Questão 131 — ENEM 2019 PPLCaderno azul · 2º Dia

Ficha da Questão

• 📚 Matérias Necessárias: Química → Termoquímica (entalpia de ligação e cálculo estequiométrico)
• ⚡ Nível: Médio — a resposta certa exige encadear três operações (balanceamento, energias de ligação e conversão de massa em mol) sem errar nenhuma delas.
• 🎯 Tema/Habilidade: Cálculo da variação de entalpia (ΔH) de uma reação de combustão a partir de energias de ligação, com escalonamento pela massa real de reagente.
• 🏆 Gabarito: B — revelado após resolução completa

Passo 1 — Leitura Estratégica do Comando

• Comando reformulado: "Quantos quilojoules são liberados quando os 1000 g de H₂ do cilindro são totalmente queimados, sabendo as energias de ligação envolvidas?"
• Palavras-chave decisivas: 1 kg de hidrogênio, todo esse gás foi queimado, energias listadas no quadro
• Armadilha típica: calcular corretamente o ΔH por mol de H₂ (−242 kJ/mol) e depois multiplicar esse valor direto pela massa em gramas (1000), esquecendo de dividir pela massa molar do H₂ para achar o número de mols — isso leva à alternativa A.
• O que a resposta precisa demonstrar: domínio de três etapas conectadas — balancear a equação de combustão, aplicar ΔH = ΣE(ligações rompidas) − ΣE(ligações formadas) e converter a massa do cilindro em quantidade de matéria antes de escalar o resultado.

Passo 2 — Mapa de Conceitos Essenciais

• Entalpia de ligação: energia necessária para romper 1 mol de uma ligação química no estado gasoso; a mesma quantidade é liberada quando essa ligação se forma novamente.
• ΔH pela energia de ligação: ΔH = ΣE(ligações rompidas) − ΣE(ligações formadas). Se a formação libera mais energia do que a quebra consome, ΔH < 0 (exotérmica) — o esperado para uma combustão.
• Balanceamento da combustão do hidrogênio: 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g). Isso define 2 mol de H−H e 1 mol de O=O rompidos, contra 4 mol de O−H formados (2 por molécula de água, em 2 mol de H₂O).
• Conversão massa → mol: n = m/M. Sem converter os 1000 g de H₂ em mols (M = 2 g/mol), é impossível escalar o ΔH "por mol de reação" para a massa real do cilindro.

Passo 3 — Decodificação do Enunciado

• Evidência 1: "o único produto da combustão desse gás é o vapor de água" → confirma a equação 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, sem subprodutos, fixando a proporção 2 : 1 : 2 que baliza toda a contagem de ligações.
• Evidência 2: "um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado" → a resposta precisa estar em função de 1000 g de H₂, não da equação "crua" (2 mol) nem de 1 mol isolado — é obrigatório escalonar.
• Evidência 3 (quadro): as três energias de ligação (H−H = 437, H−O = 463, O=O = 494 kJ/mol) e as massas molares (H₂ = 2, O₂ = 32, H₂O = 18 g/mol) são os únicos dados necessários para fechar a conta.
• Síntese: a resolução caminha em duas etapas — primeiro o ΔH da equação balanceada via energias de ligação; depois o escalonamento desse valor para os 1000 g de H₂ do cilindro, usando a massa molar para converter gramas em mols.

Passo 4 — Resolução Completa (Passo a Passo)

Subpasso 4.1 — Balancear e calcular o ΔH da equação de combustão

A combustão do hidrogênio é: 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g).

