Entalpia de combustão

A entalpia de combustão é a variação de entalpia de uma reação química de combustão. Por isso, na prática, apresenta a quantidade de energia, na forma de calor, que é produzida em uma reação de combustão. Sendo uma entalpia de uma reação química, a entalpia de combustão pode ser calculada por metodologias de cálculo da variação de entalpia, através da lei de Hess, da energia de ligação ou da entalpia de formação.

Leia também: Afinal, o que é entalpia?

Resumo sobre a entalpia de combustão

• A entalpia de combustão é a variação de entalpia de uma reação química de combustão.
• Na prática, apresenta a quantidade de energia produzida, na forma de calor, através de um processo químico de combustão.
• Pode ser determinada através de metodologias de cálculo da variação de entalpia, como por meio da utilização da lei de Hess, da energia de ligação ou da entalpia de formação.
• A entalpia de combustão apresenta dados energéticos importantes de substâncias combustíveis, podendo prever a quantidade de energia produzida por cada um.
• Uma leitura importante derivada da entalpia de combustão é o poder calorífico, que apresenta a energia produzida por unidade de massa ou de volume do combustível.

O que é entalpia de combustão?

A entalpia de combustão é a variação de entalpia de uma reação química de combustão. Dessa forma, apresenta um quantitativo de energia, na forma de calor, que é produzida em uma reação de combustão, visto que a variação de entalpia é numericamente igual à variação de calor em processos que ocorrem em pressão constante.

Uma reação de combustão é caracterizada pela reação completa de um combustível com o gás oxigênio, o qual atua como comburente. Vejamos o caso da combustão do gás metano, CH₄. Esse processo produz 890 kJ de calor por mol de metano, como pode ser visto por meio da variação de entalpia da reação, ou seja, a entalpia de combustão.

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l)               ΔH = −890 kJ/mol

Como as reações de combustão sempre produzem calor, podemos afirmar que a entalpia de combustão é sempre negativa.

Fórmula da entalpia de combustão

Não existe uma fórmula de entalpia de combustão. Na verdade, a entalpia de combustão é um valor obtido experimentalmente a partir da combustão de 1 mol do combustível. Contudo, como as transformações físicas também envolvem troca de energia térmica, o valor da entalpia de combustão irá depender do estado físico das substâncias envolvidas.

Vejamos, por exemplo, a combustão do eteno, C₂H₄, em duas situações diferentes:

C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O (g)                      ΔH = −1323 kJ/mol C₂H₄

C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O (l)                       ΔH = −1411 kJ/mol C₂H₄

Na primeira, a água é produzida na forma de gás, enquanto, na segunda, a água é produzida na forma de líquido. Como cada mol de H₂O necessita de 44 kJ de energia para vaporizar, a primeira reação apresentada apresenta 88 kJ de energia a menos sendo liberada (que é justamente o gasto energético para vaporizar 2 mols de H₂O).

Além disso, as entalpias das reações químicas (o que inclui, obviamente, a combustão), também irão depender de outras condições, como a pressão, por exemplo. Dessa forma, para melhor padronização, os valores de entalpia de combustão, uma vez que são obtidos experimentalmente ou a partir de metodologias de cálculo de variação de entalpia (como entalpia de ligação, entalpia de formação ou lei de Hess), são tabelados com as substâncias envolvidas no estado padrão, ou seja, na sua forma pura em exatamente 1 bar de pressão (ou 1 atm de pressão, já que 1 bar ≈ 1 atm). A temperatura não é necessária para definir o estado padrão, entretanto, a temperatura de 25 °C é a mais utilizada.

Assim sendo, a entalpia padrão de combustão, representada por ΔH_c°, é a variação de entalpia por mol de uma substância queimada em uma reação de combustão em condições padrão. A tabela a seguir traz valores de entalpias padrão de combustão para algumas substâncias na temperatura de 25 °C (298K).

Fonte: ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

O poder calorífico traz a quantidade de energia liberada por unidade de massa ou por unidade de volume de cada substância. Outro ponto importante a se dizer é que substâncias orgânicas, quando queimadas, produzem, em condições padrão, CO₂ (g) e H₂O (l). O hidrogênio, H₂ (g), por não ter carbono na sua composição, produz apenas H₂O (l) em sua combustão em condições padrão. Já compostos que apresentam nitrogênio, como é o caso da ureia, liberam o seu nitrogênio presente na forma de N₂ (g) quando queimados em condições padrão.

As entalpias de combustão são úteis para avaliações envolvendo a capacidade energética dos combustíveis. Vejamos um exemplo prático:

Para se aquecer 1 litro de água da temperatura ambiente até sua ebulição (25 °C até os 100 °C), são necessários 314,3 kJ de calor. Dessa forma, qual a massa de butano, em gramas, necessária para tal aquecimento?

