Uma reação de combustão é uma reação exotérmica (que libera energia) entre um sólido ou líquido (o combustível) e um gás, formando diversos produtos. Em muitos casos o combustível reage com o oxigênio do ar. Atualmente, reações de combustão estão entre as principais fontes de energia da humanidade.
Considerem a reação padrão de combustão da glicose, na qual 1 mol de glicose (sólida) reage com seis mols de oxigênio (gasoso), a pressão e temperatura constantes, formando 6 mols de gás carbônico e seis mols de água (líquida):
\mathrm{C} 6 \mathrm{H} 12 \mathrm{O} 6(\mathrm{~s})+6 \mathrm{O} 2(\mathrm{~g}) \rightarrow 6 \mathrm{CO} 2(\mathrm{~g})+6 \mathrm{H} 2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) .
Qual é a energia liberada na forma de calor nessa reação? À mesma pressão e à mesma temperatura, as entalpias padrão de formação dos diversos compostos presentes na reação são: para a glicose =-1268 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}; para o gás oxigênio =0.0 \mathrm{kJ} / \mathrm{mol}; para o gás carbônico: -393.5 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}; para a água =-285.5 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}.

Passo 1

O enunciado pede: qual é a energia liberada na forma de calor pela reação padrão abaixo, na mesma pressão e temperatura dadas?
\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{12}\mathrm{O}_6(\mathrm{s}) + 6\,\mathrm{O}_2(\mathrm{g}) \rightarrow 6\,\mathrm{CO}_2(\mathrm{g}) + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})
As entalpias padrão de formação fornecidas (todas à mesma pressão e temperatura padrão) são:
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{12}\mathrm{O}_6(\mathrm{s})\big) = -1268\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{O}_2(\mathrm{g})\big) = 0,0\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{CO}_2(\mathrm{g})\big) = -393,5\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})\big) = -285,5\\ \mathrm{kJ/mol}

Passo 2

Entendendo o que é a entalpia padrão de formação (mini-aula rápida e direta). A entalpia padrão de formação de uma substância, \Delta H_f^\circ, é a variação de entalpia quando 1 mol dessa substância é formado a partir dos seus elementos em suas formas mais estáveis, nas condições padrão. Coisas importantes:
  • Unidades: \mathrm{kJ/mol}.
  • Sinal: \Delta H_f^\circ<0 significa que formar a substância libera energia (exotérmico); \Delta H_f^\circ>0 significa que formar absorve energia (endotérmico).
  • Para uma reação qualquer, podemos obter a entalpia da reação somando as entalpias de formação dos produtos (cada uma multiplicada pelo coeficiente estequiométrico) e subtraindo a soma das entalpias de formação dos reagentes — isso é uma aplicação do princípio de Hess (energia é função de estado).

Passo 3

Fórmula que vamos aplicar (pela regra de Hess). Vou escrever a expressão geral e explicar cada termo:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = \sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_{f,i}^\circ \;-\; \sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_{f,j}^\circ
onde:
  • \Delta H_\text{rxn}^\circ é a entalpia padrão da reação (energia trocada como calor à pressão constante para a reação como escrita);
  • \nu_i e \nu_j são os coeficientes estequiométricos (número de mols) dos produtos e reagentes respectivamente;
  • \Delta H_{f,i}^\circ e \Delta H_{f,j}^\circ são as entalpias padrão de formação das substâncias envolvidas.
Aplicamos essa fórmula usando os valores e coeficientes que estão no enunciado.

Passo 4

Calcular a contribuição dos produtos. Há 6 mols de \mathrm{CO}_2 e 6 mols de \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Multiplicamos os coeficientes pelos \Delta H_f^\circ correspondentes:
\text{Contribuição de } \mathrm{CO}_2 = 6 \times \big(-393,5\\ \mathrm{kJ/mol}\big) = -2361,0\\ \mathrm{kJ}çã
\text{Contribuição de } \mathrm{H}_2\mathrm{O} = 6 \times \big(-285,5\\ \mathrm{kJ/mol}\big) = -1713,0\\ \mathrm{kJ}çã
Agora somamos as contribuições dos produtos:
\sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_{f,i}^\circ = -2361,0\\ \mathrm{kJ} + (-1713,0\\ \mathrm{kJ}) = -4074,0\\ \mathrm{kJ}
Comentário didático: cada termo é “energia associada a formar aqueles mols de produto a partir de elementos”. Negativo indica energia liberada ao formar cada produto.

Passo 5

Calcular a contribuição dos reagentes. Há 1 mol de glicose e 6 mols de \mathrm{O}_2. Usamos as entalpias de formação fornecidas:
\text{Contribuição da glicose} = 1 \times \big(-1268\\ \mathrm{kJ/mol}\big) = -1268,0\\ \mathrm{kJ}çã
\text{Contribuição do } \mathrm{O}_2 = 6 \times \big(0,0\\ \mathrm{kJ/mol}\big) = 0,0\\ \mathrm{kJ}çã
Somando os reagentes:
\sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_{f,j}^\circ = -1268,0\\ \mathrm{kJ} + 0,0\\ \mathrm{kJ} = -1268,0\\ \mathrm{kJ}
Comentário didático: \mathrm{O}_2 como elemento na forma mais estável tem \Delta H_f^\circ=0, por isso não contribui.

Passo 6

Agora aplicamos a fórmula da soma (Passo 3) com os valores calculados nos passos anteriores:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = \big(-4074,0\\ \mathrm{kJ}\big) - \big(-1268,0\\ \mathrm{kJ}\big)
Fazendo a subtração:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = -4074,0\\ \mathrm{kJ} + 1268,0\\ \mathrm{kJ} = -2806,0\\ \mathrm{kJ}
Interpretação: o resultado negativo indica que a reação é exotérmica — isto é, libera calor. O valor numérico 2806,0\\ \mathrm{kJ} é a quantidade de energia liberada por mol de glicose reagida (pela equação como escrita).

Passo 7

Resumo prático para usar na prova (pega-rapaz amigo): sempre faça três passos rápidos em problemas assim:
  1. Liste coeficientes e \Delta H_f^\circ.
  2. Calcule soma ponderada dos produtos e dos reagentes.
  3. Subtraia (produtos menos reagentes) para obter \Delta H_\text{rxn}^\circ.
    E lembre-se do significado do sinal: negativo → energia sai (liberada), positivo → energia entra (absorvida). Vai dar tudo certo — respira e aplica esse procedimento passo a passo.

Resposta

\Delta H_\text{rxn}^\circ = -2806,0\\ \mathrm{kJ} (sendo liberados 2806,0\\ \mathrm{kJ} por mol de glicose)

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