Leonnardo Cruvinel Furquim
TERMOQUÍMICA
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Calorimetria
Os reagentes são colocados num recipiente de aço de paredes
resistentes chamado bomba, o qual está imerso numa quantidade de
água contida num recipiente isolado.
Calorimetria
Após terem sido medidas as Tinicial da H2O e do interior do
calorímetro, a reação inicia-se pela passagem de uma corrente
elétrica através de um fio para ignição. A Tfinal é determinada.
Capacidade calorífica
A capacidade calorífica de um sistema é a quantidade de calor
necessária para elevar a temperatura de um sistema em 1 °C.
As unidades SI para a capacidade calorífica molar (C) são joules por
graus Celsius por mol (J °C-1 mol-1).
A capacidade calorífica relaciona a quantidade de calor, q, absorvida
por uma substância ao aumento de temperatura de um sistema.
Se representarmos ∆T como a variação de temperatura (∆T = ∆Tfinal
- ∆Tinicial), C, a capacidade calorífica molar, e n, o número de mols
de substância, então:
q = nC∆T
Capacidade calorífica
Uma amostra de 15,0 g de ouro (massa atômica de 197 g mol-1 e
capacidade calorífica 25,4 J °C-1 mol-1) é aquecida de 16,1 °C para
49,3 °C. Na hipótese de que a capacidade calorífica do ouro seja
constante neste intervalo, calcule a quantidade de calor absorvida
pelo ouro.
Capacidade calorífica
Uma amostra de 15,0 g de ouro (massa atômica de 197 g mol-1 e
capacidade calorífica 25,4 J °C-1 mol-1) é aquecida de 16,1 °C para
49,3 °C. Na hipótese de que a capacidade calorífica do ouro seja
constante neste intervalo, calcule a quantidade de calor absorvida
pelo ouro.
n = 7,61 x 10-2 mol
∆T = 33,2 °C
q = 64,2 J
Capacidade calorífica
Os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor
entre o interior e as vizinhanças a um mínimo valor absoluto. Numa
bomba calorimétrica, assume-se que a quantidade de calor absorvido
(ou liberado) pela combinação de água, o interior do calorímetro, a
bomba e a mistura reagente seja igual à produzida (ou absorvida)
pela reação que ocorre na bomba.
Capacidade calorífica
Uma amostra de 0,828 g de metanol é colocada numa bomba
calorimétrica com uma quantidade de gás oxigênio (sob pressão)
suficiente para assegurar a combustão completa. O calorímetro
contém 1,35 Kg de água, e a capacidade calorífica do interior do
calorímetro (sem água) é 1,06 KJ °C-1.
Quando o metanol queima, a temperatura aumenta de 23,10 para
25,90 °C. Qual é o calor molar de combustão do metanol? (Quanto
calor é liberado durante a combustão de 1 mol de metanol?)
(Dados: CH2O = 75,3 J °C-1 mol-1).
Capacidade calorífica
Capacidade calorífica
Equações termoquímicas
Quando uma reação química se realiza à pressão constante, a
quantidade de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação
de entalpia do sistema.
Isto é chamado usualmente de calor de reação, ou entalpia de
reação e é representado por ∆H ou ∆Hreação, e seu sinal algébrico
indica se a reação é endotérmica ou exotérmica.
Sinal de ∆H
Reação
+
Endotérmica
-
Exotérmica
Lei de Hess
Quando 1 mol de carvão é queimado com um excesso de oxigênio à
pressão constante, 1 mol de oxigênio é consumido, 1 mol de dióxido
de carbono é formado e 383,5 KJ de calor é liberado. A equação
termoquímica para esta reação é:
C(s) + O2(g) CO2(g)
∆H = -393,5 KJ
É preciso realizar este processo em duas etapas:
Lei de Hess
Lei de Hess
Isto ilustra o fato de que, quando as equações químicas são
adicionadas como se fossem equações algébricas, os valores de ∆H
correspondentes podem também ser adicionados.
Lei de Hess: a variação de entalpia para qualquer processo depende
somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do
número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a
reação.
Lei de Hess
A figura abaixo ilustra esquematicamente a Lei de Hess para o
processo C CO CO2.
As reações de formação
A Lei de Hess simplifica muito o trabalho de tabelar as variações de
entalpia das reações, eliminando a necessidade de uma imensa lista
de todas as possíveis reações e seus correspondentes valores de ∆H.
