A queima completa de combustíveis que contém carbono em sua composição gera dióxido de carbono, um dos principais gases responsáveis pelo fenômeno do aquecimento global. O uso de etanol como combustível em veículos automotivos é uma iniciativa que reduz a emissão de dióxido de carbono para a atmosfera.

Considere a combustão completa de etanol suficiente para gerar um calor de 1.10⁵ kJ.

         Substância química        Entalpia padrão de formação (kJ.mol-1) a 25° C

                  Etanol (l)                                                -300

                    H2O (l)                                                 -240

                    CO2 (g)                                                -390

Com base na entalpia de formação aproximada dos compostos dados na tabela, a massa de gás carbônico, em kg, liberada nessa queima é de, aproximadamente:

Esta questão relaciona conceitos de estequiometria e termoquímica.

A combustão completa do etanol consiste na reação entre o etanol e oxigênio, formando dióxido de carbono (CO₂) e água (H₂O). O etanol é um álcool (sufixo ol) que possui dois carbonos (prefixo et) em sua cadeia saturada (intermediário an). Dessa forma, sua fórmula química pode ser escrita como C₂H₅OH (grupo OH ligado ao carbono saturado indica a função álcool, além disso, são necessários cinco hidrogênios para que os carbonos realizem quatro ligações).

Assim, a reação balanceada de combustão completa do etanol é a seguinte:

C₂H₅OH_(l) + 3 O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H₂O_(l)

São necessários 2 mols de CO₂ pois são 2 carbonos presentes no etanol; 3 mols de H₂O pois são 6 hidrogênios presentes no etanol (3 × 2 = 6) e são necessários 3 mols de O₂ pois nos produtos há um total de 6 oxigênios.

O enunciado estabelece que são liberados na combustão 1 ∙ 10⁵ kJ. Para saber a massa de CO₂ liberada nessa queima é preciso utilizar as informações em mols da reação.

Primeiramente, é necessário calcular a variação de entalpia (∆H) considerando 1 mol de C₂H₅OH. Essa variação é dada pela seguinte expressão:

∆H = ∑n∆H_f⁰ (produtos) - ∑n∆H_f⁰ (reagentes)

∆H = n∆H_f⁰ (CO₂) + n∆H_f⁰ (H₂O) - n∆H_f⁰ (C₂H₅OH)

Em que n é o número de mols de cada substância envolvida na reação e ∆H_f⁰ é a entalpia de formação padrão dessas substâncias a 25 °C. O calor padrão de formação de substâncias simples como o O₂ é igual a 0, devido a isso ele não está presente na expressão.

Substituindo os dados da tabela e o número de mols, temos que:

∆H = 2 × (- 390) + 3 × (-240) - (-300) = - 780 + (-720) + 300 = - 1200 kJ

Esse valor encontrado corresponde à energia liberada na queima de 1 mol de C₂H₅OH (sinal negativo indica que energia foi liberada e não absorvida). Sendo assim, é possível encontrar quantos mols de CO₂ são formados na queima de C₂H₅OH para a liberação de 1 ∙ 10⁵ kJ, considerando que na queima de 1 mol de C₂H₅OH são formados 2 mols de CO₂:

2 mols de CO₂   ^{formados na liberação de}   1200 kJ

           n              --------------------------   1 ∙ 10⁵ kJ

n = 2 ∙ 10⁵/1200 ≅ 166,67 mols de CO₂

Para determinar a massa de CO₂ contida em 166,67 mols é preciso utilizar a massa molar desse composto. A massa molar (MM) é calculada a partir das massas molares do carbono e oxigênio (fornecidas pela tabela periódica, em g/mol: C= 12 e O = 16), considerando suas quantidades:

MM (CO₂) = MM (C) + 2 × MM (O) = 12 + 2 × 16 = 12 + 32 = 44 g/mol

Como essa é a massa de CO₂ presente em 1 mol, temos que:

1 mol de CO₂     ^possui   44 g

   166,67 mols    ------    m

m = 166,67 × 44 ≅ 7333 g

Mas, o enunciado requer a massa em kg, logo, é preciso dividir o valor acima por 1000, considerando que 1000 g equivalem a 1 kg:

m ≅ 7333/1000 ≅ 7 kg

Gabarito da Professora: Letra C.