Post on 17-May-2020
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Energia:
é a capacidade de realizar trabalho
Trabalho ():
corresponde a força que se aplica ao corpo,
para provocar um deslocamento.
( = F x Δe)
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Os sistemas não possuem calor ou trabalho. Essas modalidades de
energia transitam pelas fronteiras dos sistemas quando estes sofrem
mudanças de estado. Também é importante saber que calor e trabalho
não são variáveis de estado.
Reações químicas causam variação de energia
Reações que produzem
energiaEnergia que produz reação
Queima do carvão (calor) Com o calor cozinha-se o
alimento
Queima da vela (luz) Luz inicia a fotossíntese
Reação de uma pilha
(eletricidade)
A eletricidade reveste um metal
Motor de um automóvel (cinética
ou mecânica)
Energia mecânica detona-se um
explosivo
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Termodinâmica:
É o estudo das trocas e transformações de energia e
de trabalho que acompanham os fenômenos físicos
e químicos.
Termoquímica:
É a parte da química que estudo as trocas de calor
que envolve uma reação química.
Classificação:
Reação Exotérmica
Reação Endotérmica
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Joule: é a energia decorrente da aplicação
de uma força de 1 newton numa distância
de 1 metro, na direção de aplicação de tal
força.
Newton: é a força necessária para que 1 kg
de massa tenha uma aceleração de 1 m s-2.
Caloria: é a quantidade de calor necessária
para elevar em 1 °C a temperatura de 1 g de
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Adiabáticas: não permite a passagem de calor entre
o sistema e o meio ambiente.
Ex.: parede da garrafa térmica
Tipos de fronteiras
Diatérmica: permite a passagem de calor, mas não
de matéria entre o sistema e o meio ambiente.
Ex.: frasco fechado contendo perfume.
Permeável: permite a passagem de calor, e de
matéria entre o sistema e o meio ambiente.
Ex.: a pele humana.
Qc = Qrwww.quimicasolucionada.com.br hedilbertoalves@ig.com.br
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Bomba calorimétrica no interior do calorímetro
C(grafite) + O2 CO2 Termoquímica
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Qp = Qv - Twww.quimicasolucionada.com.br hedilbertoalves@ig.com.br
2 C + O2 2 COwww.quimicasolucionada.com.br hedilbertoalves@ig.com.br
Variação de Entalpia (ΔH)
A + B C + D ΔH = ?
ΔH = HP - HR
ΔH = (HC + HD) - (HA + HB)
ΔH = Hf - Hi
Endotérmica: absorve calor
Exotérmica: libera calor
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Endotérmica: HR < HP
ΔH = Hp – Hr ΔH = (+) ΔH > 0
DiagramaH
reação
Hr
Hp
ΔH
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Exotérmica: HR > HP
ΔH = Hp – Hr ΔH = (-) ΔH < 0
DiagramaH
reação
Hr
Hp
ΔH
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Os gráficos indicam que a variação
de entalpia não tem sinal. Porém,
convencionou-se que os sinais
positivo e negativo para H
indicariam, respectivamente,
absorção e liberação de calor.
Entalpia Padrão (H°)
Substâncias simples no estado natural e
alotrópico mais estável, a 25 °C e 1 atm,
apresenta H° = 0 (zero)
Na(s); H° = 0
H2(g); H° = 0
Cgraf; H° = 0
Cdia; H° ≠ 0
O3(g); H° ≠ 0
H2O(l); H° ≠ 0
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Termoquímica
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Substância Kcal/mol Kj/mol
Ca(s) zero zero
CaO(s) - 151,9 - 634,9
Ca(OH)2(s) - 235,8 - 985,6
Cgrafite zero Zero
CO(g) - 26,4 - 110,3
CO2(g) - 94,1 - 393,3
CH4(g) - 17,9 - 74,8
N2(g) zero zero
NO(g) +21,6 + 90,1
NH3(g) - 11 - 45,9
Estrutura cristalina:
O2 e O3; Cgraf e Cdiam; Srômbico e Smonoc;
Pvermelho e Pbranco
Fatores que alteram a entalpiaEstado de agregação:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(s); ΔH1 = - 70 kcal/mol
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l); ΔH2= - 68,56 kcal/mol
H2(g) + ½ O2(g) H2O(v);ΔH3= - 58,12 kcal/mol
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Temperatura:
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) ΔH1 = - 44 kcal
(15 °C)
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) ΔH2 = - 44,056 kcal
(75 °C)
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Entalpia
Caminho da Reação
2 HCl
H2 + Cl2
ΔH1 2 HCl
H2 + Cl2
ΔH2
ΔH4
ΔH3
15 °C
75 °C
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H2SO4 (l) + H2O 2 H+(aq) + SO4
2-(aq)
N° de mols de água Calor Liberado (kcal)
0 0
1 – 6,7
2 - 9,8
4 – 13,0
8 – 15,1
16 – 16,8
∞ - 20,2
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Entalpia Padrão de Formação (Hf°):
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) ΔH =
Entalpia Padrão de Combustão (Hc°):
C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O ΔH = -
Entalpia Padrão de Neutralização (Hn°):
HCl + NaOH NaCl + H2O ΔH =
Entalpia Padrão de Dissolução (Hd°):
NaCl(s) + H2O(l) Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH =
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Entalpia Padrão de Combustão (H°):
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Poder calorífico de um combustível é a quantidade de calor que esse
combustível é capaz de produzir, geralmente medido em kcal/kg ou
kJ/kg.
