(VUNESP 2005) - Considere a equação a seguir:
2 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \Delta \mathrm{H}=-572 \mathrm{~kJ}
É correto afirmar que a reação é:
a) exotérmica, liberando 286 kJ por mol de oxigênio consumido.
b) exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água produzida.
c) endotérmica, consumindo 572 kJ para dois mols de água produzida.
d) endotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de oxigênio consumido.
e) endotérmica, consumindo 286 kJ por mol de água produzida.

Passo 1

O enunciado apresenta a reação
2\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) + \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \longrightarrow 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{l})
com entalpia de reação \Delta H = -572~\mathrm{kJ}. O conteúdo envolvido é o conceito de reação exotérmica versus endotérmica e a interpretação do valor de \Delta H em função dos coeficientes estequiométricos.

Passo 2

Como \Delta H é negativo ( \Delta H=-572~\mathrm{kJ}), significa que a reação libera calor para o meio, ou seja, é exotérmica.

Passo 3

O valor absoluto \bigl|\Delta H\bigr|=572~\mathrm{kJ} corresponde à quantidade de calor liberado para a reação exatamente como está escrita, o que envolve a formação de 2 mol de água e o consumo de 1 mol de oxigênio.

Passo 4

Podemos extrair dois valores de referência:
  • Por 1 mol de \mathrm{O}_2 consumido libera-se 572~\mathrm{kJ}.
  • Por 2 mol de \mathrm{H}_2\mathrm{O} formados libera-se 572~\mathrm{kJ}, o que equivale a 286~\mathrm{kJ} por mol de água.
    Agora comparamos com as alternativas:
    a) incorreta, pois libera 572~\mathrm{kJ} (e não 286~\mathrm{kJ}) por mol de \mathrm{O}_2.
    b) correta, pois a reação é exotérmica e libera 572~\mathrm{kJ} para a formação de 2 mol de água.
    c), d) e e) estão erradas no tipo de reação ou no valor de calor associado.

Resposta

b) exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água produzida.

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