Question

A queima de combustíveis (como madeira, gás natural, petróleo ou carvão) vem sendo utilizada há centenas de anos pela humanidade para produzir energia térmica. Queimamos gás butano para cozinhar, gasolina para mover os carros, carvão para produzir energia elétrica. Em todos esses processos, a combustão é utilizada para gerar calor a partir de uma reação química exotérmica de oxidação do combustível.

Disponivel em: brasilescola. Acesso 25 set. 2019.

Para esquentar 100g de água à 1atm de 25°C até 100°C, é necessário queimar uma certa quantidade em massa de metano (CH4). Suponha que há excesso de oxigênio para a reação e que a massa de água produzida não condense. Sabendo que a massa molar do metano é 16g/mol, o valor aproximado de massa de metano desejada para esquentar essa quantidade de água com capacidade térmica 4,18 J/g*°C será

Dados de entalpia:

C(grafite) + 2H2(g) → CH4 ΔH°F= -78,17kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(L) ΔH°F= -285,5kJ/mol
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH°F= -393,33 kJ/mol
H2O(vapor) → H2O(L) ΔH°F = -43,9kJ/mol

A - 8,3 g

B - 5,1 g

C - 3,4 g

D - 7,2 g

E - 6,4 g

#[Simulado ENEM 2019 - Brainly]

Answer 1

A alternativa correta é a letra: E

Pela lei de Hess:

$CH_{4(g)}$ → $C_{(grafite)} + 2H_{2(g)}$  ΔH°= 78,17kJ

$C_{(grafite)} + O_{2(g)}$ → $CO_{2(g)}$ ΔH°= -393,33 kJ

$2H_{2(g)} + O_{2(g)}$ → $2H_{2}O_{(L)}$ ΔH°= -571kJ

$2H_{2}O_{(L)}$ → $2H_{2}O_{(vapor)}$ ΔH°= 87,8kJ

------------------------------------------------------------------------------------------

$CH_{4(g)} + O_{2}$ → $CO_{2(g)} + 2H_{2}O_{vapor}$  ΔH°= -798,4 kJ

a energia para esquentar a água é

Q = 4,18 * 100 * 75  → Q = 31,35kJ

Pela estequiometria 1 mol de metano queimado produz 798,4kJ de energia, então para a produção de 31,35kJ são necessários:

$n_{CH_{4}} = \frac{31,35}{798,4}$ → $n_{CH_{4}} = 0,04 mol$ → $M_{CH_{4}} = 16 * 0,04$ → $M_{CH_{4}} = 6,4g$

Quer saber mais sobre este assunto? Confira esta pergunta:

https://brainly.com.br/tarefa/16451531  

Answer 2

E - 6,4 g

A Lei de Hess diz que:

Em uma reação química, a variação da entalpia é sempre a mesma, quer ela ocorra em uma única etapa ou em várias. A variação da entalpia depende somente dos estados inicial e final.

Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações:

1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Assim precisamos arranjar as equações na ordem que reagem ou são produzidas. Caso seja necessário inverter a reação, troca-se o sinal da ΔH;

2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.

3°) realizar o somatório para montar a reação global;

4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.

Inverter: CH4(g) → C(grafite) + 2H2(g)   ΔH°= 78,17kJ

Manter: C(grafite) + O2(g) →   CO2(g)     ΔH°= -393,33 kJ

Multiplicar x2: 2H2(g) + O2(g) →  2H2O(L)    ΔH°= -571kJ

Multiplicar x2: 2H2O(L) → 2H2O(vapor)    ΔH°= 87,8kJ

Reação Global:

CH4(g) + 2O2(g) →  CO2(g) + 2H2O(vapor)     ΔH°= -798,36 kJ

A energia gasta para esquentar a água é:

Q = m.c.ΔT

Q = 100 . 4,18 . 75

Q = 31,35 kJ

De acordo com a estequiometria da reação, temos que 1 mol de metano produz 798,36 kJ de energia, logo, para a produção de 31,35 kJ são necessários:

1 mol CH4 ------------- 798,36 kJ

      x ---------------------  31,35 kJ

x = 0,04 mol

1 mol CH4 ----------- 16 g

0,04 mol --------------  y

y = 0,64 g