O hidrogênio vem sendo estudado como uma alternativa aos combustíveis fósseis. Na célula de combustível o hidrogênio reage com oxigênio gerando corrente elétrica: 2 HX2(g)+OX2(g)→HX2O(l) \ce{ 2 H2(g) + O2(g) -> H2O(l) } A eficiência de uma célula combustível é definida como a razão entre o trabalho produzido e o calor dissipado pela reação.

Assinale a alternativa que mais se aproxima da eficiência energética máxima da célula de hidrogênio em 298 K.\pu{298 K}.

Dados em 298 K

  • ΔHf∘(HX2O,  l)=−286 kJmol\Delta H_\mathrm{f}^{\circ}(\ce{H2O,\,\text{l}}) = \pu{-286 kJ//mol}
  • Sm∘(HX2,  g)=131 JK ⋅ molS_\mathrm{m}^{\circ}(\ce{H2,\,\text{g}}) = \pu{131 J//K.mol}
  • Sm∘(OX2,  g)=205 JK ⋅ molS_\mathrm{m}^{\circ}(\ce{O2,\,\text{g}}) = \pu{205 J//K.mol}
  • Sm∘(HX2O, l)=70 JK ⋅ molS_\mathrm{m}^{\circ}(\ce{H2O,l}) = \pu{70 J//K.mol}
Gabarito 3C.22

Balanceando a reação: HX2(g)+12 OX2(g)→HX2O(l)\ce{H2(g) + 1/2O2(g) ->H2O(l)} Cálculo da variação de entropia:

ΔS=∑produtosn⋅S−∑reagentesn⋅S\ce{\Delta S}=\sum\limits_\text{produtos}n \cdot \ce{S}-\sum\limits _\text{reagentes}n \cdot \ce{S} ΔS=1 ⋅ΔSXH2O (l)−(1 ⋅ΔSXH2−12ΔSXO2)\ce{\Delta S = 1\cdot \Delta S_{H_{2}O(l)} - (1\cdot\Delta S_{H_{2}} - \frac{1}{2}\Delta S_{O_{2}})} ΔS=1⋅70−(1⋅131−12⋅205)\ce{\Delta S}=1\cdot70-(1\cdot131- \frac{1}{2}\cdot205) ΔS=−163,5 J K−1 mol−1\ce{\Delta S}=\pu{-163,5 J K-1 mol-1} Cálculo da variação de energia livre: ΔG=ΔH−TΔS\ce{\Delta G = \Delta H - T\Delta S} ΔG=−286−11000(298)(−163,5)\ce{\Delta G}=-286-\frac{1}{1000}(\pu{298})(-163,5) ΔG=−237,3 kJ mol−1\ce{\Delta G}=\pu{-237,3 kJ mol-1} Cálculo da eficiência: ef=ΔGΔHef=\frac{\ce{\Delta G}}{\ce{\Delta H}} ef=−237,3−286ef=\frac{-237,3}{-286} ef=83 %ef=\pu{83\%}