Questão 19: A reação de combustão do gás hidrogênio é de grande interesse industrial. Isso porque, além de se tratar de uma fonte renovável de energia é também um combustível limpo. Considerando a reação de combustão do gás hidrogênio e os valores envolvidos nas respectivas energias de ligação, INDIQUE o calor envolvido na queima de 20 gramas de gás hidrogênio:
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})
Dados: \mathrm{E}_{\mathrm{L}} \mathrm{H}-\mathrm{H}=436 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} ; \mathrm{E}_{\mathrm{L}} \mathrm{O}=\mathrm{O}=496 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} ; \mathrm{E}_{\mathrm{L}} \mathrm{O}-\mathrm{O}=157 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} ; \mathrm{E}_{\mathrm{L}} \mathrm{O}-\mathrm{H}=463 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1}

Passo 1

O enunciado pede: “INDIQUE o calor envolvido na queima de 20 gramas de gás hidrogênio” para a reação fornecida. Informações relevantes dadas no enunciado:
  • Equação química (não balanceada no enunciado): \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{~g}).
  • Energias de ligação fornecidas (peguei esses valores do enunciado):
    • \mathrm{E_L}(\mathrm{H}-\mathrm{H})=436\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
    • \mathrm{E_L}(\mathrm{O}=\mathrm{O})=496\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
    • \mathrm{E_L}(\mathrm{O}-\mathrm{O})=157\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (valor dado, mas para esta reação usaremos \mathrm{O}=\mathrm{O}).
    • \mathrm{E_L}(\mathrm{O}-\mathrm{H})=463\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • Massa de \mathrm{H}_2 que vai reagir: 20\\ \mathrm{g}.
O que se pede explicitamente: calcular o calor (entalpia aproximada) liberado/absorvido na combustão de 20\\ \mathrm{g} de \mathrm{H}_2.

Passo 2

Balancear a equação química antes de qualquer conta (importante para saber quantas ligações são quebradas/ formadas por “uma reação” estequiométrica):
A equação dada é \mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2} \rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, que não está balanceada (oxigênio não bate). Balanceamento:
2\\ \mathrm{H}_2(g) + \mathrm{O}_2(g) \rightarrow 2\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}(g)
Agora está balanceada: à esquerda há 4 átomos de H e 2 de O; à direita também.

Passo 3

Explicar o método que vamos usar (passo-a-passo e o porquê): entalpia via energias de ligação.
  • Ideia física simples: para formar produtos é preciso quebrar as ligações dos reagentes (consome energia) e formar novas ligações nos produtos (libera energia). Usando energias médias de ligação, uma estimativa da variação de entalpia da reação é:
\Delta H \approx \sum (\text{energias das ligações quebradas}) - \sum (\text{energias das ligações formadas}).çõçõ
  • Convenções e unidades:
    • Cada energia de ligação está em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}: quer dizer “kJ liberados/consumidos por mol de ligações”.
    • \Delta H negativo significa reação exotérmica (libera calor); \Delta H positivo significa endotérmica (absorve calor).
  • Vou aplicar esta fórmula à reação já balanceada. Vou explicar claramente quantas ligações de cada tipo existem nos reagentes e produtos (por mol de reação conforme a equação balanceada).

Passo 4

Contar as ligações quebradas (usando a equação balanceada):
  • Reagentes:
    • 2\\ \mathrm{H}_2 contém 2 ligações \mathrm{H}-\mathrm{H} (uma por molécula de \mathrm{H}_2).
    • 1\\ \mathrm{O}_2 contém 1 ligação \mathrm{O}=\mathrm{O} (a molécula diatômica O2 tem uma dupla O=O).
      Portanto, por uma vez da reação estequiométrica (isto é, para os coeficientes usados),
\text{ligações quebradas} = 2\times(\mathrm{H}-\mathrm{H}) + 1\times(\mathrm{O}=\mathrm{O}).çõ
Agora insiro os valores numéricos (todos em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}):
\sum(\text{quebra}) = 2\cdot 436 + 1\cdot 496 = 872 + 496 = 1368\\ \mathrm{kJ}.

Passo 5

Contar as ligações formadas (usando a equação balanceada):
  • Produtos: 2\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Cada molécula de \mathrm{H}_2\mathrm{O} tem 2 ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}. Então 2 moléculas têm 4 ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}.
\text{ligações formadas} = 4\times(\mathrm{O}-\mathrm{H}).çõ
Substituindo o valor:
\sum(\text{formação}) = 4\cdot 463 = 1852\\ \mathrm{kJ}.çã

Passo 6

Calcular \Delta H por uma “reação” com os coeficientes que usamos (isto é, para 2\\ \mathrm{H}_2 reagindo com 1\\ \mathrm{O}_2):
\Delta H \approx \sum(\text{quebra}) - \sum(\text{formação}) = 1368 - 1852 = -484\\ \mathrm{kJ}.çã
Interpretação: \Delta H=-484\\ \mathrm{kJ} corresponde à energia liberada quando 2 mol de \mathrm{H}_2 reagem com 1 mol de \mathrm{O}_2 para formar 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O}(g). O sinal negativo mostra que a reação é exotérmica.

Passo 7

Encontrar o calor por mol de \mathrm{H}_2 (porque o enunciado dá massa de \mathrm{H}_2). Pela estequiometria, \Delta H=-484\\ \mathrm{kJ} corresponde a 2 mol de \mathrm{H}_2. Então o calor por mol de \mathrm{H}_2 é:
\Delta H_{\text{por mol H}_2} = \frac{-484\\ \mathrm{kJ}}{2\\ \mathrm{mol}} = -242\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Isto significa: cada mol de \mathrm{H}_2 queimado libera, aproximadamente, -242\\ \mathrm{kJ}.

Passo 8

Calcular quantos mols há em 20\\ \mathrm{g} de \mathrm{H}_2 e o calor total liberado:
  • Massa molar de \mathrm{H}_2: M(\mathrm{H}_2)=2{,}00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  • Número de mols:
n=\frac{m}{M}=\frac{20\\ \mathrm{g}}{2{,}00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}}=10\\ \mathrm{mol}.
  • Calor liberado por 10\\ \mathrm{mol}:
Q = n\cdot \Delta H_{\text{por mol H}_2} = 10\\ \mathrm{mol}\times(-242\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}) = -2420\\ \mathrm{kJ}.
Sinal negativo: calor liberado (exotérmico). Em valor absoluto, 2420\\ \mathrm{kJ} são liberados.

Passo 9

Observações didáticas e suposições (rápidas, para a prova):
  • Método usado: aproximação por energias médias de ligação — boa estimativa, com erro típico de algumas dezenas de kJ, mas suficiente em provas quando pedem com dados de energias de ligação.
  • Usei \mathrm{O}=\mathrm{O} (energia de 496\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}) porque o reagente é \mathrm{O}_2 (dupla) e não a ligação simples \mathrm{O}-\mathrm{O} que aparece, por exemplo, em peróxidos (valor 157\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} não é usado aqui).
  • Resultado final é proporcional à quantidade de \mathrm{H}_2; a estratégia em prova: balancear → contar ligações quebradas/formadas → aplicar \Delta H=\sum \text{quebra}-\sum\text{formação}çã → ajustar pela massa dada convertendo para mols.

Resposta

-2420\\ \mathrm{kJ}

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