Energia gasta para romper as ligações dos reagentes:

2 mol H−H + 1 mol O=O = 2 × 437 + 494 = 874 + 494 = 1368 kJ

Energia liberada na formação das ligações dos produtos (cada H₂O tem 2 ligações O−H, e há 2 mol de H₂O, logo 4 mol de O−H):

4 × 463 = 1852 kJ

ΔH da equação (para 2 mol de H₂, ou seja, 4 g) = ΣE(rompidas) − ΣE(formadas) = 1368 − 1852 = −484 kJ

Subpasso 4.2 — Escalonar o resultado para 1 kg de H₂

ΔH por mol de H₂ = −484 kJ ÷ 2 mol = −242 kJ/mol

Quantidade de matéria de H₂ no cilindro: n = m/M = 1000 g ÷ 2 g/mol = 500 mol

ΔH total = 500 mol × (−242 kJ/mol) = −121 000 kJ

Subpasso 4.3 — Verificação

O sinal negativo confere com o esperado: combustão é sempre exotérmica, pois formar as ligações O−H libera mais energia (1852 kJ) do que a gasta para romper H−H e O=O (1368 kJ). O valor −121 000 kJ aparece exatamente na alternativa B, batendo com a massa de 1 kg informada no enunciado (não com 1 mol nem com a equação "crua" de 2 mol).

Passo 5 — Análise Crítica de Todas as Alternativas

A) −242 000

❌ Incorreta: é o ΔH por mol de H₂ (−242 kJ/mol) multiplicado direto pela massa em gramas (1000), sem dividir pela massa molar (2 g/mol) para achar os 500 mol reais. Sinal certo, mas a conversão massa→mol foi pulada, dobrando o resultado.

B) −121 000

✅ Correta: aplica ΔH = ΣE(rompidas) − ΣE(formadas) na equação balanceada (−484 kJ para 2 mol de H₂), divide por mol de H₂ (−242 kJ/mol) e multiplica pelos 500 mol presentes em 1 kg de gás.

C) −2 500

❌ Incorreta: vem de um erro de balanceamento na contagem de ligações — usa 1 mol de H−H e 1 mol de O=O rompidos contra apenas 2 mol de O−H formados, em vez dos coeficientes corretos (2 mol e 4 mol). Isso gera uma diferença de energia por mol muito menor que a real.

D) +110 500

❌ Incorreta: conta certo as ligações rompidas (2 mol H−H + 1 mol O=O = 1368 kJ), mas forma apenas 2 mol de O−H (926 kJ, energia de uma única molécula de água) em vez das 4 mol corretas (1852 kJ). Isso inverte o sinal, fazendo a reação parecer endotérmica.

E) +234 000

❌ Incorreta: resulta de inverter a fórmula (formadas menos rompidas) combinado a erro na contagem estequiométrica das ligações. O sinal positivo classificaria a combustão como endotérmica, contrariando a própria natureza do fenômeno — toda combustão libera energia (ΔH < 0).

🏆 Gabarito: B — a variação de entalpia da combustão de 1 kg de hidrogênio é −121 000 kJ, obtida ao aplicar corretamente ΔH = ΣE(ligações rompidas) − ΣE(ligações formadas) na equação balanceada e depois escalonar o resultado pela quantidade real de mols de H₂ presente no cilindro.

Passo 6 — Conclusão, Generalização e Dica de Prova

• Reafirmação do gabarito: só a alternativa B combina o sinal correto (negativo, pois toda combustão é exotérmica) com a escala correta, calculada a partir dos 500 mol de H₂ realmente presentes em 1 kg de gás.
• Padrão de cobrança: o ENEM cobra entalpia de ligação quase sempre nesse formato — quadro de energias de ligação, equação para balancear, e uma massa (não em mols) que precisa ser convertida antes do resultado final.
• Generalização: em qualquer ΔH por energia de ligação, siga a sequência fixa: (1) balancear a equação, (2) somar energias das ligações rompidas, (3) somar energias das ligações formadas, (4) subtrair (rompidas − formadas) e só então (5) converter a base molar para a massa pedida com n = m/M.
• Dica de eliminação rápida: como toda combustão libera energia, elimine de cara qualquer alternativa positiva (D e E) — restam A, B e C, e o cuidado final é conferir se a massa molar do H₂ foi usada para converter 1000 g em mols.
• Conexões: o mesmo raciocínio vale para lei de Hess, poder calorífico de combustíveis e energia liberada por biomassa ou etanol — sempre massa real convertida em mol antes do ΔH molar.