Química dos ensinos fundamental e médio · Grades 1–12

37A energia das reações: combustão e energias de ligação

Rompa o lacre de um aquecedor de mãos e, um minuto depois, ele está quente demais para ser segurado por muito tempo; aperte uma compressa fria instantânea e ela gela um tornozelo torcido; um ônibus urbano roda o dia inteiro com hidrogênio e só deixa vapor de água atrás de si. As transformações químicas não só transformam substâncias em outras: elas liberam energia, ou a absorvem. De onde vem essa energia, e quanto dela um combustível pode dar?

O que você já sabe

Numa combustão completa, um combustível feito de carbono e hidrogênio queima no gás oxigênio e dá dióxido de carbono e água (Capítulo 14). Uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado; as estruturas de Lewis mostram todas as ligações de uma molécula (Capítulo 24). A quantidade de matéria é contada em mols (Capítulo 25).

Um aquecedor de mãos: uma reação dentro do saquinho libera calor.

37.1 Transformações exotérmicas e endotérmicas

Definição 37.1 (Exotérmica, endotérmica)

Uma transformação é exotérmica se ela libera energia para a sua vizinhança, em geral na forma de calor: a vizinhança esquenta. Ela é endotérmica se ela absorve energia da sua vizinhança: a vizinhança esfria, ou a transformação precisa de aquecimento para continuar.

Exemplo 37.2 (Quente e frio)

As combustões são exotérmicas, e também a reação lenta do ferro em pó com o gás oxigênio do ar dentro de um aquecedor de mãos. A dissolução do nitrato de amônio na água, usada nas compressas frias, é endotérmica; e também a decomposição do calcário em cal virgem e dióxido de carbono, que só acontece num forno muito quente.

Diagramas de energia. Numa reação exotérmica, os produtos têm menos energia que os reagentes, e a diferença é liberada; numa endotérmica, eles têm mais, e a diferença tem de ser fornecida.

37.2 A energia liberada por uma combustão

Definição 37.3 (Energia molar de combustão)

A energia molar de combustão $E_c$ de um combustível é a energia liberada pela combustão completa de um mol dele, em $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , com a água formada no estado líquido.

Proposição 37.4 (A energia liberada por $n$ mols)

A combustão completa de uma quantidade $n$ de combustível libera a energia $Q = n \times E_c$ . Para o metano, $E_c = 890.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : queimar $1.00\,\mathrm{mol}$ ( $16.0\,\mathrm{g}$ ) dele libera cerca de $891\,\mathrm{kJ}$ .

Demonstração. Cada mol de combustível queimado libera $E_c$ ; $n$ mols liberam $n$ vezes mais. ∎

No laboratório — Aquecer água com uma lamparina a álcool

Uma lamparina de etanol é pesada e depois acesa debaixo de uma lata de metal com $200\,\mathrm{g}$ de água e um termômetro dentro. Quando a água esquentou $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , a chama é apagada e a lamparina é pesada de novo: ela perdeu $1.50\,\mathrm{g}$ de etanol. A energia recebida pela água é calculada com a fórmula da física $Q = m\, c\, \Delta\theta$ , em que $c = 4.18\,\mathrm{J}/(\mathrm{g}\,{}^{\circ}\mathrm{C})$ é o calor específico da água. Ela é muito menor que a energia que o etanol poderia liberar: boa parte do calor esquenta o ar, a lata e a lamparina, e uma parte do etanol queima de forma incompleta.

Medir a energia dada por um combustível: uma lamparina a álcool aquece uma lata de água cuja elevação de temperatura é medida.

Exemplo 37.5 (A lamparina em números)

A água recebeu $Q = 200 \times 4.18 \times 25 = 2.09 \times 10^{4}\,\mathrm{J}$ , isto é, $20.9\,\mathrm{kJ}$ . O etanol queimado, $1.50\,\mathrm{g}$ , corresponde a $1.50 / 46.0 = 0.0326\,\mathrm{mol}$ ; com $E_c = 1367.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , ele poderia liberar $0.0326 \times 1367.6 = 44.6\,\mathrm{kJ}$ . Só $20.9 / 44.6 \approx 47\,\%$ disso chegou à água.

