De onde vem a energia ?
Combustíveis
Fósseis
Alternativos
Carvão
Gás natural
Petróleo bruto
Hidrogénio
Álcool
Bioalcool
biodiesel
biogás
ENERGIA
CALOR
ENTALPIA
ENERGIA
Variação de energia é a diferença entre a energia do
estado final e a energia do estado inicial
E = E final – E inicial
Por convenção :
 Qualquer energia que saia do sistema para exterior
é negativa, o que significa que a energia final é
menor que a energia inicial.
 Qualquer energia que entre para o sistema é
positiva, o que significa que a energia final é
maior que a energia inicial.
CALOR
A transferência de energia do exterior ou
para o exterior é a causa do fenómeno a
que chamamos calor.
A quantidade de energia absorvida ou
libertada numa reacção química é
chamada calor da reacção Q.
As reacções de combustão libertam energia que
poderá ser aproveitada
Se a energia libertada na combustão de
hidrocarbonetos ( como o metano ) for utilizada , sem
perdas, para aquecer uma dada quantidade de água é
possível calcular o valor da energia envolvida na
combustão através da variação de temperatura sofrida
pelo sistema quando isolado .
Q cedido pela combustão = Q recebido pela água
Q = c.m.T
Q = energia disponibilizada na reacção ( J )
C = capacidade térmica mássica do sistema ( J g-1 ºC-1)
m = massa do sistema (em g )
T = variação de temperatura sofrida pelo sistema
(considerado isolado) ( em ºC ou K, a variação é igual )
ENTALPIA
Normalmente o calor da reacção é medido
em condições de volume e pressão
constantes.
Como grande parte das reacções a nível
biológico, ambiental e laboratorial não
ocorrem a volume constante mas ocorrem
a pressão constante ( normalmente à
pressão atmosférica ), surge uma nova
definição - ENTALPIA
Entalpia é uma grandeza cuja variação depende apenas
do estado inicial e final do sistema e que se define como
H = U + PV
entalpia
pressão
Energia
interna
volume
•Por não ser possível medir valores absolutos
de entalpia, o que se mede numa reacção
química é a variação de entalpia, H,
também designada por entalpia da reacção .
•A variação de entalpia, H, é a quantidade
de energia posta em jogo numa reacção
química a pressão constante,Qp.
H = QP
H0reacção =  n H0f ( produtos) -  n H0f ( reagentes)
n = nº de moles de cada reagente ou produto da reacção
H0reacção = variação de entalpia padrão da reacção
( reacção nas condições padrão )
Condições padrão :
Temperatura – 298K ( 25ºC)
Pressão – 1bar (1 x 105 Pa) para gases
Concentração – 1 mol/dm3 para soluções
Estado puro para sólidos e líquidos
Um exemplo
Para a reacção:
C3H8(g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (g)
H0reacção = [3 H0f (CO2) + 4 H0f (H2O)] – [H0f (C3H8 ) + 5 H0f (O2) ]
H0f ( produtos)
H0f ( reagentes)
Combustão do hidrogénio
Liberta 241,8 KJ/mol
H = - 241,8 KJ/mol
Combustão do metano
Para saber a variação de entalpia da
reacção é necessário calcular a energia
disponibilizada como calor quando uma
mol de combustível é queimado
Q
H =
n
Os valores de entalpia padrão, associados a
várias reacções, estão tabelados.
O conhecimento destes valores para alguns dos
combustíveis mais usados é importante, pois
permite avaliar o seu “poder energético”
O “poder energético ”pode ser avaliado
através dos valores da energia produzida na
combustão de 1Kg de combustível.
Associa-se o “poder energético” a três factores :
 nº de átomos de carbono da cadeia
 quantidade de oxigénio da molécula
 posição do grupo funcional
Nº de átomos de carbono na cadeia :
Os hidrocarbonetos
de cadeia mais
carbonatada
apresentam maior
valor de H combustão
Quantidade de oxigénio da molécula :
Substância
Entalpia padrão
de combustão
KJ/mol
Substância
Entalpia
padrão de
combustão
KJ/mol
CH4
-890
CH3OH
-726
C2H6
-1560
C2H5OH
-1368
C3H8
-2220
C3H7OH
-2021
Os compostos oxigenados (com oxigénio)
possuem menor valor de entalpia de combustão .
Como explicar ?
Quando se faz a combustão de metano e
de metanol , os produtos de combustão são
os mesmos : CO2 e H2O
Combustão do metano
H = - 890 KJ/mol
Há
• quebra de ligações C – H e O = O
• formação de ligações C = O e H – O
Combustão do metanol
H = - 726 KJ/mol
Há também quebra de ligações C – H e O = O e
formação de ligações C = O e H – O mas o
metanol já tem uma ligação H – O na molécula,
o que significa que é menos uma ligação que se
forma, daí menor valor de energia libertada .
Em geral quanto mais oxigenada for uma
molécula, por exemplo álcoois e éteres, menor
será a entalpia de combustão.
Para a determinação de ΔH não interessa
como se passa dos reagentes para os
produtos, nem em quantas etapas ocorre,
mas apenas qual a entalpia dos reagentes e a
dos produtos.
A determinação de entalpia para reacções
que ocorrem em várias etapas e que são
de difícil determinação experimental,
pode ser feita através de cálculo por soma
dos valores das entalpias tabeladas das
reacções parcelares .
A entalpia de uma
reacção é a soma da
entalpia de todas as
reacções envolvidas entre  Lei de Hess
o estado inicial e final .
Uma aplicação da Lei de Hess :
A conversão
C(s)  C (g)
H = ?
Resulta das etapas representadas pelas seguintes
equações químicas :
C (s) + 2H2 (g)  CH4 (g)
H = -75,3 KJ/mol
C (g) + 2H2 (g)  CH4 (g)
H = -795,2 KJ/mol
Re-arranjando as equações de modo a obter a equação
desejada por soma destas, vamos inverter a 2ª equação
C (s) + 2H2 (g)  CH4 (g)
CH4 (g)  C (g) + 2H2 (g)
C (s)  C (g)
H = -75,3 KJ/mol
H = +795,2 KJ/mol *
H = +719,9 KJ/mol
* Ao inverter a equação, o sinal da entalpia muda pois a reacção
inversa de uma reacção exotérmica é uma reacção endotérmica .
Consulta o manual e resolve a APSA nº10, pág. 103