CALOR, TEMPERATURA E CAPACIDADES CALORÍFICAS. C = q/ T. C = n. C m

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1 CALOR, TEMPERATURA E CAPACIDADES CALORÍFICAS Nem todas as substâncias têm a mesma capacidade calorífica, isto é, para a mesma energia calorífica recebida, a elevação de temperatura é diferente. C capacidade calorífica q calor T variação de temperatura C = q/ T sendo C = n. C m ou q = n. Cm. T n quantidade de substância C m capacidade calorífica molar Exercício: Dados: Calcule a variação da energia interna, sabendo que a volume constante, 360 g de água elevaram a sua temperatura de 18,7ºC para 26,0 ºC. Capacidade calorífica molar da água, a volume constante: C vm (H 2 0) = 75,4 J/mol.K Mr(H 2 O) = 18,0 Resolução: W = ± P. V W = 0 J U = q + W q = n. Cm. T q = (360/18,0) x 75,4 x (26,0 18,7) = 1,10x10 4 J q > 0 (porque foi absorvido) > U = + 1,10x10 4 J 10

2 CALORES DE REACÇÃO E LEI DE HESS Para se perceber o que é o calor de reacção deve-se fazer uma interpretação das alterações estruturais que ocorrem numa reacção química. Assim, as reacções químicas envolvem: Quebra de ligações químicas dos reagentes Requer sempre absorção de energia (energia de dissociação) q>0 Estabelecimento de novas ligações químicas que originarão os produtos da reacção. Ocorre sempre com libertação de energia (energia de ligação) q<0 Exemplo: Considere-se a formação da água: 2H 2 (g) + O 2 (g) > 2H 2 O(g) 1.ª Fase: quebram-se as ligações H H e O=O sendo: En. de ligação H H = 2 x 436 kj/mol En. de ligação O = O = 498 KJ/mol En. absorvida = 2 x = 1370 kj 2.ª Fase: estabelecem-se novas ligações O H sendo: En. média de ligação O H = 436 kj/mol En. libertada = 4 x 436 = 1852 kj 11

3 Logo, q = soma das energias + soma das energias das de dissociação ligações estabelecidas ou seja: q = = 482 kj Logo a reacção de síntese da água é exotérmica. Se quando se formam 2 moles de água se libertam 482 kj, podemos dizer que o calor de formação H f é de 241 kj/mol. A equação termoquímica será: H 2 (g) + ½ O 2 (g) > H 2 O(g) H f = 241 kj/mol Numa reacção química, a variação de entalpia (calor de reacção) para se passar de um estado inicial para um estado final é a mesma quer se evolua por uma única etapa quer por várias. Reagentes Caminho 1 Produtos Caminho 2A Intermediários Caminho 2B H caminho 1 = H caminho 2A + H caminho 2B H reacção = H produtos H reagentes 12

4 Considere a reacção em que A, B, C e D são compostos: aa + bb > cc + dd Hº reacção = Σ H produtos Σ H reagentes Hº reacção = ( c. Hº f (C) + d Hº f (D) ) (a. Hº f (A) + b Hº f (B) ) Exemplo: No processo de combustão da grafite Caminho 1: C(s) + O 2 (g) > CO 2 (g) Hº 1,m = Hº f,m (CO 2 ) Caminho 2A: C(s) + ½ O 2 (g) > CO(g) Hº 2A,m = Hº f,m (CO) Caminho 2B: CO(g) + ½ O 2 (g) > CO 2 (g) Hº 2b,m =? Hº f,m (CO 2 ) = Hº f,m (CO) + Hº 2b,m Hº 2b,m = Hº f,m (CO 2 ) Hº f,m (CO) Hº 2b,m = 393,5 ( 283,0) = 110,5 KJ/mol 13

5 Reacções Espontâneas: Existem numerosas reacções químicas que ocorrem espontaneamente, isto é, ocorrem naturalmente assim que os reagentes entram em contacto. Muitas das reacções espontâneas são bastantes extensas, ou seja o grau de conversão dos reagentes é de quase 100%. Exemplos: HCl(aq) + H 2 O(l) > H 3 O + (aq) + Cl (aq) CH 4 (g) + O 2 (g) > H 2 O(g) + CO 2 (g) Outras ocorrem espontaneamente até atingirem o equilíbrio. Exemplo: NH 3 (g) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH (aq) Critérios para a espontaneidade Critério da energia mínima: muitas reacções permitem que o sistema progrida para um estado de energia mínima. Este critério explica o facto das reacções exotérmicas serem em geral espontâneas. Existem situações que não são explicadas por este critério, por exemplo: Num sistema não isolado, quando a sua energia diminui devido a uma reacção exotérmica, a energia da vizinhança aumenta espontaneamente. Existem reacções endotérmicas que ocorrem espontaneamente, por exemplo: H 2 O(s) > H 2 O(l) 14

6 Para prever se uma dada reacção é ou não espontânea, além da entalpia é necessário ter em conta a entropia. ENTROPIA (S): É o grau de desordem de um sistema. Quanto maior é a desorganização, maior é a entropia S sólido < S líquido < S gás Tal como a entalpia, a entropia é uma função de estado, ou seja: S = S final S inicial Um aumento de desordem S > 0 Verifica-se que qualquer transformação espontânea ocorre sempre com um aumento da entropia do universo, até que ao atingir o equilíbrio se mantém constante. 2.ª LEI DA TERMODINÂMICA Como consequência: A entropia de um cristal perfeito a 0 K é de zero (Sº = 0 ) 3.ª LEI DA TERMODINÂMICA 15

7 Sistemas Não Isolados: Processo Exotérmico Universo H sistema <0 Sistema Calor S H sistema T viz. S viz. Processo Endotérmico Universo H sistema >0 Sistema Calor S H sistema T viz. S viz. Verifica-se então que: H sistema = T. S viz. T temperatura em K Para qualquer processo espontâneo: S universo = S sistema + S vizinhança >0 S universo = S sistema (1/T) H sistema >0 16