Combustíveis Energia e Ambiente
De onde vem a energia dos
combustíveis?
Energia, calor, entalpia e
variação de entalpia.
Sistema; Universo; Sistema Aberto,
Fechado e Isolado; Estado final e Inicial;
Energia Interna
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Combustíveis Energia e Ambiente
De onde vem a energia dos
combustíveis?
Sistema Fechado sofre uma transformação
– passa de um estado inicial para um estado final-
Δ U = U2 – U1
A variação da energia interna só depende do
estado inicial e final sendo independente da
maneira como se deu a transformação.
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Energia Interna – U
• Se U2>U1 houve um aumento da energia interna do
sistema, houve transferência de energia do exterior
para o sistema.
• Se U2<U1 houve uma diminuição da energia interna
do sistema, houve transferência de energia do sistema
para o exterior.
Mas, sob que formas o sistema pode trocar energia com o
exterior?
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Calor - q
Trabalho - W
ΔU = q + W
ΔU >0 sistema recebeu energia do exterior;
ΔU < 0 sistema cedeu energia ao exterior
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Transformação pressão constante
Qualquer variação de volume do sistema resultará
em trabalho realizado pelo sistema sobre o exterior.
W = -P ΔV
A variação da energia interna do sistema a sofrer uma
transformação química a P = cte.
ΔU = qp - P ΔV
q – calor adicionado ao sistema a pressão constante
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
ΔU = qp - P ΔVA variação de
entalpia não é mais
o calor
qp = Δ U + P ΔV = U2 – U1do+que
P(V2-V1)
adicionado ao
num processo
qp = (U2 + PV2) – (U1sistema
+ PV1)
que ocorre a pressão
constante em que o
H = U + PV único trabalho
possível é o que
A quantidade de calor
resulta da expansão
absorvida
qp =ou
H2libertada
– H1
contra a pressão
numa reacção química
qp = ΔH
atmosférica
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Numa reacção exotérmica, ΔH < 0
Numa reacção endotérmica, ΔH > 0
Até agora interpretamos as transferências de
energia num sistema, vamos agora quantificá-las.
1. As unidades de ΔH;
2. As condições padrão.
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
1. Unidades de ΔH – KJ mol-1
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
ΔH = -890 KJmol-1
• Temperatura
K (25ºC);
2. Condições– 298
Padrão
- ΔHrº
• Pressão
– 1 bar para
ΔH é afectada
pelagases;
temperatura, pressão e
• Concentração
– 1 mol/dm3;
concentração
das soluções ⇒ Condições
padrão
referência.
• Estado
purode
para
sólidos e liquídos;
• Forma alotrópica mais estável a 25ºC, para substâncias
elementares.
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
ΔrHº - entalpia padrão da reacção.
Entalpia padrão de combustão - ΔcHº
- variação de entalpia que ocorre quando 1 mol de
combustível é queimado em ambiente rico em óxigénio,
nas condições padrão.-
Avaliar o poder energético dos
combustíveis
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Combustíveis Energia e Ambiente
De onde vem a energia dos
combustíveis?
Avaliar o poder energético dos combustíveis
Na prática
Valores da “densidade de energia” do
combustível, ou seja, da energia produzida
na combustão de 1 Kg desse combustível.
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Valores da "densidade de energia" de diferentes combustíveis
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Influência do tamanho da cadeia carbonada e da existência
de átomos de 0, no poder energético dos combustíveis
A variação de entalpia de combustão de um combustível
depende de:
• Número de ligações na molécula, o que varia com o seu tamanho.
Esta é a razão pela qual combustíveis com moléculas de cadeia
carbonada mais extensa, como no octano, têm maior variação de
entalpia de combustão.
• Tipo de ligações envolvidas. Quando, por exemplo, se queima metano
e metanol, os produtos são os mesmos, como se pode ver pelas
equações de combustão:
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De onde vem a energia dos
combustíveis?
Regra geral, quanto mais oxigenada for a molécula de um
combustível, como acontece com os álcoois e os éteres, menor
será a entalpia de combustão.
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Características da variação de
entalpia:
O valor da entalpia é negativo nas reacções
exotérmicas e positivos nas endotérmicas
A definição numérica da entalpia de reacção
depende da estequiometria com que a reacção é
apresentada
As variações de entalpia são específicas de cada
tipo de reagentes e produtos e do seu estado
físico (s,ℓ,g)
Os valores de ∆H de uma reacção e da sua
reacção inversa são numericamente iguais, mas
de sinal contrário
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Condições padrão (IUPAC):
entalpia-padrão
Temperatura – 298 K
Pressão – 1 bar
Concentração – 1 moldm-3
Estado puro para sólidos e líquidos
Forma alotrópica mais estável a 25ºC, para substâncias
elementares
⋙Valores tabelados:
∆Hcº - Entalpia-padrão de combustão
∆Hfº - Entalpia-padrão de formação
∆Hsº - Entalpia-padrão de solução
∆Hnº - Entalpia-padrão de neutralização
…
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Entalpia padrão de formação
→ Variação de entalpia envolvida na
formação de 1 mol de susbstância, a
partir de substâncias elementares, em
condições padrão.