37.3 As energias de ligação

Definição 37.6 (Energia de ligação)

A energia de ligação de uma ligação covalente é a energia necessária para romper um mol dessas ligações, com as moléculas e os átomos no estado gasoso. As tabelas dão valores médios, medidos em muitas moléculas, em $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

ligação	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$	ligação	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$	ligação	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$
$\ce{H-H}$	436	$\ce{C-C}$	345	$\ce{O=O}$	498
$\ce{C-H}$	415	$\ce{C=C}$	611	$\ce{N#N}$	946
$\ce{N-H}$	390	$\ce{C-O}$	350	$\ce{Cl-Cl}$	243
$\ce{O-H}$	464	$\ce{C=O}$	741	$\ce{H-Cl}$	432

Energias de ligação médias. Romper uma ligação sempre custa energia; formá-la devolve a mesma energia.

A combustão do metano como duas etapas imaginárias, com energias de ligação médias: romper todas as ligações, e depois formar as novas. A estimativa, -682\, kJ por mol de metano, é exotérmica. — A combustão do metano como duas etapas imaginárias, com energias de ligação médias: romper todas as ligações, e depois formar as novas. A estimativa, $-682\,\mathrm{kJ}$ por mol de metano, é exotérmica.

Proposição 37.7 (Estimar uma energia de reação)

Para uma reação entre gases, a energia absorvida, $E_r$ (negativa se há liberação de energia), é aproximadamente

E_r \approx \sum E(\text{ligações rompidas}) - \sum E(\text{ligações formadas}) .

Se $E_r < 0$ , a formação das novas ligações libera mais energia do que a necessária para romper as antigas: a reação é exotérmica.

Demonstração. Imagine a reação em duas etapas: todas as ligações dos reagentes são rompidas, o que custa a primeira soma e deixa átomos separados; depois as ligações dos produtos se formam, o que devolve a segunda soma. O resultado é só uma estimativa, porque as tabelas dão médias sobre muitas moléculas. ∎

Método 37.8 (Estimar uma energia de reação a partir das energias de ligação)

Escreva a equação balanceada e a estrutura de Lewis de cada molécula.
Conte as ligações de cada tipo rompidas nos reagentes e formadas nos produtos, com os coeficientes.
Some as energias das ligações rompidas e subtraia as das ligações formadas.
Conclua: um resultado negativo indica uma reação exotérmica.

Exemplo 37.9 (O hidrogênio e o cloro)

Para $\ce{H2 + Cl2 -> 2HCl}$ : um $\ce{H-H}$ e um $\ce{Cl-Cl}$ rompidos, $436 + 243 = 679\,\mathrm{kJ}$ ; dois $\ce{H-Cl}$ formados, $2 \times 432 = 864\,\mathrm{kJ}$ . Logo $E_r \approx 679 - 864 = -185\,\mathrm{kJ}$ por mol de reação: exotérmica.

Observação 37.10 (Estimativa e medida)

A energia medida liberada pela queima de um mol de metano é $890.7\,\mathrm{kJ}$ , maior que a estimativa. Três razões: as ligações $\ce{C=O}$ do dióxido de carbono são mais fortes que o $\ce{C=O}$ médio da tabela; o valor medido é para a água líquida, e a condensação do vapor de água libera mais energia; e as energias de ligação médias são só médias. O método das energias de ligação dá o sinal e a ordem de grandeza, não o valor exato.

37.4 Comparar os combustíveis

Energia liberada pela combustão completa de um quilograma de cinco combustíveis (com a água formada no estado líquido). O hidrogênio dá de longe o máximo por quilograma; o etanol, já parcialmente “queimado” (ele contém oxigênio), o mínimo.

Exemplo 37.11 (Dióxido de carbono por megajoule)

Queimar um mol de metano libera $890.7\,\mathrm{kJ}$ e um mol de dióxido de carbono, $44.0\,\mathrm{g}$ . Para um megajoule, $1000\,\mathrm{kJ}$ , ele libera $44.0 \times 1000 / 890.7 = 49.4\,\mathrm{g}$ de dióxido de carbono. O etanol, com dois mols de dióxido de carbono por $1367.6\,\mathrm{kJ}$ , libera $88.0 \times 1000 / 1367.6 = 64.3\,\mathrm{g}$ por megajoule. O hidrogênio não libera nenhum: o seu único produto é a água.

Um ônibus num posto de hidrogênio: o seu combustível só libera água.

Segurança

O etanol é altamente inflamável e irritante para os olhos. Uma lamparina a álcool é enchida longe de qualquer chama, nunca é reabastecida enquanto está quente, e é usada pelo professor sobre uma placa resistente ao calor.

