Termoquímica (II)

Para medir o calor liberado durante uma reação, costuma-se utilizar calorímetros, que são sistemas isolados onde se realizam reações predeterminadas, de forma a se descobrir o calor liberado durante uma determinada reação. Pela relação:

Q_total = Q_água + Q_calorímetro.      [1]

O calor total envolvido na reação é dado pela soma do aquecimento da água com a soma do aquecimento promovido no calorímetro. Este aquecimento pode ser descoberto se soubermos a capacidade calorífica do interior deste. Esta capacidade calorífica é definida como sendo a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de um sistema em 1ºC ou 1K (As variações são correspondentes, por isso podemos ver expressa com as duas unidades de medida). Quando é expressa por mol, é dita Capacidade Calorífica Molar (Unidade: JºC^-1mol^-1). Veja:

Q = nCΔT        [2]

Onde Q é a quantidade de calor, C é a Capacidade Calorífica Molar, ΔT é a variação de temperatura e n o número de mol. Para o calorímetro, substituindo [2] na relação [1], desprezamos o número de mol do calorímetro (já considerado, padrão), sendo apenas necessários os valores correspondentes à Capacidade Calorífica Padrão da Bomba Calorimétrica e a Variação de Temperatura.

Veja este exemplo:

1 - 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 kJºC^-1. Quando o metanol queima, a temperatura aumenta de 23,10 para 25,90ºC. Qual é o calor molar de combustão do metanol? (Quanto calor é liberado durante a combustão de 1,00 mol de metanol?) Dada: capacidade calorífica molar da água = 75,3 JºC^-1 mol^-1.

Usando a relação [2], temos que o número de mol de água é de 1350g / 18g = 75 mol. A variação de temperatura é de 25,90 - 23,10 = 2,80ºC. Assim, Q_água = 75 mol ∙ 75,3 JºC^-1 mol^-1 ∙ 2,80ºC = 15 813 J. Para o Calorímetro, Q = C ΔT = 1,06 kJºC^-1 ∙ 2,80ºC = 2,968 KJ. Usando a primeira relação, Q_metanol = 15 813 J + 2 968 J = 18 781 J = 1,88 ∙ 10⁴ J (usando três algarismos significativos) = 18,8 KJ. Todavia, foram colocados 0,828 g / 32 g = 2,59 ∙ 10^-2 mol. Assim, o calor molar de combustão é de 1,88 ∙ 10⁴ J / 2,59 ∙ 10^-2 mol = 7,25 ∙ 10⁵ J/mol ou 725 KJ/mol.   □

Voltando ao estudo dos valores de entalpia, conforme previsto no post ‘Termoquímica (I)’, há valores obtidos experimentalmente, sob determinadas condições, para os valores de entalpias de formação (1 bar de pressão, 1M de concentração, 25ºC de temperatura, alótropo mais estável), que são as quantidades de calor necessárias para a formação de determinado composto. Moléculas formadas por apenas um elemento possuem entalpia padrão de formação (à qual chamaremos Hº) igual à zero. De acordo com a seguinte relação:

ΔH_reação = ΣHº_produtos – ΣHº_reagentes [3]

A entalpia padrão de reação é a soma entre as entalpias padrão de formação de cada molécula vezes o número de mol (nHº) dos produtos menos a soma destas entalpias padrão dos reagentes. De acordo com o valor de ΔH_reação, podemos dizer se esta é endotérmica (maior que zero) ou exotérmica (menor).

Em posts posteriores, falaremos sobre a segunda e terceira leis da Termodinâmica, Entropia e Energia Livre de Gibbs. 

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