Calor de combustão

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Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais
Unidade Contagem – Controle Ambiental 
Laboratório de Físico-Química
	
CAmb
 
Calor de combustão.
Márcio Alves
Alunos: Larissa Alves, Letícia Almeida, Letícia Lima, Samuel de Oliveira, Ygor.
Contagem, 7 de Julho de 2017.
Introdução:
Combustão é uma reação exotérmica, ou seja, que libera energia, que ocorre entre um reagente combustível (que pode estar no estado sólido, líquido e gasoso) e um comburente (o oxigênio, por exemplo). Geralmente os produtos formados são dióxido ou monóxido de carbono e água. 
Existem dois tipos de combustão, completa e incompleta. [1]
Completa: Ocorre quando a reação tem oxigênio suficiente para que nos produtos seja formado, além de água, dióxido de carbono.
Um exemplo dessa reação do álcool etílico. [1]
C2H6O(aq) + 3 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l)
Incompleta: Essa reação se dá quando a quantidade de oxigênio para que a reação ocorra é suficiente apenas para formar monóxido de carbono ou fuligem (que são formadas basicamente de carbono) e água. [1]
Um exemplo dessa reação é a combustão incompleta do metano, que pode se dar de duas maneiras. [1]
1-CH4(g) + 3/2 O2(g) CO(g) + 2 H2O(g)
2- CH4(g) + O2(g) C(g) + 2 H2O(g)
A combustão está presente em nosso cotidiano como, por exemplo: 
- Funcionamento de motores que dependem da energia liberada na queima de combustíveis;
- Preparação de alimentos com auxílio do fogão a gás. 
Para se medir o calor de uma combustão existem várias formas, uma delas é usando uma lamparina para aquecer certa quantidade de água. Por exemplo, tendo o álcool como combustível, é possível determinar o calor da reação do mesmo. Podem ser usados quaisquer combustíveis, porém o valor do calor será diferente e dependerá da sua concentração. 
	A energia liberada quando há a combustão completa de um 1 mol de combustível é chamada de entalpia molar de combustão. Como são reações de combustão, sempre será liberada energia na forma de calor, sendo, portanto, uma reação exotérmica com a variação da entalpia negativa. Exemplo:
CH4(g) + ½ O2 → 1 CO2(g) + 2 H2O    ?H0combustão = -890,4 kJ/mol. [2]
Objetivos:
- Determinar o calor de combustão do etanol;
Materiais e Métodos:
Materiais:
- Erlenmeyer;
- Papel toalha;
- Lamparina;
- Proveta;
- Fósforo;
- Balança analítica;
- Haste com garra;
- Termômetro;
- Água;
- Álcool. 
Procedimentos:
- Selecionou-se um erlenmeyer e sua massa foi medida;
- O erlenmeyer foi envolvido no papel toalha e suspenso por uma haste com garra;
- Colocou-se à lamparina na base da haste;
- Através de uma proveta adicionou-se 100 mL de água;
- Colocou-se dentro do erlenmeyer um termômetro em contato com a água;
- Adicionou-se álcool 99,5% na lamparina até que preenchesse a metade da mesma;
- Mediu-se a massa do sistema lamparina + álcool;
- Com cuidado, acendeu-se a lamparina e deixou-a queimar por 5 minutos, então apagou-a;
- Mediu-se novamente a temperatura da água;
- Após a lamparina se esfriar mediu-se a sua massa com o álcool restante.
Resultados e Discussões:
Na prática feita no laboratório observou-se a combustão do etanol a fim de medir o calor liberado durante a queima. Para entendermos esse processo, deve-se saber a reação que ocorre quando o etanol é submetido à queima. A reação consiste na seguinte equação química: 
C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O. 
	Durante a combustão sabe-se que há a liberação de energia, e através dos princípios de conservação de energia sabe-se que essa energia liberada deve ser transferida ou transformada, e sempre conservada. Na prática realizada podemos observar os meios que receberam e que cederam energia durante e após a reação. A combustão resultou num aumento de temperatura da água e do erlenmeyer que estavam sobre a lamparina, a partir disso pode-se concluir que esses meios receberam energia, e quem cedeu essa energia foi a reação química que estava ocorrendo dentro da lamparina. Lembrando que esse calor recebido pela água e pelo erlenmeyer pode se dissipar para o meio externo, por isso, envolveu-se a vidraria com papel, já que o mesmo é um isolante térmico e impede (não totalmente) que esse calor se dissipe. 
	A partir dos pressupostos ditos acima, é possível encontrar uma fórmula para calcular o calor liberado na reação. Como deve haver conservação de energia tem-se que: 
Erecebida + Ecedida = 0 
Portanto,
Qlamp + Qágua + Qerlen = 0 como Q = m x c x deltaT. 
Como deseja-se calcular o calor liberado através da lamparina deixa-se ela como incógnita e substitui-se os valores determinados durante a prática:
Qlamp + [(mágua x cágua x (Tfágua – Toágua)] + [(merlen x cerlen x (Tferlen – Toerlen)] = 0
Dados: 
	