Lei de Hess
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Quebra de ligação: absorve calor (ΔH > 0)
Formação de ligação: libera calor (ΔH < 0)
AB + CD AD + CB ΔH = ?
AB + CD A + D + C + B ΔH1
A + D + C + B AD + CB ΔH2
AB + CD AD + CB ΔH =ΔH1 + ΔH2
ΔH =Hr + Hp
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ΔH =Hr - Hp
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Reações espontâneas liberam energia, e parte dessa energia é
utilizada para promover a reação não espontânea no sentido
inverso. É desse modo que se justifica a reversibilidade desse
fenômeno químico.
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Fatores que alteram a entropia
Alteração da temperatura
Quanto maior a temperatura de um corpo, maior a entropia do sistema,
pois há um aumento da velocidade das moléculas e, consequente-
mente, um aumento da desorganização do sistema.
Ex.: HCl + NaOH NaCl + H2O; (à 25 ºC)
HCl + NaOH NaCl + H2O; (à 75 ºC)
Mistura de substâncias
Quando ocorre uma mistura de substâncias, a entropia do sistema
aumenta, pois fica difícil a identificação de cada componente.
Ex,: NaCl + C12H22O11
Expansão de um gás
Quando ocorre a expansão de um gás, há um aumento da entropia,
pois as moléculas ficam desordenadas em um espaço maior.
Ex.: 2 NH3(g) N(g) + 3 H2(g)
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Fatores que alteram a entropia
Dissolução de um sólido em um líquido
Quando ocorre a dissolução de um sólido em um líquido, a entropia
aumenta, pois as moléculas do sólido deixam de apresentar uma
estrutura cristalina organizada para ficarem distribuídas
desordenadamente pelo líquido.
Ex.: NaCl(s) + H2O(l) Na+(aq) + Cl-(aq)
Alteração no número de moléculas
Quando moléculas maiores se decompõem em moléculas menores,
ocorre um aumento da desorganização do sistema.
Ex.: CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g)
Princípio de Thompsen e Berthelot (1867)
Dentre várias reações químicas possíveis, nas mesmas condições e
nos mesmos estados de agregação, será mais espontânea, portanto,
ocorrerá primeiro aquela que for mais exotérmica.
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G - variação de energia livre (T constante)
H - variação de entalpia (P constante)
T - S - energia de organização (T constante)
É importante ressaltar que a expressão anterior só é válida à
temperatura e pressão constantes.
Como não é possível calcular o valor absoluto da energia livre (G) de
uma substância, calcula-se a variação da energia livre (G).
G = Gp – Gr.
G < O: liberação de energia livre o processo é espontâneo.
G = O: o sistema está em equilíbrio.
G > O: absorção de energia livre o processo é não espontâneo.
Princípio Zero da TermodinâmicaA energia na forma de calor só flui de um corpo de maior
temperatura (mais quente) para outro de menor temperatura
(mais frio).
Primeiro Princípio da TermodinâmicaA variação de energia interna, U, de um sistema é igual à
diferença entre o calor, Q, trocado com o meio ambiente e o
trabalho, T, realizado pelo (ou sobre o) sistema.
Segundo Princípio da TermodinâmicaO consumo de determinada quantidade de trabalho (T), não
importando sua origem, produz sempre a mesma quantidade de
calor (Q) e vice-versa.
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