QUÍMICA – HUGO
Brígida Tavares 2 ano II
Entalpia padrão de combustão
Combustível é tudo que se queima, seja:
Sólido: O
papel, madeira, ouro, chumbo e gelo.
Líquido: Gasolina,
álcool, água ou óleo.
Gasoso: O gás
de cozinha ou vários outros simples exemplos que estão sempre presentes no
nosso dia-dia como o oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, gás carbônico, monóxido
de carbono, entre vários outros.
È valido lembrar que na presença do
oxigênio, quase todos os materiais são inflamáveis, isto é, sujeitos à
combustão.
Um pouco sobre o gás natural
O gás natural é uma fonte de energia limpa,
que pode ser usada nas indústrias substituindo combustíveis outros mais poluentes,
como óleo, lenha e o carvão que contribui bastante para a redução do
desmatamento. Com sua distribuição feita
através de uma rede de tubos de maneira segura.
Yanca Medeiros – 2 ano II
Combustíveis são produtos utilizados visando à liberação de
energia na forma de calor e/ou luz a partir do processo de combustão (queima).
Por exemplo, a parafina queimada numa vela tem a finalidade de iluminar, porém
a sua queima também libera calor; já a queima do carvão usado para preparar
churrasco libera bem mais calor do que luz.
O gás natural por exemplo, é o mais limpo dos combustíveis
fósseis. A emissão de resíduos decorrentes da combustão é baixíssima. É
composto por hidrocarbonetos leves (87% de metano). As jazidas ficam no subsolo
em rochas porosas que armazenam matéria orgânica soterrada há milhões de anos,
tal como o petróleo, mas não obrigatoriamente ficam junto com as de petróleo.
Gás natural tem uso doméstico, industrial e automotivo (substitui gasolina,
etanol, diesel e gera energia elétrica) mas, até chegar aos veículos, casas e
indústrias, passa por um longo caminho.
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos
inflamáveis e voláteis, derivados do petróleo. Além de ser utilizada como
combustível em motores de combustão interna, é também usada como solvente, na
indústria, para óleos e gorduras. Existem diversos tipos de gasolina.
O etanol (nome técnico do álcool etílico combustível) pode
ser produzido a partir de várias matérias-primas, como milho, trigo, beterraba
e cana-de-açúcar. É uma forma de energiarenovável.
Saiba mais sobre
etanol no Brasil.
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Ana Larissa Araújo de
Amorim 2anoII
Entalpia
padrão de combustão - ΔcHº
É a variação
de entalpia que ocorre quando uma mole de combustível é queimado em ambiente
rico em oxigénio, nas condições padrão.
O seu
conhecimento permite avaliar o poder energético do combustível, por traduzir a
entalpia padrão para a oxidação completa de um combustível
O sucesso dos
combustíveis está associado
à energia que
é libertada na sua combustão
*Analisando uma tabela de entalpias
padrão de combustão verifica-se que os hidrocarbonetos geram mais energia que
os restantes grupos funcionais.
Porquê?
Associa-se o
” poder energético” de um combustível orgânico com:
- a
quantidade de oxigénio na molécula
-
o número de átomos de carbono na cadeia
- a posição
do grupo funcional
O composto na
sua combustão vai quebrar ligações C – H, C – C, que têm energias de ligação
menores que as ligações C = O e O – H, que se vão formar.
Como:
ΔE = Σ Elig (reagentes) - Σ Elig (produtos)
Assim na
formação das ligações é libertada mais energia que aquela que é necessária para
a quebra das ligações (ΔcHº <0)
Na combustão
de um composto contendo um ou mais grupos funcionais oxigenados existem ligações
O-H e/ou C=O que já estão formadas, diminuindo a energia libertada na
combustão.
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Alan Bruno 2º II
Entalpia
Entalpia, por vezes referida
como entalpia absoluta, é
uma grandeza
física definida no âmbito da termodinâmica clássicade forma que esta meça a máxima energia de um sistema termodinâmico,
teoricamente passível de ser deste removida na forma de calor. É
particularmente útil na compreensão e descrição de processos isobáricos: à pressão constante
as variações de entalpia encontram-se diretamente associadas às energias
recebida pelo sistema na forma de calor, estas
facilmente mensuráveis em calorímetros.
Conforme definida, a entalpia engloba
em si não apenas a energia
interna do sistema mas também
a energia armazenada no conjunto sistema-vizinhança que, absorvida pelo sistema
via trabalho realizado pela vizinhança sobre este
em processos termodinâmicos que impliquem a diminuição de seu volume, também
integra uma parcela de energia passível de ser extraída na forma de calor a
partir do referido sistema. A entalpia mensura pois a totalidade de energia de
alguma forma atrelada ao
sistema - incluindo-se nesta
não apenas a energia encerrada no sistema como também a energia atrelada ao
sistema em virtude das relações que este estabelece com a sua vizinhança.
