Questão 110 — ENEM 2025 BelémCaderno azul · 2º Dia

📋 Ficha da Questão

• 📚 Matérias Necessárias: Química → Termoquímica / Energia de ligação (combustão do metano)
• ⚡ Nível: D — combina estequiometria (massa → mols de CH₄), equação de combustão balanceada e cálculo de ΔH por energia de ligação.
• 🎯 Tema/Habilidade BNCC: Termoquímica e energia — H18/H25 (CN).
• 🏆 Gabarito: [LETRA] — revelado após resolução completa

🔎 Passo 1 — Leitura Estratégica do Comando

• Comando reformulado: "Qual a energia liberada na combustão do metano presente em 15 m³ de GNV (90% CH₄, densidade 0,8 kg/m³)?"
• Palavras-chave decisivas: 15 m³, densidade 0,8 kg/m³, 90% CH₄, M(CH₄)=16 g/mol, energias de ligação: C–H 414, O=O 498, C=O 799, H–O 460 (kJ/mol).
• Armadilha típica: esquecer a concentração 90% ou contar errado o nº de ligações rompidas/formadas na combustão.
• O que a resposta precisa demonstrar: mols de metano + ΔH por mol via energia de ligação + energia total.

📚 Passo 2 — Mapa de Conceitos Essenciais

• Equação de combustão do metano: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
• ΔH por energia de ligação: ΔH = Σ E(ligações rompidas, reagentes) − Σ E(ligações formadas, produtos).
• Ligações na reação (por mol de CH₄):
• Rompidas: 4 C–H (no CH₄) + 2 O=O (em 2 O₂).
• Formadas: 2 C=O (em CO₂) + 4 O–H (em 2 H₂O, cada uma tem 2 O–H).
• Massa → mols: m = ρ·V; n = m/M.

🧭 Passo 3 — Decodificação do Enunciado

• Evidência 1: "15 m³ de gás", "densidade 0,8 kg/m³", "90% CH₄" → massa útil de metano a queimar.
• Evidência 2: "avaliar a energia pelas energias de ligação" → usar ΔH = Σrompidas − Σformadas.
• Síntese: calcular n(CH₄) e multiplicar por |ΔH| por mol.

🧠 Passo 4 — Resolução Completa (Passo a Passo)

Subpasso 4.1 — Massa total de gás m_gás = ρ × V = 0,8 kg/m³ × 15 m³ = 12 kg de gás.

Subpasso 4.2 — Massa e mols de CH₄ (90%) m(CH₄) = 12 × 0,90 = 10,8 kg = 10 800 g. n(CH₄) = 10 800 ÷ 16 ≈ 675 mol.

Subpasso 4.3 — ΔH por mol de CH₄ (energia de ligação) Σ rompidas = 4·414 + 2·498 = 1 656 + 996 = 2 652 kJ. Σ formadas = 2·799 + 4·460 = 1 598 + 1 840 = 3 438 kJ. ΔH = 2 652 − 3 438 = −786 kJ/mol (exotérmica). |ΔH| ≈ 786 kJ/mol liberados.

Subpasso 4.4 — Energia total liberada E_total = n × |ΔH| = 675 × 786 ≈ 530 550 kJ ≈ 5,3 × 10⁵ kJ.

Subpasso 4.5 — Verificação Ordem de grandeza 10⁵ kJ, ~5 × 10⁵ → confere com alternativa D. Se tivéssemos esquecido o "90%", daríamos ≈ 5,9 × 10⁵ (alternativa E, pegadinha).

✅❌ Passo 5 — Análise Crítica de Todas as Alternativas

A) 2,5 × 10⁵ kJ. ❌ Incorreta: metade do valor correto — pode resultar de usar metade dos mols ou metade do ΔH.

B) 2,7 × 10⁵ kJ. ❌ Incorreta: valor compatível com erro no nº de ligações C–H ou O=O.

C) 3,1 × 10⁵ kJ. ❌ Incorreta: seria resultado de contar apenas 1 C=O e 2 O–H (erro nos produtos).

D) 5,3 × 10⁵ kJ. ✅ Correta: 675 mol × 786 kJ/mol ≈ 5,3 × 10⁵ kJ, consistente com o ΔH da combustão do metano obtido por energia de ligação.

E) 5,9 × 10⁵ kJ. ❌ Incorreta: valor sem aplicar o fator 90% (usa 12 kg inteiros como CH₄): 750 × 786 ≈ 5,9 × 10⁵.

🏆 Gabarito: D — 5,3 × 10⁵ kJ corresponde a 675 mol de CH₄ com ΔH ≈ −786 kJ/mol.

🏁 Passo 6 — Conclusão, Generalização e Dica de Prova

• Reafirmação do gabarito: 12 kg × 90% ÷ 16 g/mol = 675 mol × 786 kJ/mol ≈ 5,3 × 10⁵ kJ.
• Padrão de cobrança: ENEM combina estequiometria + energia de ligação com dados "reais" (densidade, concentração).
• Generalização: na combustão CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, há 4 C–H + 2 O=O rompidas e 2 C=O + 4 O–H formadas.
• Dica de eliminação rápida: ordem de grandeza — 1 mol CH₄ libera ~800 kJ; 675 mol → ~5 × 10⁵ kJ. Descarte qualquer alternativa fora dessa faixa.
• Conexões com outros temas: ΔH de Hess, ΔH de formação, poder calorífico de combustíveis, matriz energética.