Determinando o calor de combustão do álcool etílico

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Universidade Federal de São João Del Rei
Curso de Bacharelado e Licenciatura em Química
Experimento 3- Determinando o calor de combustão do álcool etílico
Data: 15/09/2023
Grupo
Alexia Fernanda Félix
Julia Luiza Takenaka
Lorena Resende Rodrigues
Matheus Martins Guedes
Raphael Resende Bretz
1-Dados Experimentais obtidos na Aula
Ccalorímetro= 151,3 J/grau
Δhcombustão (etanol)= − 715,85 KJ/mol
2- Cálculos, Resultados e Discussões
2.1- Obtendo a capacidade calorífica do calorímetro
Um calorímetro foi improvisado utilizando um erlenmeyer coberto por uma camada de
papel alumínio e outra camada de jornal, deixando apenas a base do erlenmeyer livre
para receber o calor de combustão. Para medir a eficiência do calorímetro, utilizou-se um
termômetro para determinar a temperatura inicial do sistema (T1). Em seguida,
utilizando-se uma proveta, mediu-se 100 mL de água, a qual foi aquecida a 80 °C (T2)
que, então, foi adicionada à água inicial do calorímetro.
Ao observar o equilíbrio térmico, determinou-se a temperatura da água no interior do
calorímetro (Tf). De posse de todos os dados, foi possível calcular a capacidade calorífica
do calorímetro por meio da equação (I):
𝑇
1
= 26 °𝐶
𝑇
2
= 80 °𝐶
𝑇
𝑒𝑞
= 49 °𝐶
(Equação I)𝑚
1
𝑐∆𝑇
1
+ 𝑚
2
𝑐∆𝑇
2
+ 𝐶
𝑐
∆𝑇
2
= 0
100𝑔 × 4, 35𝐽/𝑔𝐾 × (49 − 80) + 100𝑔 × 4, 35𝐽/𝑔𝐾 × (49 − 26) + 𝐶
𝑐
(49 − 26) = 0
− 13485𝐽 + 10005𝐽 + 23𝐶
𝑐
 = 0
Lorena
Lápis
23𝑔𝑟𝑎𝑢 𝐶
𝑐
 = 3480𝐽
𝐶
𝑐
 = 151, 3 𝐽/𝑔𝑟𝑎𝑢
2.2- Obtendo o calor de combustão do etanol
Para a determinação do calor de combustão do etanol, montou-se o sistema mostrado na
Figura 1.
Figura 1. Esquema do sistema de calorímetro.
Em seguida, pesou-se a massa do sistema antes da combustão e mediu-se a temperatura
da água inicial. Deixou-se a lamparina acesa por 10 min, anotou-se a temperatura final da
água e mediu-se o sistema após a combustão. Os dados encontram-se nas tabelas 1 e 2.
Tabela 1. Valores de massa do sistema antes e após da combustão.
Sistema Massa / g
Álcool + lamparina antes da combustão (mi) 116,702
Álcool + lamparina após da combustão (mf) 113,154
Tabela 2. Valores de massa e temperatura para água do calorímetro antes e após a combustão.
Água do calorímetro
Massa / g Temperatura / ºC
Água antes 100,00 27,0
Água após 95,00 98,5
Durante o experimento, houve perda de calor para o ambiente, através do vapor de água.
Assim, para determinação do calor de combustão do etanol, levou em consideração o
da água.∆𝐻
𝑣𝑎𝑝
A combustão é uma reação de liberação de energia na qual uma substância reage com o
oxigênio do ar. Essa liberação ou consumo de energia durante uma reação é chamada de
variação da entalpia (ΔH).
(Equação II)∆𝐻 = 𝐻
𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
− 𝐻
𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
Se ΔH < 0, a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos então é uma reação
exotérmica. Se ΔH > 0, a entalpia dos produtos será maior que a entalpia dos reagentes e
a reação será endotérmica. Quando os combustíveis orgânicos são completamente
queimados, são produzidos dióxido de carbono e água. Quando o etanol, uma substância
contida numa lâmpada queima, acontecerá o seguinte:
C2H5OH(l)+3O2(g) →2CO2(g)+3H2O(g) (Equação III)
Calculou-se então o calor recebido pela água para evaporar e para mudar de
temperatura:
𝑄
á𝑔𝑢𝑎
= 𝑚𝑐∆𝑇
𝑄
á𝑔𝑢𝑎
= 100𝑔 × 4, 35𝐽/𝑔𝐾 × (98, 5 − 27)
𝑄
á𝑔𝑢𝑎
= 31, 10𝑘𝐽
Após o cálculo do calor da água é possível calcular o calor do calorímetro, utilizando a
igualdade abaixo:
𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 𝐶
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
∆𝑇
𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 151, 3 𝐽/𝑔𝑟𝑎𝑢 × (98, 5 − 27)
𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 10, 82𝑘𝐽
O calor de combustão utilizado no calorímetro é utilizado para esquentar os componentes
do sistema - o calorímetro e o recipiente. A perda de calor para o meio ambiente também
deve ser levada em consideração, por isso o frasco erlenmeyer que servia de calorímetro
foi isolado com jornal e papel alumínio, evitando assim trocas de calor com o meio
ambiente.
