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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)


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


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


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

água.www.quimicasolucionada.com.br [email protected]


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 [email protected]

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Bomba calorimétrica no interior do calorímetro

C(grafite) + O2 CO2 Termoquímica


Qp = Qv - Twww.quimicasolucionada.com.br [email protected]

2 C + O2 2 COwww.quimicasolucionada.com.br [email protected]

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


Endotérmica: HR < HP

ΔH = Hp – Hr ΔH = (+) ΔH > 0

DiagramaH

reação

Hr

Hp

ΔH


Exotérmica: HR > HP

ΔH = Hp – Hr ΔH = (-) ΔH < 0

DiagramaH

reação

Hr

Hp

ΔH


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


Termoquímica


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


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)


Entalpia

Caminho da Reação

2 HCl

H2 + Cl2

ΔH1 2 HCl

H2 + Cl2

ΔH2

ΔH4

ΔH3

15 °C

75 °C


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


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°):


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


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


ΔH =Hr - Hp


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.


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)


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.


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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