	Massa 
	Temp. Final
	Temp. inicial
	Erlenmeyer
	75,5159g 
	52°C
	23ºC
	Água
	100g
	52°C
	23°C
Considera-se a temperatura final e inicial da vidraria e da água igual devido ambos estarem submetidos às mesmas condições. 
Dados complementares: calor específico do vidro (vidraria) = 0,16.
A partir dos dados acima é possível calcular o calor da combustão: 
Qlamp + [(100 x 1 x (52-23)] + [(75,5159 x 0,16 x (52-23)] = 0;
Qlamp = -3250,4 cal. 
Portanto, a energia liberada no processo de combustão do etanol = -3250,4 cal. Além disso, antes do processo de combustão e após o processo pesou-se a massa da lamparina com o combustível, com isso determina-se a massa de etanol que foi queimada durante 5 minutos. Através dos seguintes dados é possível fazer tal cálculo: 
	
	Massa lamparina
	Antes
	83,0390g
	Depois
	81,3374g
Substraindo obtém-se: mantes – mdepois = mcombustão 83,0390 – 81,3374 = 1,7016g. 
A pureza do etanol utilizado é 99.5%, logo:
1,7016g 100% x= 1,6931g
x 99,5%
No processo de combustão na qual liberou-se -3250,4 cal em 5 minutos sabe-se que a massa de combustível utilizada foi de 1,6931g. 
	Com esses dados é possível calcular a entalpia molar da combustão de etanol, que consiste no cálculo da energia envolvida na queima de 1 mol de etanol. 
Sabe-se que com 1,7016g liberou-se -3250,4 cal, e com um mol? 
Temos que a massa molar do etanol = 46g, portanto: 
1,6931g -3250,4 cal x= - 88310,4 cal/mol ~~ 88kcal/mol.
46 g x 
	Como dito acima, a pureza do etanol no álcool (considerado solução) de acordo com o fabricante era de 99,5%, ou seja, havia uma grande concentração de moléculas de etanol presente no álcool. Se analisarmos bem e considerarmos um álcool com uma concentração inferior de etanol, pode-se concluir que haverá dificuldades na queima, pois há menos moléculas de combustível para ser queimada, se há dificuldades, logo a massa utilizada no processo de combustão será menor e haverá menor liberação de energia (considerando os mesmos 5 minutos que foi utilizado no processo da combustão do álcool 99.5%). 
Considerações Finais:
Como consequência da prática realizada obteve-se o conhecimento do que é e de como utilizar uma lamparina. Também foi possível, a partir desta, calcular o calor de combustão liberado pelo etanol (99,5% de concentração), que é de -3250,4cal, sendo este absorvido diretamente pelo erlenmeyer e a água. E sua entalpia molar de -88Kcal/mol.
Fundamentando-se nos procedimentos da prática pode-se concluir que a experiência foi realizada com êxito, considerando o possível erro da dissipação de calor já que o erlenmeyer não estava perfeitamente isolado. 
Referências Bibliográficas:
[1] FOGAÇA, Jennifer. ‘’O que é combustão.’’ Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-combustao.htm>. Acesso em: 5 de julho de 2017.
[2] FOGAÇA, Jennifer. ‘’Tipos de entalpia’’ Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/tipos-entalpia.htm>. Acesso em: 5 de julho de 2017.