37.5 Exercícios

Exercício 37.1 ★

Exotérmica ou endotérmica: a madeira queimando; o gelo derretendo; uma compressa fria sendo apertada; um aquecedor de mãos esquentando; uma folha verde produzindo açúcar à luz do Sol?

Solução

Solução de Exercício 37.1.

A madeira queimando: exotérmica. O gelo derretendo: endotérmica (ele tira calor da vizinhança, embora não seja uma reação química). Compressa fria: endotérmica. Aquecedor de mãos: exotérmica. Produzir açúcar à luz do Sol: endotérmica (a energia vem da luz).

Exercício 37.2 ★

Que energia libera a combustão completa de $3.0\,\mathrm{mol}$ de metano?

Solução

Solução de Exercício 37.2.

$Q = 3.0 \times 890.7 = 2.7 \times 10^{3}\,\mathrm{kJ}$ , cerca de $2.7\,\mathrm{MJ}$ .

Exercício 37.3 ★

No diagrama de energia de uma reação exotérmica, o que tem mais energia, os reagentes ou os produtos? Para onde vai a diferença?

Solução

Solução de Exercício 37.3.

Os reagentes. A diferença é liberada para a vizinhança, principalmente na forma de calor.

Exercício 37.4 ★

Que energia libera a combustão completa de $100\,\mathrm{g}$ de etanol?

Solução

Solução de Exercício 37.4.

$n = 100 / 46.0 = 2.17\,\mathrm{mol}$ ; $Q = 2.17 \times 1367.6 = 2.97 \times 10^{3}\,\mathrm{kJ}$ , cerca de $3.0\,\mathrm{MJ}$ .

Exercício 37.5 ★

O que é uma energia de ligação? Por que romper uma ligação sempre custa energia?

Solução

Solução de Exercício 37.5.

A energia necessária para romper um mol dessas ligações, com as moléculas e os átomos no estado gasoso. O par compartilhado mantém os dois átomos juntos: afastá-los é agir contra essa atração, o que exige energia.

Exercício 37.6 ★★

Estime, com as energias de ligação, a energia da reação $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ , tudo no estado gasoso. Ela é exotérmica?

Solução

Solução de Exercício 37.6.

Rompidas: $2 \times 436 + 498 = 1370\,\mathrm{kJ}$ ; formadas: $4 \times 464 = 1856\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx 1370 - 1856 = -486\,\mathrm{kJ}$ : exotérmica.

Exercício 37.7 ★★

Estime a energia da combustão do etanol, $\ce{C2H5OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}$ , com as energias de ligação (desenhe primeiro a estrutura de Lewis do etanol), e compare com o valor medido de $1367.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

Solução

Solução de Exercício 37.7.

O etanol $\ce{CH3-CH2-O-H}$ tem 5 $\ce{C-H}$ , 1 $\ce{C-C}$ , 1 $\ce{C-O}$ e 1 $\ce{O-H}$ . Rompidas: $5 \times 415 + 345 + 350 + 464 + 3 \times 498 = 4728\,\mathrm{kJ}$ . Formadas: $4 \times 741 + 6 \times 464 = 5748\,\mathrm{kJ}$ . $E_r \approx -1020\,\mathrm{kJ}$ , cerca de um quarto menor, em valor absoluto, que os $1367.6\,\mathrm{kJ}$ medidos.

Exercício 37.8 ★★

Calcule a energia liberada por quilograma de propano ( $2219.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ) e de metano. Compare com o gráfico de barras.

Solução

Solução de Exercício 37.8.

Propano: $2219.2 / 0.0440 = 5.04 \times 10^{4}\,\mathrm{kJ}/\mathrm{kg} = 50.4\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ . Metano: $890.7 / 0.0160 = 55.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ . Os dois como no gráfico.

Exercício 37.9 ★★

Um fogão a gás aquece $1.50\,\mathrm{L}$ de água ( $1500\,\mathrm{g}$ ) de $15\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ até $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Que energia a água recebe? Que massa de metano é queimada se toda a energia chegar à água? E se só metade chegar?

Solução

Solução de Exercício 37.9.

$Q = 1500 \times 4.18 \times 85 = 5.33 \times 10^{5}\,\mathrm{J} = 533\,\mathrm{kJ}$ ; $n = 533 / 890.7 = 0.598\,\mathrm{mol}$ , isto é, $0.598 \times 16.0 = 9.6\,\mathrm{g}$ de metano; com metade da energia perdida, $19\,\mathrm{g}$ .