C₄H₁₀ (g) + ¹³/₂ O₂ (g) → 4 CO₂ (g) + 5 H₂O (l)                  ΔH°c = −2878 kJ∙mol⁻¹

A massa molar do C₄H₁₀ é igual a 58 g∙mol⁻¹. Assim, como cada mol de butano produzem 2878 kJ de calor por combustão, pode-se dizer que, para cada grama, a quantidade de calor produzida (poder calorífico) é:

\(\text{Poder calorífico (butano)} = \frac{2878\ kJ}{1\ mol}= \frac{2878\ kJ}{58g} ≈ 49,6\ kJ/g\)

Assim, cada grama de butano é capaz de produzir 49,6 kJ de energia na forma de calor. Como são necessários 314,3 kJ de calor, podemos determinar, enfim, a massa de butano necessária para o aquecimento de 1 litro de água dos 25 °C até os 100 °C:

1 grama C₄H₁₀                        49,6 kJ

m(C₄H₁₀)                                314,3 kJ

Resolvendo a regra de 3:

49,6 × m(C₄H₁₀) = 314,3

m(C₄H₁₀) ≈ 6,3 gramas

Assim, são necessários cerca de 6,3 gramas de butano para aquecer 1 litro de água da temperatura de 25 °C até os 100 °C.

Veja também: Você sabe o que é lei de Hess?

Como calcular a entalpia de combustão?

A entalpia de combustão pode ser calculada a partir de metodologias de cálculo de entalpia, mais especificamente via entalpia de formação, via entalpia de ligação ou via lei de Hess. Dessa forma, a variação de entalpia em uma reação de combustão pode ser determinada se os dados termoquímicos necessários forem fornecidos.

Por exemplo, vejamos a combustão do metano, em condições padrão:

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

Caso seja utilizada a entalpia de formação, devem ser fornecidos os valores de entalpia padrão de formação das substâncias envolvidas, no caso, CH₄ (g), CO₂ (g) e H₂O (l). O oxigênio, O₂ (g), não é necessário, já que substâncias simples mais estáveis nas condições padrão possuem entalpia de formação igual a zero.

No caso do cálculo por entalpia de ligação, devem ser fornecidas as energias de ligação das substâncias. Por exemplo, o CH₄ apresenta ligações C−H, enquanto o gás oxigênio apresenta ligações O=O. A partir do balanço energético das ligações rompidas e formadas, é possível determinar a entalpia de combustão do metano.

Já por lei de Hess, devem ser fornecidas reações químicas que, quando combinadas, consigam fornecer, como resultado, a combustão do metano. Dessa forma, cria-se um mecanismo reacional em que a entalpia de combustão do metano será obtida pela combinação dos valores das entalpias de cada reação utilizada.

Entalpia de combustão e entalpia de formação

Entalpia de combustão e entalpia de formação apresentam valores de variação de entalpia para situações distintas. Enquanto a entalpia de combustão apresenta a variação de entalpia em uma reação de combustão, a entalpia de formação é a variação de entalpia de uma reação de formação, a qual consiste em uma reação em que 1 mol de uma substância composta é formada a partir das substâncias simples mais estáveis em temperatura ambiente de seus elementos constituintes. Vejamos as diferenças:

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l)                (Reação de combustão)

C (grafite) + 2 H₂ (g) → CH₄ (g)                              (Reação de formação)

Tais reações irão entregar valores distintos de variação de entalpia. A entalpia de combustão do metano, em condições padrão, é igual a −890 kJ/mol, ao passo que sua entalpia de formação, em condições padrão, é igual a −75 kJ/mol.

Na entalpia de formação, os valores de entalpia das substâncias simples mais estáveis em temperatura ambiente é convencionado como zero. Dessa forma, garante-se que o valor obtido é referente, exclusivamente, à substância composta obtida na reação de formação.

Na prática, pode-se utilizar os valores de entalpia de formação para calcular a variação de entalpia de qualquer reação, inclusive de combustão. Por exemplo, vejamos como utilizar a entalpia de formação para determinar a entalpia de combustão do metano.

Pelos valores encontrados em referências bibliográficas, as entalpias de formação de CH₄ (g), CO₂ (g) e H₂O (l) são, respectivamente, iguais a −75 kJ/mol, −393 kJ/mol e −286 kJ/mol. O gás oxigênio, O₂ (g), é a substância simples mais estável do elemento químico oxigênio na temperatura ambiente e, dessa forma, possui entalpia de formação nula.

