Questão 08.

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} ?

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  1. Calcular o calor liberado na combustão de 1 mol de \mathrm{H_{2}(g)} quando o produto é \mathrm{H_{2}O(l)}.
  2. Dizer se o processo seria mais ou menos eficiente se o produto fosse \mathrm{H_{2}O(g)} e calcular a diferença em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Informações necessárias (não dadas no enunciado, vou usar valores padrão de entalpias de formação a 25^\circ\mathrm{C} e 1\\ \mathrm{atm}, retirados de tabelas termodinâmicas padrão):
\Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2(g)}) = 0,\quad \Delta H_f^\circ(\mathrm{O_2(g)}) = 0,
\Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2O(l)}) = -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}, \quad \Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2O(g)}) = -241,82\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Observação sobre sinal: uma entalpia de reação \Delta H < 0 significa que o processo é exotérmico — libera calor.

Passo 2

Conceito usado (explicadinho): entalpia padrão de formação \Delta H_f^\circ é a variação de entalpia na formação de 1 mol de uma substância a partir dos elementos em seu estado padrão. A Lei de Hess diz que a entalpia de uma reação pode ser obtida somando as entalpias de formação dos produtos (com seus coeficientes estequiométricos) e subtraindo as entalpias de formação dos reagentes. Em fórmula:
\Delta H^\circ_{\text{reação}} = \sum (\nu_i \Delta H_f^\circ\\ \text{dos produtos}) - \sum (\nu_j \Delta H_f^\circ\\ \text{dos reagentes}),çã
onde \nu são os coeficientes estequiométricos (positivos).

Passo 3

Escrevendo a reação balanceada (por mol de \mathrm{H_2} consumido):
\mathrm{H_2(g)} + \tfrac{1}{2}\mathrm{O_2(g)} \longrightarrow \mathrm{H_2O(l)}.
Explicação rápida: precisamos de meia molécula de \mathrm{O_2} para formar uma molécula de \mathrm{H_2O}, por isso o coeficiente \tfrac{1}{2}. Como estamos calculando por 1 mol de \mathrm{H_2}, a reação está escrita na base correta.

Passo 4

Aplicando a fórmula de entalpia de reação para água líquida:
\Delta H^\circ = \Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2O(l)}) - \big[ \Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2(g)}) + \tfrac{1}{2}\Delta H_f^\circ(\mathrm{O_2(g)})\big].
Substituindo os valores:
\Delta H^\circ = -285,83 - \big[0 + \tfrac{1}{2}\cdot 0\big]\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} = -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Interpretação: a combustão de 1 mol de \mathrm{H_2(g)} formando \mathrm{H_2O(l)} libera 285,83\\ \mathrm{kJ}; o valor negativo indica liberação de calor (exotérmico).

Passo 5

Agora faço o mesmo para o caso em que o produto é \mathrm{H_2O(g)}. A reação por mol de \mathrm{H_2} é:
\mathrm{H_2(g)} + \tfrac{1}{2}\mathrm{O_2(g)} \longrightarrow \mathrm{H_2O(g)}.
Usando a mesma fórmula:
\Delta H^\circ = \Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2O(g)}) - \big[ \Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2(g)}) + \tfrac{1}{2}\Delta H_f^\circ(\mathrm{O_2(g)})\big]
\Delta H^\circ = -241,82 - 0 = -241,82\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Interpretação: formando vapor de água, a combustão libera 241,82\\ \mathrm{kJ} por mol de \mathrm{H_2}.

Passo 6

Diferença entre produzir \mathrm{H_2O(l)} e \mathrm{H_2O(g)}:
\Delta = \Delta H^\circ(\text{líquido}) - \Delta H^\circ(\text{gás}) = -285,83 - (-241,82) = -44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.íá
Significado: o valor negativo mostra que a reação que forma água líquida libera 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} a mais do que a reação que forma vapor. Em termos práticos: se a água formada for vapor, o processo é menos eficiente (libera menos energia) — perde-se cerca de 44,01\\ \mathrm{kJ} por mol de \mathrm{H_2} porque essa energia fica “consumida” na vaporização (calor latente) da água.

Passo 7

Resumo prático e como usar isso na prova: escreva a reação balanceada por mol de reagente; use \Delta H^\circ_{\text{reação}}=\sum \nu\Delta H_f^\circ(\text{prod})-\sum \nu\Delta H_f^\circ(\text{reag})çã; lembre que \Delta H_f^\circ de elementos no estado padrão é zero; subtraia corretamente e interprete o sinal negativo como energia liberada. Se te pedirem diferença entre formar líquido e gás, faça a subtração direta entre os dois \Delta H^\circ.

Resposta

a) -285,83\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}
b) Seria menos eficiente formando \mathrm{H_2O(g)}; diferença 44,01\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}

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