De onde vem a energia ? Combustíveis Fósseis Alternativos Carvão

Apresentação em tema: "De onde vem a energia ? Combustíveis Fósseis Alternativos Carvão"— Transcrição da apresentação:

1 De onde vem a energia ? Combustíveis Fósseis Alternativos Carvão
Gás natural Petróleo bruto Hidrogénio Álcool Bioalcool biodiesel biogás

2 ENERGIA1.doc

3 ENERGIA CALOR ENTALPIA

4 ENERGIA

5 Variação de energia é a diferença entre a energia do estado final e a energia do estado inicial
E = E final – E inicial

6 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.

7 CALOR

8 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 reação química é chamada calor da reação Q.

9 As reações 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 .

10 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 )

11 ENTALPIA

12 Normalmente o calor da reação é medido em condições de volume e pressão constantes.
Como grande parte das reações 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

13 Entalpia é uma grandeza cuja variação depende apenas do estado inicial e final do sistema e que se define como H = U + PV volume entalpia pressão Energia interna

14 Por não ser possível medir valores absolutos de entalpia, o que se mede numa reação química é a variação de entalpia, H, também designada por entalpia da reação . A variação de entalpia, H, é a quantidade de energia posta em jogo numa reação química a pressão constante,Qp. H = QP

15 H0reação =  n H0f ( produtos) -  n H0f ( reagentes)
n = nº de moles de cada reagente ou produto da reação H0reação = variação de entalpia padrão da reação ( recção 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

16 C3H8(g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (g)
Um exemplo Para a reação: 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)

17 Combustão do hidrogénio
Liberta 241,8 KJ/mol H = - 241,8 KJ/mol

18 Combustão do metano

19 Para saber a variação de entalpia da reação é necessário calcular a energia disponibilizada como calor quando uma mol de combustível é queimado H = Q n

20 Os valores de entalpia padrão, associados a várias reações, 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.

21 Associa-se o “poder energético” a três factores :
 nº de átomos de carbono da cadeia  quantidade de oxigénio da molécula  posição do grupo funcional

22 Nº de átomos de carbono na cadeia :
Os hidrocarbonetos de cadeia mais carbonatada apresentam maior valor de H combustão

23 Entalpia padrão de combustão KJ/mol
Quantidade de oxigénio da molécula : 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 .

24 Como explicar ? Quando se faz a combustão de metano e de metanol , os produtos de combustão são os mesmos : CO2 e H2O

25 quebra de ligações C – H e O – O formação de ligações C – O e H – O
Combustão do metano H = KJ/mol Há quebra de ligações C – H e O – O formação de ligações C – O e H – O

26 Combustão do metanol H = 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 .

27 Posição do grupo funcional
No caso dos álcoois, verifica-se que a posição do grupo funcional altera ligeiramente o valor da entalpia de combustão Álcoois secundários são mais estáveis que os álcoois primários. Para a formação de CO2 e H2O têm que ser quebradas as ligações das moléculas iniciais, gastando-se tanto mais energia quanto mais estáveis estas forem. Propan-1-ol – ΔH = KJ/mol ( primário ) Propan-2-ol – ΔH = KJ/mol ( secundário )

28 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.

29 A determinação de entalpia para reações 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 reações parcelares .

30 A entalpia de uma reação é a soma da entalpia de todas as reações envolvidas entre o estado inicial e final . à Lei de Hess

31 Resulta das etapas representadas pelas seguintes equações químicas :
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

32 C (s) + 2H2 (g)  CH4 (g) H = -75,3 KJ/mol
CH4 (g)  C (g) + 2H2 (g) H = +795,2 KJ/mol * C (s)  C (g) H = +719,9 KJ/mol * Ao inverter a equação, o sinal da entalpia muda pois a reação inversa de uma reação exotérmica é uma reação endotérmica .