Em usinas de energia, o metano \left(\mathrm{CH}_{4}\right) é frequentemente usado como combustível. A combustão completa do metano em oxigênio produz dióxido de carbono e água:
\mathrm{CH}_{4}(\mathrm{~g})+2 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{~g})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})
Dadas as entalpias de formação:
\Delta \mathrm{Hf}\left(\mathrm{CH}_{4}\right)=-74,8 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
\Delta \mathrm{Hf}\left(\mathrm{CO}_{2}\right)=-393,5 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
\Delta \mathrm{Hf}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)=-241,8 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}
Calcule o \Delta \mathrm{H} dessa reação e classifique-a:
a) - 802,3 \mathrm{~kJ}, endotérmica
b) +802,3 \mathrm{~kJ}, endotérmica
c) 164 kJ , exotérmica
d) - 802,3 \mathrm{~kJ}, exotérmica
e) - 164,9 \mathrm{~kJ}, endotérmica

Passo 1

O enunciado apresenta a combustão completa do metano:
\mathrm{CH}_{4}(g) + 2\,\mathrm{O}_{2}(g) \;\longrightarrow\;\mathrm{CO}_{2}(g)+2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(g)
e fornece as entalpias de formação:
\Delta H_f(\mathrm{CH_4})=-74{,}8\,\mathrm{kJ/mol},
\Delta H_f(\mathrm{CO_2})=-393{,}5\,\mathrm{kJ/mol},
\Delta H_f(\mathrm{H_2O})=-241{,}8\,\mathrm{kJ/mol}.
Para calcular \Delta H_{rxn} usamos a lei de Hess:
\Delta H_{rxn} = \sum \Delta H_f(\text{produtos}) \;-\;\sum \Delta H_f(\text{reagentes}).

Passo 2

Calcular a soma das entalpias de formação dos produtos:
\sum \Delta H_f(\text{produtos}) =\Delta H_f(\mathrm{CO_2}) + 2\,\Delta H_f(\mathrm{H_2O}) =-393{,}5 + 2\times(-241{,}8) =-393{,}5 -483{,}6 =-877{,}1\;\mathrm{kJ}.

Passo 3

Calcular a soma das entalpias de formação dos reagentes:
\sum \Delta H_f(\text{reagentes}) =\Delta H_f(\mathrm{CH_4}) + 2\,\Delta H_f(\mathrm{O_2}) =-74{,}8 + 2\times0 =-74{,}8\;\mathrm{kJ}.

Passo 4

Determinar \Delta H_{rxn}:
\Delta H_{rxn} =-877{,}1 -(-74{,}8) =-877{,}1 +74{,}8 =-802{,}3\;\mathrm{kJ}.

Passo 5

Como \Delta H_{rxn}<0, a reação libera calor e, portanto, é exotérmica.

Resposta

-802{,}3\;\mathrm{kJ}, exotérmica (alternativa d)

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