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:
Qtotal
= Qágua + Qcalorímetro. [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, Qágua =
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, Qmetanol = 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:
ΔHreação = ΣHºprodutos
– ΣHºreagentes
[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 ΔHreação, 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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