$• \ \text{a)}$ Escrevendo as equações químicas, têm-se:\begin{matrix} \text{n-Hexano}: & \ce{C6H14_{(l)} + 19/2O2_{(g)} -> 6CO2_{(g)} + 7H2O_{(g)} } \\ \text{n-Heptano}: & \ce{C7H16_{(l)} + 11O2_{(g)} -> 7CO2_{(g)} + 8H2O_{(g)} } \end{matrix}$• \ \text{b)}$ Começando por escrever a combustão do n-decano:\begin{matrix} \text{n-Decano}: & \ce{C10H22_{(l)} + 31/2O2_{(g)} -> 10CO2_{(g)} + 11H2O_{(g)} } \end{matrix}Observe que a diferença de calor liberado entre as reações anteriores é de $615 \ \pu{kJ}$. Além disso, entre os produtos, nota-se a diferença de $1 \ \pu{mol}$ de $\ce{CO2}$ e $\ce{H2O}$ entre as reações, assim, comparando o n-decano com o n-hexano, não é difícil perceber uma diferença de $4 \ \pu{mol}$ de $\ce{CO2}$ e $\ce{H2O}$. Consequentemente, têm-se que:\begin{matrix} \Delta H_{\text{n-decano}} = \Delta H_{\text{n-hexano}} + 4 \times 615 \end{matrix}Portanto, têm-se uma estimativa de,\begin{matrix} \Delta H_{\text{n-decano}} = 6343 \ \pu{kJ} \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ Também seria possível raciocinar a partir dos reagentes, a diferença entre os combustíveis segue uma série homóloga de $\ce{CH2}$. Ou seja, como a diferença entre o n-hexano e o n-decano é de $4$ grupos $\ce{CH2}$, o resultado segue análogo. $• \ \text{c)}$ A água líquida apresenta interações químicas mais intensas do que as moléculas de água no estado gasoso, quer dizer, para romper as ligações das moléculas no estado líquido até o estado gasoso é necessário alguma energia. Nesse contexto, conforme a combustão acontece, para as moléculas de água estarem no estado gasoso estas devem absorver energia térmica suficiente para isso, ou seja, parte da energia que seria liberada deve ser utilizada na manutenção do estado gasoso. Consequentemente, caso a água estivesse no estado líquido, a liberação de calor seria $\text{maior}$.