Em acordo com o apresentado, a entalpia absoluta ou simplesmente entalpia, H, define-se
por:
onde U representa a energia interna
do sistema e PV mensura a quantidade de energia associada ao conjunto
sistema-vizinhança devido ao fato do sistema ocupar um volume V quando
submetido à pressão constante P, ou seja, o máximo trabalho executável pela
vizinhança sobre o sistema.
Embora as entalpias absolutas - assim
como as energias internas absolutas - não desempenhem papel de maior relevância
na análise prática de processos físico-químicos - sendo em verdade
experimentalmente muito complicadas suas precisas determinações - as variações
de entalpia são contudo facilmente mensuráveis via aparelhos conhecidos como calorímetros e estas sim desempenham papel o mais
importante na análise dos citados processos. Na prática é a variação de
entalpia 
em um dado processo termodinâmico - ou
seja, a diferença entre as entalpias do estado final 
e do estado inicial 
visto ser a entalpia uma função de estado -,
e não a entalpia em si, que retém real significado físico e prático: a variação
de entalpia mensura o calor absorvido pelo sistema durante os processos
termodinâmicos provido que estes realizem-se à pressão constante.
em um dado processo termodinâmico - ou
seja, a diferença entre as entalpias do estado final e do estado inicial visto ser a entalpia uma função de estado -,
e não a entalpia em si, que retém real significado físico e prático: a variação
de entalpia mensura o calor absorvido pelo sistema durante os processos
termodinâmicos provido que estes realizem-se à pressão constante.
A entalpia-padrão de um sistema corresponde à entalpia
do sistema antes descrita subtraída de uma constante adequadamente escolhida de
forma a ter-se a entalpia-padrão de um sistema em particular - adequadamente
escolhido para constituir um padrão universal de referência - propositalmente
definida como zero. A definição de entalpia-padrão faz-se por razões práticas e
não acarreta implicação alguma na determinação das variações de entalpia em
processos termodinâmicos visto serem as suas variações iguais às respectivas
variações de entalpia absoluta (
). Assim sendo,
define-se de forma universalmente aceita que toda substância simples em estado padrão - ou seja, no estado
físico e alotrópico mais estável a 25°C e 1 atm., tem
entalpia-padrão por definição igual a zero - mesmo não sendo nula sua entalpia
absoluta em tal estado. Determinar a entalpia-padrão de um estado particular de
um sistema consiste pois em determinar a variação de entalpia em um processo
qualquer que tenha por estado final o estado em consideração e que tenha por
estado inicial sempre o estado padronizado associado. O estado inicial padrão
constitui uma referência para a medida de entalpia, e a partir desta referência
determinam-se doravante com facilidade as entalpias-padrão de todos os demais
compostos químicos ou estados. Em particular, dá-se o nome de entalpia de formação à entalpia-padrão de uma substância pura
composta; o que corresponde, dada a aplicação da definição de entalpia padrão
ao caso, à variação de entalpia associada à reação que tem por estado inicial
os elementos necessários à produção do composto -
este em sua forma padrão - e por estado final apenas a substância composta em
consideração - nas condições específicas à situação. As entapias-padrão das
substâncias compostas - as entalpias de formação - são as entalpias que encontram-se
geralmente tabeladas em livros e manuais, não raro figurando junto às variações
de entalpias para reações químicas específicas.
). Assim sendo,
define-se de forma universalmente aceita que toda substância simples em estado padrão - ou seja, no estado
físico e alotrópico mais estável a 25°C e 1 atm., tem
entalpia-padrão por definição igual a zero - mesmo não sendo nula sua entalpia
absoluta em tal estado. Determinar a entalpia-padrão de um estado particular de
um sistema consiste pois em determinar a variação de entalpia em um processo
qualquer que tenha por estado final o estado em consideração e que tenha por
estado inicial sempre o estado padronizado associado. O estado inicial padrão
constitui uma referência para a medida de entalpia, e a partir desta referência
determinam-se doravante com facilidade as entalpias-padrão de todos os demais
compostos químicos ou estados. Em particular, dá-se o nome de entalpia de formação à entalpia-padrão de uma substância pura
composta; o que corresponde, dada a aplicação da definição de entalpia padrão
ao caso, à variação de entalpia associada à reação que tem por estado inicial
os elementos necessários à produção do composto -
este em sua forma padrão - e por estado final apenas a substância composta em
consideração - nas condições específicas à situação. As entapias-padrão das
substâncias compostas - as entalpias de formação - são as entalpias que encontram-se
geralmente tabeladas em livros e manuais, não raro figurando junto às variações
de entalpias para reações químicas específicas.
No Sistema Internacional de Unidades a unidade da entalpia é o joule (J). Ao passo que na literatura a
entalpia absoluta é geralmente representada pelo símbolo H, a entalpia-padrão
encontra-se geralmente representada pelo símbolo H 0.