Em vez disso, os valores de somente um tipo de reação, a reação de
formação, são tabelados, e estes podem ser utilizados para calcular
os valores de ∆H das outras reações.
Os valores de ∆H das reações de formação são geralmente tabelados,
no caso em que cada substância está no seu estado padrão, ou seja,
na forma mais estável a 1 atm de pressão.
As reações de formação
Então, o valor de ∆H da reação de formação é chamado calor padrão
de formação, ou entalpia-padrão de formação do produto: ∆H°f
A variação de entalpia de uma reação química é o calor absorvido
quando a reação se verifica sob condições de pressão constante.
Quando todos os reagentes e produtos estão no estado padrão, ∆H°,
dá-se o nome de calor padrão de reação, ou entalpia-padrão de
reação.
As reações de formação
As reações de formação
Se invertermos as primeiras duas equações anteriores mudando o
sinal de cada valor de ∆H, e logo as adicionarmos à terceira equação,
obteremos:
As reações de formação
As reações de formação
Determine o calor padrão molar de combustão do metanol em oxigênio
para formar dióxido de carbono e vapor de água:
As reações de formação
A combustão do carvão
Quando a forma mais estável de carbono puro, o grafite, é queimado
com um excesso de oxigênio, forma-se o dióxido de carbono.
Quando ele é queimado por uma quantidade limitada de oxigênio, o
monóxido de carbono é formado. As equações termoquímicas para
estas duas reações são:
C(s) + O2(g) CO2(g)
∆H° = -393,5 KJ mol-1
C(s) + ½O2(g) CO(g)
∆H° = -110,5 KJ mol-1
Os carvões são classificados tomando-se por base o seu conteúdo de
carbono e o calor que produzem quando queimam.
A combustão do carvão
Na tabela abaixo são registrados quatro tipos de carvões, junto com
seus calores de combustão aproximados, por grama. Além disso, o
correspondente calor de combustão do carbono puro (grafite) é
mostrado para efeito de comparação.
Carvão
%C aproximada
∆Hcomb, KJ g-1
aproximado
Antracito
85
-30
Betuminoso
60
-28
Sub-etuminoso
40
-25
Linhito
30
-25
Carbono puro
100
-32,8
A combustão do carvão
O carvão é muito usado como fonte de carbono para obter outros
combustíveis. Um importante combustível, o gás de água, é uma
mistura de gases hidrogênio e monóxido de carbono. Ele é obtido
pela reação do vapor com o carbono do carvão, a T (°C) ↑.
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
∆H° = 131,3 KJ
A mistura resultante é fácil de queimar em grandes fornos e
queimadores do que o carvão, por ser um gás e não produzir cinzas.
A mistura pode ser queimada diretamente e as duas reações de
combustão são:
CO(g) + ½O2(g) CO2 (g) ∆H°combustão = -282,0 KJ mol-1
H2(g) + ½O2(g) H2O (l) ∆H°combustão = -285,9 KJ mol-1
A combustão do carvão
Ou pode ser tratado com mais vapor para converter CO em CO2:
CO(g) + H2O (g) CO2(g) + H2(g)
∆H° = -41,2 KJ mol-1
O hidrogênio na mistura pode reagir com mais carbono do carvão
para formar metano:
C(s) + 2H2(g) CH4(g)
∆H° = -74,8 KJ mol-1
O processo global para converter carvão e água em metano (e o
subproduto dióxido de carbono) é a soma das equações:
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
∆H° = 131,3 KJ
CO(g) + H2O (g) CO2(g) + H2(g)
∆H° = -41,2 KJ mol-1
C(s) + 2H2(g) CH4(g)
∆H° = -74,8 KJ mol-1
2C(s) + 2H2O(g) CH4(g) + CO2(g)
∆H° = 15,3 KJ mol-1
A combustão do carvão
2C(s) + 2H2O(g) CH4(g) + CO2(g)
∆H° = 15,3 KJ
Na mistura resultante dos gases, o dióxido de carbono não tem valor
combustível, mas o calor molar de combustão do metano é alto:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) ∆H°combustão = -802 KJ mol-1
Por grama, o calor de combustão do metano é ainda mais alto do que
o do carvão, e a mistura combustível é mais fácil de ser introduzida
nos queimadores.
Leonnardo Cruvinel Furquim
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