INTRODUCCIÓ:

1. ESTUDI COMPARATIU DEL PODER CALORÍFIC DEL METANOL I ETANOLBlanca Mª Pagés i ArtolaXavier Pagés i Segarra (*)IES BotànicCavanillesLa Valld’Uixó

2. INTRODUCCIÓ: El metanol i l'etanol, s'obrincamícom a biocombustibles en clara competènciaambels combustibles fòssils, derivats del petròli, d' aplicació principal en elsmotors de combustió interna, per a extraurel'energia química i convertir-la en energiamecànica, en elsvehicles de motor. Les piles de combustible, poden obtindrehidrògen a partir delsalcohols. Éstracta de: fer un estudicomparatiu del poder calorífic del metanol i de l'etanol, per distintsmètodes, que impliquen distintsconceptescurriculars: teòricament a partir de les entalpiesestàndard de formacióo de les energiesd'enllaç i experimentalment en el laboratori per mètodescalorimétrics.

3. ESTUDI COMPARATIU DE LES ENTALPIES DE COMBUSTIÓ DEL METANOL I DE L'ETANOL A PARTIR DE LES ENTALPIES DE FORMACIÓ ESTÀNDARD.

4. Reacció de combustió del metanol: CH3 OH (l) + 3/2 O2 → CO2(g) + 2 H2O (g) Dades d'entalpies de formació estàndard: ∆Hºf CH3OH (l) = -238,6 KJ/mol; ∆Hºf O2 (g) = 0 KJ/mol ; ∆Hºf CO2 (g) = -393,5 KJ/mol; ∆Hºf H2O (g) = -241,8 KJ/mol Aplicant la fòrmula : ∆Hºr =∑∆Hºf(productes)-∑∆Hºf(reactius), s'obté una entalpia de combustió per a metanol de: -638,5 KJ/mol

5. Reacció de combustió de l'etanol: CH3 C H2 OH (l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O (g) Dades: a més a més dels anteriors, cal afegir: ∆Hºf CH3 CH2 OH (l) = -277 KJ/mol Aplicant la fòrmula anterior, s'obté una entalpia de combustió de l'etanol de: -1235,4 KJ/mol

6. La relació entre entre l'entalpies de combustió de l'etanol I metanol a partir de les entalpies de formació és: (-1235,4 kj/mol)/(-638,5 KJ/mol) = 1,9 A PARTIR D’ENTALPIES DE FORMACIÓ

7. ESTUDI COMPARATIU DELS ENTALPIES DE COMBUSTIÓ DEL METANOL I DE L'ETANOL A PARTIR DE LES ENERGIES d'ENLLAÇ

8. Reacció de combustió del metanol: CH3 OH (g) + 3/2 O2 →CO2(g) + 2 H2O (g) Dades d'entalpies d'enllaç: ∆H C-H = 414 KJ/mol; ∆HC-O = 351 KJ/mol ; ∆HO-H = 460 KJ/mol; ∆HO=O = -498,7 KJ/mol; ∆H C=O= 745 KJ/mol; ∆H C-C = 347,0 KJ/mol Aplicant la fòrmula : ∆Hºr =∑∆Hºf(enllaços trencats)-∑∆Hºf(enllaços formats), ∆Hr= ( 3∆H C-H + ∆HC-O + ∆HO-H + 3/2 ∆HO=O )- ( 2 ∆H C=O + 4 ∆HO-H)= -528,95 KJ/mol

9. Reacció de combustió de l'etanol: CH3 CH2 OH (g) + 3 O2 → 2 CO2(g) + 3 H2O (g) Aplicant la fòrmula : ∆Hºr =∑∆Hºf(enllaços trencats)-∑∆Hºf(enllaços formats), ∆Hr= ( 5∆H C-H + ∆HC-O +∆HC-C + ∆HO-H + 3∆HO=O )- ( 4 ∆H C=O + 6 ∆HO-H)= -1015,9 KJ/mol;

10. La relació entre l'entalpies de combustió de l’etanol i del metanol a partir de les energies d'enllaç és: (1015,9 kj/mol)/(-528,95 KJ/mol) = 1,9 A PARTIR D’ENERGIES D’ENLLAÇ

11. Cal observar: pels dues procediments hem obtés aproximadament el mateix valor, és a dir: l'entalpia de combustió de l'etanol és aproximadament el doble de l'entalpia de combustió del metanol

12. ESTUDI EXPERIMENTAL COMPARATIU DEL PODER CALORÍFIC DEL METANOL I DE L'ETANOL Per a mesurar la calor de combustió d'un combustible, al laboratori s'utilitza una bomba calorimètrica. Dintre d'ella és col.loca la mostra de combustible i és plena d'oxígen; una vegada iniciada la combustió eléctricament, la calor produïda és mesura per l'increment de tª d'una massa d'aigua que rodeja la bomba:

13. Bomba calorimétrica:

14. Com que no tenim una bomba calorimètrica proposem el següent disseny experimental per a comparar el poder calorífic dels dos combustibles:

15. Muntatge experimental (realment cal ajustar algunsparametres: tamany de flama, distancia flama-got) Una mistera conté etanol i l’altra metanol 50 ml. d’aigua en cadascúdelsgots

16. Fonament del métode: la calor generada en cada reacciós'absorbeix en part per l'aigua. La calor que no s'aprofita en calfarl'aigua en esta experiència és una causa d'error, peròequivalent en els dos casos. La fòrmula a emprar ho explica mes clarament: Q generat en la reacció = Q absorbit per l'aigua Si desenvolupem la fòrmula anterior tenim: Net*∆H(etanol) = m (H2O)* Ce (H2O )*(∆tª H2O)1 Nmet*∆H(metanol) = m (H2O)* Ce (H2O )*(∆tª H2O)2 Dividintambdues expressions s'arriba a : Net*∆H(etanol)/ Nmet*∆H(metanol) =(∆tª H2O)1 /(∆tª H2O)2

17. Dades experimentals: Etanol: Massa de la làmpara d'etanol abans de la reacció: 153,9 g Massa de la làmpara d'etanol després de la reacció: 151,8 g Massa d'etanol consumit = 2,1 g Net = 2,1/ 46 g*mol-1 = 0,04565 mols d'etanol ∆tª (etanol) = 71-18 = 53 ºC Metanol: Massa de la làmpara de metanol abans de la reacció: 153,6 g Massa de la làmpara de metanol després de la reacció: 150,6 g Massa de metanol consumit = 3 g Nmet = 3/ 32 g*mol-1 = 0,04565 mols de metanol ∆tª (metanol) = 75- 18 = 57 ºC

18. CÀLCULS A PARTIR DE LES DADES EXPERIMENTALS ∆H(etanol)/ ∆H(metanol)= 1,9

19. CONCLUSSIÓ: Tantpelsprocedimentsteòrics compelprocediment experimental hemtrobatresultatsconvergents en el sentit que el poder calorífic de l'etanol ésaproximadament el doble del poder calorífic del metanol

21. No sempre es necessiten recursos costososper intentar motivar elsalumnes i fer les classes de química mésinteresants …per a les I jornades de Coordinació docent secundària-universitat en l’àmbit de física i química UJI La Vall d’Uixó, 27 de març 2009 IES BOTÀNIC CAVANILLES