Quando expressa em função da entropia S, número de elementos N, e da pressão P - para o caso de sistemas
termodinâmicos mais simples - a entalpia 
é, assim como o são as respectivas Transformadas de Legendre associadas, a saber a Energia livre de Helmholtz 
, a Energia livre de Gibbs 
e a energia
interna 
, umaequação fundamental para os sistemas termodinâmicos em
consideração. A partir de uma equação fundamental é possível via formalismo
matemático inerente à termodinâmica obter-se qualquer informação física
relevante para o sistema por ela descrito. Se a entalpia encontrar-se expressa
em função de outras grandezas que não as mencionadas, esta constituirá apenas
uma equação de estado e não em uma equação fundamental. Uma
equação de estado não encerra em si todas as informações acerca do sistema;
contudo a partir de todas as equações de estado do sistema é
possível deduzir-se uma equação fundamental, e em consequência, via transformadas de Legendre, todas as
demais.
é, assim como o são as respectivas Transformadas de Legendre associadas, a saber a Energia livre de Helmholtz , a Energia livre de Gibbs e a energia
interna , umaequação fundamental para os sistemas termodinâmicos em
consideração. A partir de uma equação fundamental é possível via formalismo
matemático inerente à termodinâmica obter-se qualquer informação física
relevante para o sistema por ela descrito. Se a entalpia encontrar-se expressa
em função de outras grandezas que não as mencionadas, esta constituirá apenas
uma equação de estado e não em uma equação fundamental. Uma
equação de estado não encerra em si todas as informações acerca do sistema;
contudo a partir de todas as equações de estado do sistema é
possível deduzir-se uma equação fundamental, e em consequência, via transformadas de Legendre, todas as
demais.------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Lucas Galvão 2º ano II
Entalpia padrão
de combustão
Entalpia
de combustão é uma diferença de entalpia (ΔH) gerada através de uma reação
química exotérmica entre uma substância (o combustível) e um gás (o
comburente), usualmente o oxigênio, para liberar calor. Em uma combustão
completa, um combustível reage com um comburente, e como resultado se obtém
compostos resultantes da união de ambos, além de energia. É a quantidade de
calor liberada na combustão completa de 1 mol de substância, quando todos os
participantes encontram-se no estado padrão.
Combustível: É o
material que reage com o oxigênio e queima.
Comburente: é o principal agente do
fenômeno.
Exemplos:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
CH2S
+ 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6 + calor
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Matheus Farias 2ºII
Entalpia (H)
Entalpia é o conteúdo energético global de um sistema, ou seja, a soma da energia química e da energia térmica.
É indicada por: H
Quando há uma reação no estado do sistema, a variação de entalpia (∆H) é determinada por:
Onde:
H1 – entalpia do sistema no seu estado inicial.
H2 = entalpia do sistema no seu estado final.
Quando a pressão e a temperatura forem as mesmas desde o estado inicial até o final, o calor da reação será a mediada do ∆H.
Na reação exotérmica, temos H2 menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo.
Exemplo:
Variação de entalpia:
∆H = H2 – H1 = -68 kcal
Deste modo, um mol de água líquida possui uma energia 68 kcal a não ser que o sistema formado por 1 mol de H2 e 1/2 mol de O2 gasosos.
Através dos valores imaginários de entalpia, torna-se mais fácil para o leitor compreender o sinal de ∆H.
∆H = Hp – HR = 32 – 100 = - 68
Onde:
HR = entalpia dos reagentes
Hp = entalpia dos produtos
A equação pode ser escrita assim:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68 kcal
Normalmente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
Entalpia é o conteúdo energético global de um sistema, ou seja, a soma da energia química e da energia térmica.
É indicada por: H
Quando há uma reação no estado do sistema, a variação de entalpia (∆H) é determinada por:
Onde:
H1 – entalpia do sistema no seu estado inicial.
H2 = entalpia do sistema no seu estado final.
Quando a pressão e a temperatura forem as mesmas desde o estado inicial até o final, o calor da reação será a mediada do ∆H.
Na reação exotérmica, temos H2 menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo.
Exemplo:
Variação de entalpia:
∆H = H2 – H1 = -68 kcal
Deste modo, um mol de água líquida possui uma energia 68 kcal a não ser que o sistema formado por 1 mol de H2 e 1/2 mol de O2 gasosos.
Através dos valores imaginários de entalpia, torna-se mais fácil para o leitor compreender o sinal de ∆H.
∆H = Hp – HR = 32 – 100 = - 68
Onde:
HR = entalpia dos reagentes
Hp = entalpia dos produtos
A equação pode ser escrita assim:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68 kcal
Normalmente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
Na reação endotérmica, temos H2 maior que H1, de maneira que ∆H tem um valor positivo.
Exemplo:
Variação de entalpia:
∆H = H2 – H1 = 12,4 kcal
Desse modo, dois mols de Hl gasoso possuem energia 12,4 kcal a mais que o sistema formado por 1 mol de H2 gasoso e 1 mol de I2 sólido.
Através dos valores imaginários, temos:
∆H = Hp – HR = 62,4 – 50 = 12,4
A equação pode ser escrita assim:
H2(g) + I2(s) → 2 HI(g) ∆H = + 12,4 kcal
Normalmente, o calor da reação seria um “reagente”.
H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal → 2 HI(g)
ou
H2(g) + I2(s) → 2 HI(g) - 12,4 kcal
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