corresponde a força que se aplica ao corpo, para provocar um deslocamento. ( = F x Δe)

Transcrição

1

2

3 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.

4 Reações químicas causam variação de energia Reações que produzem energia Queima do carvão (calor) Queima da vela (luz) Reação de uma pilha (eletricidade) Motor de um automóvel (cinética ou mecânica) Energia que produz reação Com o calor cozinha-se o alimento Luz inicia a fotossíntese A eletricidade reveste um metal Energia mecânica detona-se um explosivo

5 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

6 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.

7 Tipos de fronteiras Adiabáticas: não permite a passagem de calor entre o sistema e o meio ambiente. Ex.: parede da garrafa térmica 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.

8 Q c = Q r

9

10

11

12 Bomba calorimétrica no interior do calorímetro C (grafite) + O 2 CO 2 Termoquímica

13 Q p = Q v - T

14 2 C + O 2 2 CO

15 Endotérmica: absorve calor Exotérmica: libera calor Variação de Entalpia (ΔH) ΔH = H f - H i A + B C + D ΔH =? ΔH = H P - H R ΔH = (H C + H D ) - (H A + H B )

16 Endotérmica: H R < H P ΔH = H p H r ΔH = (+) ΔH > 0 H Diagrama H p ΔH H r reação

17 Exotérmica: H R > H P ΔH = H p H r ΔH = (-) ΔH < 0 H H r H p Diagrama 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. reação

18 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 H 2(g) ; H = 0 O 3(g) ; H 0 H 2 O (l) ; H 0 C graf ; H = 0 C dia ; H 0 Termoquímica

19 Substância Kcal/mol Kj/mol Ca (s) zero zero CaO (s) - 151,9-634,9 Ca(OH) 2(s) - 235,8-985,6 C grafite zero Zero CO (g) - 26,4-110,3 CO 2(g) - 94,1-393,3 CH 4(g) - 17,9-74,8 N 2(g) zero zero NO (g) +21,6 + 90,1 NH 3(g) ,9

20 Fatores que alteram a entalpia Estado de agregação: H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (s) ; ΔH 1 = - 70 kcal/mol H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ; ΔH 2 = - 68,56 kcal/mol H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (v) ; ΔH 3 = - 58,12 kcal/mol Estrutura cristalina: O 2 e O 3 ; C graf e C diam ; S rômbico e S monoc ; P vermelho e P branco

21 Temperatura: H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) ΔH 1 = - 44 kcal (15 C) H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) ΔH 2 = - 44,056 kcal (75 C)

22 Entalpia H 2 + Cl 2 ΔH 3 ΔH 2 H 2 + Cl 2 75 C 15 C 2 HCl ΔH 1 2 HCl ΔH 4 Caminho da Reação

23 H 2 SO 4 (l) + H 2 O 2 H + (aq) + SO 4 2- (aq) N de mols de água Calor Liberado (kcal) ,7 2-9,8 4 13,0 8 15, ,8-20,2

24 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 =

25 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.

26 Lei de Hess

27

28 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 ΔH 1 A + D + C + B AD + CB ΔH 2 AB + CD AD + CB ΔH =ΔH 1 + ΔH 2 ΔH =H r + H p ΔH =H r - H p

29 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.

30 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, consequentemente, um aumento da desorganização do sistema. Ex.: HCl + NaOH NaCl + H 2 O; (à 25 ºC) HCl + NaOH NaCl + H 2 O; (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 + C 12 H 22 O 11 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 NH 3(g) N (g) + 3 H 2(g)

31 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) + H 2 O (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.: CaCO 3(S) CaO (S) + CO 2(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.

32 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 = G p G r. 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.

33 Princípio Zero da Termodinâmica A 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 Termodinâmica A 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 Termodinâmica O consumo de determinada quantidade de trabalho (T), não importando sua origem, produz sempre a mesma quantidade de calor (Q) e vice-versa.