Calcule ?H° da combustão completa do etanol líquido usando as entalpias padrão ?Hf°: C2H5OH(l) = -277,0…
Publicado por Alexandre Lombardi dos Santos, fundador do GeraProva
Analisar as propriedades dos materiais para avaliar a adequação de seu uso em diferentes aplicações (industriais, cotidianas, arquitetônicas ou tecnológicas) e/ ou propor soluções seguras e sustentáveis considerando seu contexto local e cotidiano.
Fonte: Base Nacional Comum Curricular (MEC).Questão
Calcule ?H° da combustão completa do etanol líquido usando as entalpias padrão ?Hf°: C2H5OH(l) = -277,0 kJ·mol?¹; CO2(g) = -393,5 kJ·mol?¹; H2O(l) = -285,8 kJ·mol?¹ para a reação balanceada C2H5OH(l) + 3 O2(g) ? 2 CO2(g) + 3 H2O(l).
- A) ?H° = -1.367,4 kJ por mol de C2H5OH
- B) Entalpia padrão do etanol é 0 kJ·mol?¹.
- C) ?H° = -500,0 kJ por mol de C2H5OH.
- D) ?H° = -2.000,0 kJ para duas moléculas de etanol.
- E) A reação libera 1.000 kJ de energia por mol de etanol.
✅ Resposta correta: alternativa A
Resolução passo a passo
- Os símbolos do enunciado aparecem corrompidos como '?'. Interpreto '?H°' como ΔH° (variação de entalpia padrão) e '?Hf°' como ΔHf° (entalpia padrão de formação). Resolvi a questão sem usar o gabarito.
- A variação de entalpia padrão de uma reação é ΔH° = soma das ΔHf° dos produtos menos soma das ΔHf° dos reagentes, considerando os coeficientes estequiométricos.
- Produtos: 2 mol de CO2(g), com ΔHf° = -393,5 kJ/mol, dão 2 × (-393,5) = -787,0 kJ; 3 mol de H2O(l), com ΔHf° = -285,8 kJ/mol, dão 3 × (-285,8) = -857,4 kJ. Soma dos produtos: -787,0 + (-857,4) = -1644,4 kJ.
- Reagentes: 1 mol de C2H5OH(l), com ΔHf° = -277,0 kJ/mol, e 3 mol de O2(g). O O2 é substância simples no estado padrão, portanto ΔHf° = 0. Soma dos reagentes: -277,0 kJ.
- ΔH° = -1644,4 - (-277,0) = -1367,4 kJ por mol de etanol. Essa é a alternativa A, que coincide com o gabarito oficial.
- Por que as outras estão erradas: B confunde a entalpia de formação de um elemento (O2 = 0) com a do etanol, que é -277,0 kJ/mol; C e E não resultam de nenhuma combinação correta dos valores fornecidos; D multiplica o resultado por duas moléculas, mas o valor -2000,0 não corresponde a 2 × (-1367,4) = -2734,8 kJ.
💡 Dica: Utilize a fórmula de cálculo de entalpia de reação.
Alternativa por alternativa
?H° = S?Hf°(produtos) - S?Hf°(reagentes) = [2(-393,5)+3(-285,8)] - [-277,0] = -1.367,4 kJ.
Acredita que a entalpia padrão do etanol é zero, talvez por generalizar que substâncias no estado padrão têm entalpia nula, quando apenas os elementos em sua forma estável (como O2) têm ΔHf° igual a zero.
Obtém -500,0 kJ sem aplicar corretamente a fórmula de Hess com as entalpias de formação dos produtos e dos reagentes; provavelmente faz uma soma ou subtração de valores sem os coeficientes estequiométricos.
Por que engana: O aluno pode confundir as entalpias de formação dos produtos e reagentes, resultando em um cálculo incorreto da entalpia de combustão.
Lê que a pergunta envolve duas moléculas de etanol e apresenta um valor arredondado de -2000 kJ, sem refazer o cálculo; além disso, a escala por duas moléculas daria -2734,8 kJ, não -2000 kJ.
Interpreta que a combustão libera um valor redondo de 1000 kJ por mol, confundindo a ideia de energia liberada com um número aproximado do senso comum, em vez de calcular a variação de entalpia a partir dos dados.
Raio-X da questão
entalpia de combustão
avaliacao
entalpia de formação · reação de combustão
Revisar o cálculo de entalpias padrão e reações de combustão.
O aluno pode confundir as entalpias de formação dos produtos e reagentes, resultando em um cálculo incorreto da entalpia de combustão.
ciencia_tecnologia
pensamento_critico
cientifico
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