Outra perda importante é a água liberada do calorímetro para o meio ambiente. Isso
ocorre porque a alta temperatura é usada por 10 minutos. A perda de água foi de 5 g e a
temperatura máxima atingida foi de 98,5 °C, muito próxima da temperatura de ebulição da
água considerando a pressão de São João del-Rei. Diante disso, foi possível calcular o
número de moles de água evaporados no sistema:
∆𝑛 =
∆𝑚
á𝑔𝑢𝑎
𝑀
á𝑔𝑢𝑎
0,3 mol∆𝑛 =
Como o sistema utilizado tem pressão constante, então temos que:
(Entalpia de vaporização)𝑄
𝑣𝑎𝑝
= ∆𝐻
𝑣𝑎𝑝
Sendo assim, com o número de mols de água perdida, é possível calcular o calor de
evaporação, ou seja:
𝑄
𝑣𝑎𝑝
= 44, 016 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 × 0, 3 𝑚𝑜𝑙
𝑄
𝑣𝑎𝑝
= 13, 2 𝑘𝐽
Sabendo que o calor liberado pela combustão do etanol é igual ao calor recebido pela
água e pelo calorímetro, temos a seguinte relação.
𝑄
𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑖𝑑𝑜
= − 𝑄
𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜
O sinal negativo é pelo fato de que o etanol está perdendo calor.
− 𝑄
𝑟
= 𝑄
á𝑔𝑢𝑎
+ 𝑄
𝑣𝑎𝑝
+ 𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
− 𝑄
𝑟
= 31, 10 𝑘𝐽 + 13, 20 𝑘𝐽 + 10, 82 𝑘𝐽
𝑄
𝑟
= − 55, 12 𝑘𝐽
Portanto:
𝑄
𝑐
= 55, 12 𝑘𝐽
Vale ressaltar que parte do calor recebido pela água, faz com que ela evapore, tendo
então um Qvaporização.
Em sistemas a pressão constante, é correto afirmar que Q=ΔH, portanto, pode-se calcular
a quantidade de calor liberado na combustão por mol de etanol da seguinte maneira:
Δm etanol
Δn =
Δnetanol
Δn=0,077 mol
Calculado o número de mols de etanol, é possível calcular ΔHcombustão pela seguinte
relação:
Qcombustão = ΔHcombustão
−Qcombustão
ΔHcombustão=
Δnetanol
−(55,12 KJ)
ΔHcombustão=
0,077mol
ΔHcombustão= − 715,85 KJ/mol
O valor de entalpia padrão de combustão do etanol encontrado na literatura é de -1366,81
KJmol-1, quando compara-se o valor teórico com o valor experimental calculado obtém-se
um erro relativo percentual de 47,6 %. O erro para o experimentando pode ser justificado
pela quantidade de calor perdida para o meio, o sistema pode não ter sido isolado de
maneira que mantivesse todo o calor.
3- Considerações Finais
Calorímetros são frequentemente empregados em laboratórios educacionais para
examinar a quantidade de calor transferida entre objetos distintos. Conforme afirmado na
literatura científica, um calorímetro funciona como um sistema termicamente isolado, o
que implica que não troca calor com o ambiente circundante. Consequentemente, esta
experiência em particular tem uma importância notável na determinação da capacidade
térmica do calorímetro através da observação das variações de temperatura na sua
vizinhança imediata. Para calcular a entalpia de reação para a combustão do etanol,
assumimos que todo o calor produzido durante a queima seria transferido para o
calorímetro. O valor determinado para o calor liberado por mol neste processo é inferior
ao esperado teoricamente. No entanto, considerando as condições experimentais e
potenciais problemas de isolamento térmico do nosso sistema, que podem ter resultado
em alguma perda de calor para o ambiente, estes resultados ainda podem ser
considerados aceitáveis, dadas essas limitações.
4- Referências Bibliográficas
[1]- ATKINS, P. W.; PAULA, J. Físico-Química, 9ª ed, vol. 1, LTC: Rio de Janeiro, 2012.
[2]- Miranda-Pinto, C. O. B.; Souza, E. Manual de Trabalhos práticos de Físico-Química.
Editora UFMG: Belo Horizonte, 2006.
[3]- Rangel, R. N. Práticas de Físico-Química. 3ª ed. Edgard Blucher: São Paulo, 2011.