Exercício 37.10 ★★

Usando o gráfico de barras, ordene os combustíveis pela energia por quilograma. Que massa de hidrogênio dá a mesma energia que $1.0\,\mathrm{kg}$ de octano?

Solução

Solução de Exercício 37.10.

Hidrogênio > metano > propano > octano > etanol. $48.0 / 142.9 = 0.34\,\mathrm{kg}$ de hidrogênio.

Exercício 37.11 ★★

Estime a energia de $\ce{N2 + 3H2 -> 2NH3}$ , tudo no estado gasoso. Exotérmica ou endotérmica?

Solução

Solução de Exercício 37.11.

Rompidas: $946 + 3 \times 436 = 2254\,\mathrm{kJ}$ ; formadas: $6 \times 390 = 2340\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx -86\,\mathrm{kJ}$ : levemente exotérmica.

Exercício 37.12 ★★★

Num experimento com lamparina a álcool, $250\,\mathrm{g}$ de água esquentam $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ enquanto $1.20\,\mathrm{g}$ de etanol queimam. Calcule a energia recebida pela água, a energia que o etanol poderia liberar e a eficiência do aquecimento. Dê três causas das perdas.

Solução

Solução de Exercício 37.12.

Água: $250 \times 4.18 \times 20 = 2.09 \times 10^{4}\,\mathrm{J} = 20.9\,\mathrm{kJ}$ . Etanol: $1.20 / 46.0 = 0.0261\,\mathrm{mol}$ , que poderia liberar $0.0261 \times 1367.6 = 35.7\,\mathrm{kJ}$ . Eficiência $20.9 / 35.7 \approx 59\,\%$ . Perdas: calor levado pelo ar, calor que aquece a lata e o suporte, combustão incompleta (fuligem), uma parte do etanol que evapora sem queimar.

Exercício 37.13 ★★★

O octano libera $5470\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ e o propano $2219.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Escreva as suas equações de combustão e calcule a massa de dióxido de carbono que cada um libera por megajoule. Compare com o metano, $49.4\,\mathrm{g}$ .

Solução

Solução de Exercício 37.13.

$\ce{2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O}$ : 8 mols de dióxido de carbono, $352\,\mathrm{g}$ , por $5470\,\mathrm{kJ}$ , logo $352 / 5.470 = 64.4\,\mathrm{g}$ por megajoule. $\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}$ : $132\,\mathrm{g}$ por $2219.2\,\mathrm{kJ}$ , logo $59.5\,\mathrm{g}$ por megajoule. O metano, com $49.4\,\mathrm{g}$ , é o que libera menos.

Exercício 37.14 ★★★

Tanto para o metano quanto para o etanol, a estimativa pelas energias de ligação é menor que a energia medida liberada. Dê as razões, e explique por que a estimativa continua útil.

Solução

Solução de Exercício 37.14.

A tabela dá energias de ligação médias, enquanto as ligações $\ce{C=O}$ do dióxido de carbono são mais fortes que a média; os valores medidos são para a água líquida, cuja condensação libera mais energia que a reação entre gases; e o método trata cada ligação como independente das vizinhas. A estimativa continua útil: ela dá o sinal certo (exotérmica) e a ordem de grandeza certa sem nenhuma medida.

Exercício 37.15 ★★★

Estime a energia de $\ce{2H2O -> 2H2 + O2}$ , tudo no estado gasoso. Por que é preciso fornecer energia (por exemplo na forma de eletricidade) para produzir hidrogênio a partir da água? Explique por que o hidrogênio é chamado de meio de armazenar energia, e não de fonte de energia.

Solução

Solução de Exercício 37.15.

Rompidas: $4 \times 464 = 1856\,\mathrm{kJ}$ ; formadas: $2 \times 436 + 498 = 1370\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx +486\,\mathrm{kJ}$ : endotérmica, logo é preciso fornecer energia. Queimar o hidrogênio depois devolve essa energia: o hidrogênio armazena energia produzida em outro lugar, ele não cria energia.

37.6 Problema: que combustível para o ônibus urbano?

Problema 37.1

Problema de fim de semana — metano, etanol, octano ou hidrogênio: qual dá mais energia por quilograma, e quanto dióxido de carbono por megajoule?

Uma cidade compara quatro combustíveis para os seus ônibus: o metano (gás natural), o etanol, o octano (pela gasolina) e o hidrogênio. As energias liberadas pela combustão completa de um mol são: metano $890.7\,\mathrm{kJ}$ , etanol $1367.6\,\mathrm{kJ}$ , octano $5470\,\mathrm{kJ}$ , hidrogênio $285.8\,\mathrm{kJ}$ , com a água formada no estado líquido.