∆Hf(elemento) = 0
Entalpia padrão de combustão
→ Variação de entalpia que ocorre na
combustão de 1 mol de substância, em
condições padrão.
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⋙ PODER ENERGÉTICO DE UM
COMBUSTÍVEL:
Energia produzida na combustão
de 1 kg desse combustível
 Quantidade de oxigénio na molécula
Existindo ligações O-H e/ou C=O já formadas, diminui a
energia libertada na combustão.
 Número de átomos de carbono na cadeia
Maior cadeia, maior a energia libertada, independentemente
do grupo funcional
 A posição do grupo funcional
No caso dos álcoois, quanto mais na extremidade estiver o
grupo OH, maior é energia libertada.
Maior energia libertada nos álcoois primários do que nos
secundários
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Entalpia padrão de solução
→ Variação de entalpia que ocorre
quando 1 mol de substância se
dissolve numa dada quantidade de
solvente
∆Hsol = ∆Hhid(catião) + ∆Hhid(anião) - ∆Hrede
crist
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Entalpia padrão de rede cristalina
(entalpia reticular)
→ variação de entalpia que ocorre quando 1 mol
do composto iónico origina iões gasosos
separados, em condições padrão
∆Hsol
Rede iónica
Solução
∆Hrc
∆Hhid(cat +
an)
Iões gasosos + solvente
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Determinação de H
Método 1
Para uma reacção genérica
a A (g) + b B (g)  c C (g) + d D (g)
a entalpia da reacção pode ser calculada por:
H = [cH(C) + dH(D)] - [aH(A) + bH(B)]
se for conhecida a entalpia de formação de cada
substância.
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Exemplo de aplicação - ∆Hfº
A partir dos dados:
∆Hfº
∆Hfº
∆Hfº
∆Hfº
(CH4(g)) = - 74,85 kJmol-1
(H2O(ℓ)) = -571,6 kJmol-1
(CO2(g)) = -393,5 kJmol-1
(O2(g)) = 0 kJmol-1
Determinar o valor de ∆Hrº para a reacção
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
H = ?
∆Hfº = ∑n∆Hfº (produtos) - ∑n∆Hfº (reagentes)
∆Hº = [-393,5 + 2(-571,6)] - [-74,85 + (2 x0)]
∆Hº = -1461,85 kJmol-1
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Determinação de H
Método 2
Lei de Hess: Quando os reagentes são convertidos
em produtos, a entalpia da reacção é a mesma quer a
reacção ocorra num só passo ou numa série de passos.
Por outras palavras:
- decompor a reacção numa série de outras para as quais o H possa
ser medido ( ou seja conhecido);
- calcular o H da reacção, com base nessas reacções.
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Exemplo de aplicação - Lei de Hess
A partir dos dados de combustão
x1 (
C (s) + O2 (g)
 CO2 (g) )
x2 (
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H = -393,5 kJ
 H2O (g) )
x (-1) ( CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)
H = -285,8 kJ
 CO2 (g) + 2 H2O (g) )
H = -726,4 kJ
Determinar a entalpia de formação do metanol
C (s)
+
2 H2 (g)
+
1/2 O2 (g)
 CH3OH (l)
H = ?
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Resolução:
C (s) +
O2 (g)  CO2 (g)
H1 = -393,5 kJ
2 H2 (g) + 2/2 O2 (g)  2 H2O (g)
H2 = -285,8 kJ
CO2 (g) + 2 H2O (g)  CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)
H3 = -726,4 kJ
C (s) + 2 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  CH3OH (l)
H = ?
Assim:
Hreacção = 1 x H1 + 2 x H2 + (-1) x H3
Hreacção = 1 x (-393,5) + 2 x (- 285,8) + (-1) x (-726,4)
Hreacção = - 238,7 kJ
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Determinação de H
Método 3
Para uma reacção genérica
a A (g) + b B (g)  c C (g) + d D (g)
a entalpia da reacção pode ser calculada por:
H = ∑ E lig (reagentes) - ∑ E lig (produtos)
se for conhecida a energia de ligação em cada substância
(reagentes /produtos)
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Exemplo de aplicação – Energias de ligação
A partir dos dados:
Energia
Energia
Energia
Energia
ligação
ligação
ligação
ligação
(C – H) = 412 kJmol-1
(O = O) = 498 kJmol-1
(C = O) = 800 kJmol-1
(O – H) = 463 kJmol-1
Determinar o valor de ∆Hrº para a reacção
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
H = ?
∆Hfº = ∑ E ligação (reagentes) - ∑ E (produtoss)
∆Hº = [(4 x 412) + (2 x 498)] - [ (2x800) + (4 x463)]
∆Hº = 2644 – 3452
∆Hº = - 808 kJmol-1
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