquida.

Passo 5

Diferença de eficiência entre produzir \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) e \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}):
  • Calcule a diferença (energia adicional liberada quando se forma água líquida em vez de vapor):
\Delta = \Delta H^{0}\big(\text{líquido}\big) - \Delta H^{0}\big(\text{gás}\big) = -285,83 - \big(-241,82\big)\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.íá
  • Fazendo a conta:
\Delta = -285,83 + 241,82 = -44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • Em módulo isso dá 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}. O sinal negativo indica que a entalpia é mais baixa (mais negativa) para a água líquida — ou seja, formar \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) libera 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} a mais do que formar \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}).
  • Interpretação física simples: ao formar vapor, você “perde” a energia de condensação (calor latente) que seria liberada ao fazer o vapor virar líquido; por isso formar líquido é mais eficiente em termos de energia liberada pela combustão.

Passo 6

Resumo prático e dica para prova (apalpável e fácil de lembrar):
  • Regra rápida: para reações envolvendo elementos puros em estado padrão, a entalpia da reação é simplesmente a entalpia de formação do produto (com sinais e coeficientes corretos).
  • Se na prova te der \Delta_\mathrm{f} H^{0} do produto e reagentes sendo elementos, copie a equação, aplique a fórmula de Hess direta e verifique o sinal: negativo = libera energia.
  • Observação de aplicação: a diferença de aproximadamente 44\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} é justamente o calor de condensação da água à temperatura padrão — por isso motores que usam a condensação recuperam energia extra.

Resposta

a) \Delta H^{0}_\text{comb}(\mathrm{H}_2(\mathrm{g})\to\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})) = -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (libera 285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}).\n
b) Seria menos eficiente produzir \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g}); \Delta H^{0}_\text{comb}(\mathrm{H}_2(\mathrm{g})\to\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})) = -241,82\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}. Diferença: 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (a formação de \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) libera 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} a mais).

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