O cálculo da variação de entalpia por entalpia de formação é dado pela expressão:

ΔH = ΔH (produtos) – ΔH (reagentes)

Como a combustão do metano é CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l), podemos fazer as substituições na expressão do ΔH:

ΔH = [2 × ΔH(H₂O) + ΔH(CO₂)] – [ΔH(CH₄) + ΔH(O₂)]

ΔH = [2 × (−286) − 393] – [−75 + 0]

ΔH = [−572 – 393] + 75

ΔH = −965 + 75

ΔH = −890 kJ

Esse é, exatamente, o valor anteriormente informado para a combustão de 1 mol de metano.

Acesse também: Entalpia de formação — confira mais detalhes

Exercícios resolvidos sobre entalpia de combustão

Questão 1

(Fuvest – USP)

Essa imagem, chamada de “A formatura da capivara”, foi gerada por Inteligência Artificial (IA). Em 2024 estimou-se que 30 milhões de imagens foram geradas diariamente no mundo utilizando modelos de IA a um gasto energético médio de 131 kJ por imagem. O uso intenso dessa tecnologia tem levado à reativação de usinas termoelétricas e à construção de novas usinas nucleares para suportar os servidores que realizam o processamento de IA.

Considerando que toda a energia para gerar essas imagens fosse proveniente da combustão completa de carvão, a pegada de carbono diária medida em toneladas de CO₂ formado, resultante da produção dessas imagens, seria de

Note e adote:

Massa molar (g/mol): C = 12; O = 16

Entalpia de combustão completa do carvão: ΔH = −393 kJ/mol

A) 0,2.

B) 10.

C) 150.

D) 280.

E) 440.

Resolução:

Alternativa E.

Como 30 milhões (30 × 10⁶) de imagens foram geradas por dia, com custo médio de 131 kJ por imagem, podemos determinar que o gasto energético total é igual ao produto de 131 kJ por 30 milhões:

Gasto energético total = 131 × 30 × 10⁶

Gasto energético total = 3,93 × 10⁹ kJ

Cada mol de carvão, ao sofrer combustão, produz 393 kJ de energia na forma de calor. Assim, para produzir toda a energia necessária para gerar as imagens de IA, o número de mols de carvão necessários é:

            1 mol C                       393 kJ

            n (C)                           3,93 × 10⁹ kJ

Assim:

393 × n(C) = 3,93 × 10⁹

n (C) = (393 × 10⁷) / 393

n (C) = 1 × 10⁷ mols

Na combustão do carbono, cada 1 mol de C produz também 1 mol de CO₂, conforme a reação a seguir:

C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)

Portanto, se são consumidos 1 × 10⁷ mols, pode-se dizer que são produzidos 1 × 10⁷ mols de CO₂.

A massa molar do CO₂ é dada como:

MM (CO₂) = MM (C) + 2 × MM (O)

MM (CO₂) = 12 + 2 × 16

MM (CO₂) = 44 g/mol

Portanto, a massa de CO₂ produzida no processo pode ser obtida pela seguinte proporção:

            1 mol CO₂                              44 g

            1 × 10⁷ mols CO₂                   m (CO₂)

Assim:

m (CO₂) = 44 × 10⁷ g

m (CO₂) = 440 × 10⁶ g

m (CO₂) = 440 t

Questão 2

(UEA) Bombas calorimétricas são dispositivos utilizados para o estudo da entalpia de combustão. Trata-se de uma câmara interna, onde ocorre a combustão, envolta por água que interage com o calor liberado. Nesse estudo, a amostra a ser analisada é queimada em condições controladas e o calor, que é transferido para a água, é detectado por um termômetro. A figura mostra um esquema de uma bomba calorimétrica.

(www.chimica-online.it. Adaptado.)

Foi utilizada uma bomba calorimétrica para o estudo da combustão de determinada substância sólida. Os dados do experimento são apresentados na tabela.

A massa molar da substância estudada é igual a

A) 39,4 g/mol.

B) 12,0 g/mol.

C) 1,2 g/mol.

D) 120 g/ mol.

E) 394 g/mol.

Resolução:

Alternativa B.

Segundo os dados do experimento, foram necessários 1,2 g de substância para liberar 39,4 kJ de energia na forma de calor. Com essa relação, pode-se saber a massa necessária para se produzir 394 kJ de energia, que é a entalpia de combustão da substância. Como essa quantidade de energia é dada em kJ/mol, a massa correspondente é, na verdade, a massa de 1 mol de substância, ou seja, a sua massa molar (MM, em g/mol). Portanto:

            1,2 g                            39,4 kJ

            MM                             394 kJ

39,4 × MM = 1,2 × 394

MM = 1,2 × 10

MM = 12 g/mol

Fontes

ATKINS, P.; DE PAULA, J.; KEELER, J. Physical Chemistry. 11. ed. Oxford: Oxford University Press, 2018.

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. 1. ed. Barueri: LTC Editora, 1986.