Problema 3B.26

A análise das proposições exige comparar a energia liberada em diferentes condições de combustão do etanol. Para isso, é útil considerar a reação de combustão completa, a diferença entre combustão completa e incompleta, o efeito do estado físico da água formada, a relação entre $\Delta H$ e $\Delta U$ e, por fim, a influência da temperatura sobre a entalpia de reação.

Na combustão completa, o carbono é convertido em $\ce{CO2(g)}$ e o hidrogênio é convertido em $\ce{H2O(l)}$: $$\ce{ C2H6O(l) + 3 O2(g) -> 2 CO2(g) + 3 H2O(l) }$$

A proposição é correta. Na combustão incompleta, parte do carbono forma $\ce{CO(g)}$ em vez de $\ce{CO2(g)}$. Como a oxidação de $\ce{CO(g)}$ a $\ce{CO2(g)}$ ainda libera energia, conclui-se que a combustão completa libera mais energia do que a combustão incompleta.

A proposição é correta. A formação de água gasosa em vez de água líquida exige a vaporização da água produzida, processo que absorve energia. Portanto, a reação libera menos energia quando forma $\ce{H2O(g)}$ do que quando forma $\ce{H2O(l)}$.

A proposição é incorreta. Em volume constante, o calor trocado é $$Q_V = \Delta U$$ Em pressão constante, o calor trocado é $$Q_P = \Delta H$$ Para gases ideais, $$\Delta H = \Delta U + RT\Delta n_\text{gás}$$ Na combustão do etanol com formação de água líquida, $$\Delta n_\text{gás} = 2 - 3 = -1$$ Como $\Delta n_\text{gás} < 0$, segue que $$\Delta H < \Delta U$$ Logo, a reação libera mais energia em pressão constante do que em volume constante.

A proposição é correta. Pela lei de Kirchhoff, $$\Delta H_{T_2}^\circ = \Delta H_{T_1}^\circ + (T_2 - T_1)\Delta C_P$$ De $\Delta C_P = \sum_\text{produtos} n C_P - \sum_\text{reagentes} n C_P,$ $$\Delta C_P = 2 C_{P,\ce{CO2(g)}} + 3 C_{P,\ce{H2O(l)}} - C_{P,\ce{C2H6O(l)}} - 3 C_{P,\ce{O2(g)}}$$ logo, $$\Delta C_P = \Big\{ 2(\pu{37}) + 3(\pu{89}) - (\pu{110}) - 3(\pu{29}) \Big\}\pu{J//K.mol} = \pu{144 J.K-1.mol-1}$$ Como $\Delta C_P > 0$, a entalpia de reação aumenta com a temperatura, isto é, torna-se menos negativa. Portanto, a reação libera menos energia em $\pu{60 \degree C}$ do que em $\pu{10 \degree C}$.