Parte I — As equações de combustão.

Escreva a equação da combustão completa do metano.
Do etanol, $\ce{C2H6O}$ .
Do octano, $\ce{C8H18}$ .
Do hidrogênio.
Que combustível não libera dióxido de carbono?

Parte II — A energia por quilograma.

Calcule as massas molares dos quatro combustíveis.
Calcule a energia liberada por quilograma de cada um, em $\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ .
Ordene os combustíveis.
O hidrogênio ganha de longe. Por que, mesmo assim, ele é difícil de levar num ônibus? (Pense no seu estado à temperatura ambiente.)

Parte III — Estimar com as energias de ligação.

Desenhe as estruturas de Lewis das moléculas da combustão do metano, e conte as ligações rompidas e formadas.
Calcule a energia necessária para romper as ligações.
Calcule a energia liberada pela formação das novas ligações.
Deduza a estimativa de $E_r$ , e compare com o valor medido: qual é a diferença relativa?
Dê duas razões para a diferença.

Parte IV — O dióxido de carbono por megajoule.

Que quantidade de metano deve queimar para liberar $1\,\mathrm{MJ}$ ?
Que massa de dióxido de carbono ela libera?
A mesma pergunta para o etanol e o octano.
Que combustível de carbono libera menos dióxido de carbono para a mesma energia? Por quê (compare os números de átomos de C e de H)?
O hidrogênio não libera nenhum ao queimar. De que depende o seu verdadeiro benefício para o clima?
Dê a resposta final: que massa de dióxido de carbono o metano libera por megajoule?

Solução

Solução de Problema 37.1.

1. $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ .

2. $\ce{C2H6O + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}$ .

3. $\ce{2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O}$ .

4. $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ .

5. O hidrogênio.

6. $16.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $114.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $2.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

7. Em $\mathrm{kJ}$ por $\mathrm{kg}$ , e depois $\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ : metano $890.7 / 0.0160$ , $55.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; etanol $1367.6 / 0.0460$ , $29.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; octano $5470 / 0.1140$ , $48.0\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; hidrogênio $285.8 / 0.0020$ , $142.9\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ .

8. Hidrogênio > metano > octano > etanol.

9. O hidrogênio é um gás muito leve: um quilograma dele ocupa um volume enorme à pressão normal, por isso ele precisa ser comprimido em tanques pesados de alta pressão.

10. Metano: 4 $\ce{C-H}$ ; gás oxigênio: 2 $\ce{O=O}$ rompidas. Dióxido de carbono: 2 $\ce{C=O}$ ; água: $2 \times 2 = 4$ $\ce{O-H}$ formadas.

11. $4 \times 415 + 2 \times 498 = 2656\,\mathrm{kJ}$ .

12. $2 \times 741 + 4 \times 464 = 3338\,\mathrm{kJ}$ .

13. $E_r \approx 2656 - 3338 = -682\,\mathrm{kJ}$ , contra $-890.7\,\mathrm{kJ}$ medidos: cerca de $23\,\%$ menor em valor absoluto.

14. As energias de ligação médias (o $\ce{C=O}$ do dióxido de carbono é mais forte que a média); a água líquida na medida, gases na estimativa.

15. $1000 / 890.7 = 1.123\,\mathrm{mol}$ .

16. $1.123 \times 44.0 = 49.4\,\mathrm{g}$ .

17. Etanol: $1000 / 1367.6 = 0.731\,\mathrm{mol}$ , que dão $1.462\,\mathrm{mol}$ de dióxido de carbono, $64.3\,\mathrm{g}$ . Octano: $1000 / 5470 = 0.183\,\mathrm{mol}$ , que dão $1.463\,\mathrm{mol}$ , $64.4\,\mathrm{g}$ .

18. O metano: ele tem o maior número de átomos de hidrogênio por átomo de carbono (4 contra 2.25 no octano), e queimar hidrogênio dá energia sem dióxido de carbono.

19. Do modo como o hidrogênio é produzido: a partir da água, com eletricidade de fontes renováveis, ele quase não libera dióxido de carbono; produzido a partir do metano, ele libera dióxido de carbono na fábrica em vez de no escapamento.

20. O metano libera cerca de $49\,\mathrm{g}$ de dióxido de carbono por megajoule.

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