Parte-2 Márcia Santos. Os detritos lançados na água, mesmo em pequenas quantidades, como em concentrações em ppm, podem causar poluição.

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1 Parte-2 Márcia Santos

2 Os detritos lançados na água, mesmo em pequenas quantidades, como em concentrações em ppm, podem causar poluição

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4 Determine as massas, respectivamente, de H 2 C 2 O 4 e H 2 0, que devem ser misturadas para preparar 1000g de solução a 5% de H 2 C 2 O 4 são: A massa de H ₂ C ₂ O ₄ equivale a 5% de 1000g 1000g -------- 100% x --------------- 5% Multiplicando em cruz: Como a massa restante é a massa de água: m água= m Total - m H ₂ C ₂ O ₄

5 De onde vem a energia ? Combustíveis FósseisAlternativos Carvão Gás natural Petróleo bruto Hidrogénio Álcool Bioalcool biodiesel biogás

6 concentração em quantidade de matéria é muitas vezes chamada por alguns autores de concentração molar ou molaridade, porém, os termos corretos são “concentração em mol/L” ou “concentração em quantidade de matéria”. Além disso, essa concentração é a mais recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional de Química pura e Aplicada (IUPAC); portanto, ela é a mais usada em laboratórios e indústrias químicas. A fórmula matemática usada para calcular essa concentração é dada por:

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8 ENERGIA ENTALPIA CALOR

9 ENERGIA

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

11 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.

12 CALOR

13 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.

14 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. As reacções de combustão libertam energia que poderá ser aproveitada

15 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 )

16 ENTALPIA

17 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

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

19 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,Q p.  H = Q P

20  H 0 reacção =  n  H 0 f ( produtos) -  n  H 0 f ( reagentes) n = nº de moles de cada reagente ou produto da reacção  H 0 reacção = variação de entalpia padrão da reacção ( reacção nas condições padrão ) Condições padrão : Temperatura – 298K ( 25ºC) Pressão – 1bar (1 x 10 5 Pa) para gases Concentração – 1 mol/dm 3 para soluções Estado puro para sólidos e líquidos

21 C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g)  3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (g) Para a reacção:  H 0 reacção = [3  H 0 f (CO 2 ) + 4  H 0 f (H 2 O)] – [  H 0 f (C 3 H 8 ) + 5  H 0 f (O 2 ) ]  H 0 f ( produtos)  H 0 f ( reagentes) Um exemplo

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

23 Combustão do metano

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

25 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.

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

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

28 Quantidade de oxigénio da molécula : Substância Entalpia padrão de combustão KJ/mol Substância Entalpia padrão de combustão KJ/mol CH 4 -890 CH 3 OH -726 C2H6C2H6 -1560C 2 H 5 OH-1368 C3H8C3H8 -2220 C 3 H 7 OH-2021 Os compostos oxigenados (com oxigénio) possuem menor valor de entalpia de combustão.

29 Como explicar ? Quando se faz a combustão de metano e de metanol, os produtos de combustão são os mesmos : CO 2 e H2OH2O

30  H = - 890 KJ/mol Há quebra de ligações C – H e O = O formação de ligações C = O e H – O Combustão do metano

31 Combustão do metanol 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.  H = - 726 KJ/mol

32 Em geral quanto mais oxigenada for uma molécula, por exemplo álcoois e éteres, menor será a entalpia de combustão.

33 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 CO 2 e H 2 O têm que ser quebradas as ligações das moléculas iniciais, gastando-se tanto mais energia quanto mais estáveis estas forem. Propan-1-ol – ΔH = - 2021KJ/mol ( primário ) Propan-2-ol – ΔH = - 2006KJ/mol ( secundário )

34 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.

35 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.

36 A entalpia de uma reacção é a soma da entalpia de todas as reacções envolvidas entre o estado inicial e final.  Lei de Hess

37 Uma aplicação da Lei de Hess : A conversão Resulta das etapas representadas pelas seguintes equações químicas : C (s) + 2H 2 (g)  CH 4 (g)  H = -75,3 KJ/mol C (g) + 2H 2 (g)  CH 4 (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)  C (g)  H = ?

38 C (s) + 2H 2 (g)  CH 4 (g)  H = -75,3 KJ/mol CH 4 (g)  C (g) + 2H 2 (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 reacção inversa de uma reacção exotérmica é uma reacção endotérmica.

39 Consulta o manual e resolve a APSA nº10, pág. 103