Entalpia-padrão de combustão

Combustão é a reação exotérmica de uma substância com o oxigênio, em condições tais que o próprio calor liberado é suficiente para manter a reação em andamento até que pelo menos um dos reagentes se esgote.

O ΔH° para a reação de combustão de uma substância, estando reagentes e produtos no estado-padrão, é dominado entalpia-padrão de combustão (ΔH°_c) da substância. É expresso geralmente em kJ/mol.

Como os químicos dispõem de grande quantidade de valores de ΔH°_c, eles são muito usados, com a lei de Hess, para determinar o ΔH° de outras reações. Essa é a utilidade das entalpias-padrão de combustão.

Veja o exemplo a seguir, que se deseja determinar o ΔH° da reação de hidrogenação do eteno:

C₂H₄ + H₂ → C₂H­₆                        ΔH°_F = ?

Dispondo –se das seguintes entalpias-padrão de combustão:

C₂H₄ + 3 O_2­ → 2 CO₂ + 2 H₂O     ΔH°_c1 = -1411,2 kJ

H₂ + ½ O₂ → H₂O                    ΔH°_c2 = -285,8 kJ

C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2CO_2­ + 3 H_2­O   ΔH°_c3 = -1560,7 kJ

Vamos partir para a resolução agora:

Usando a Lei de Hess, podemos obter a reação global, somando as equções.

C₂H₄ + 3 O_2­ → 2 CO₂ + 2 H₂O    ΔH°_c = -1411,2 kJ

H₂ + ½ O₂ → H₂O                   ΔH°_c  = -285,8 kJ

2CO_2­ + 3 H_2­O→C₂H₆ + 7/2 O₂    ΔH°_c = +1560,7 kJ

Perceba que invertemos a última equação.

Sendo assim:

C₂H₄ + 3 O_2­ → 2 CO₂ + 2 H₂O    ΔH°_c = -1411,2 kJ

H₂ + ½ O₂ → H₂O                   ΔH°_c  = -285,8 kJ

2CO_2­ + 3 H₂→ C₂H₆ + 7/2 O₂ ΔH°_c = +1560,7 kJ      

Cancelando os itens que estão coloridos, obtemos nossa equação global:

C₂H₄ + H₂ → C₂H­₆

Então:

ΔH°_F = ΔH°_c1 + ΔH°_c2 + ΔH°_c3

ΔH°_F = (-1411,2) + (-285,8) + 1560,7

ΔH°_F = -166,3 kJ

Problema resolvido =)

Postado por: Gregory Sousa