UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO UFRJ INSTITUTO DE QUÍMICA IQG127. Termodinâmica

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO UFRJ INSTITUTO DE QUÍMICA IQG127 Termodinâmica Prof. Antonio Guerra Departamento de Química Geral e Inorgânica - DQI

2 Energia e Trabalho Energia A capacidade de realizar trabalho! Trabalho (w) Movimento contra uma força: w = Fxd (1J = 1kgm 2 /s 2 ) Transferência de energia resultante de um processo! Tipos de Energia Radiante: associada à radiação eletromagnética. Térmica: associada ao movimento randômico dos átomos e moléculas. Química: associada às ligações químicas. Nuclear: associada ao núcleo atômico. Potencial: associada à posição. Cinética: associada ao movimento. 2

3 Sistema e Vizinhança Tipos de Sistema Vizinhança Sistema Sistema aberto troca matéria e energia. Sistema fechado troca energia. Sistema isolado não há troca. Sistema adiabático isolado termicamente Vapor d água Calor Calor aberto fechado isolado Estado: indica as condições físicas e químicas do sistema. 3

4 Transferência de Energia Formas Gerais Provocando o movimento de um corpo contra uma força! Mudança de direção e velocidade. Provocando uma mudança de temperatura! Transferência de calor. Calor (q) Transferência de energia térmica entre dois corpos com temperaturas diferentes! (1cal = 4,184J) Energia Interna do Sistema (E) ΔE = w ΔE = q w >0 vizinhança sistema w <0 sistema vizinhança q >0 absorção de energia (endotérmico) q <0 liberação de energia (exotérmico) 4

5 Conservação de Energia Função de Estado Dependem apenas dos estados inicial e final do processo! Energia, pressão, volume, temperatura, etc. Calor e trabalho 1 a Lei da Termodinâmica A energia interna de um sistema adiabático é constante. A energia não pode ser criada ou destruída! ΔE Sistema + ΔE Vizinhança = 0 ΔE Sistema = ΔE Vizinhança Variação de Energia Interna ΔE = q + w Calor Trabalho 5

6 Conservação de Energia Exercícios Determine, dentre as mudanças a seguir, qual a que apresenta um valor mais negativo de E. (a) Uma mola é comprimida e aquecida. (b) Uma mola comprimida se expande e é resfriada. (c) Uma mola é comprimida e resfriada. (d) Uma mola comprimida se expande e é aquecida. ΔE = q + w 6

7 Sistemas Químicos Entalpia (H) Calor liberado ou absorvido durante uma reação química! Uma reação química pode realizar trabalho! Elétrico. Mecânico. Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) Pressão Variação de volume w = P V ΔE = q + ( P V ) ΔE = q P V FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. ΔE = q V Calor de reação a volume constante 7

8 Calor de Reação Variação de Entalpia ( H) É uma função de estado! É uma propriedade extensiva proporcional a quantidade! CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) 2CH 4 (g) + 4O 2 (g) 2CO 2 (g) + 4H 2 O(g) H = 890 kj H = 1780 kj Sob PRESSÃO constante ΔE = q P P V q P = ΔE + P V ENTALPIA é dada por: H = E + PV H = E + (PV ) H = E + P V Calor de reação a pressão constante ΔH = q P 8

9 Entalpia de Reação Equação Termoquímica: Equação química balanceada + ΔH Reação. H 2(g) + ½O 2(g) H 2 O (l) ΔH= -68,3 kcal/mol Entalpia Padrão de Reação ( H 0 ) H 0 Reação = nh 0 f (produtos) nh0 f (reagentes) FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 9

10 Determinando H Lei de Hess Previsão do ΔH Reação. Independe das etapas (função de estado)! C (s) + 2H 2(g) CH 4(g) ΔH o =? C (s) + O 2(g) CO 2(g) H 2(g) + ½O 2(g) H 2 O (l) CH 4(g) + 2O 2(g) CO 2(g) + 2H 2 O (l) ΔH o = -393,5 kj/mol ΔH o = -285,8 kj/mol ΔH o = -890,3 kj/mol C (s) + O 2(g) CO 2(g) 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l) CO 2(g) + 2H 2 O (l) CH 4(g) + 2O 2(g) + ΔH o = -393,5 kj/mol ΔH o = 2x(-285,8 kj/mol) ΔH o = +890,3 kj/mol C (s) + 2H 2(g) CH 4(g) ΔH o = -74,8kJ/mol 10

11 Energia x Entalpia Exemplo (25 0 C, 1 mol H 2, 1 atm) 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) H = 367,5 kj/mol E = H P V V = (n gás RT/P) FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn- Hill, p. E = H RT n gás 8,314 J/mol.K RT n gás = 1 mol x 8,314 J/mol.K x 1 kj/10 3 J x 1 atm = 2,5 kj/mol moles E = 367,5 kj/mol 2,5 kj/mol = kj/mol 11

12 Calorimetria Calor Específico (c) É a quantidade de calor necessária para elevar de 1 0 C a temperatura de 1 g de substância! Capacidade Calorífica (C) É a quantidade de calor necessária para elevar de 1 0 C a temperatura de uma dada quantidade de substância! Calor absorvido ou liberado t = t final - t inicial q = mc t massa Calor específico 12

13 Processos Espontâneos Reversibilidade e Espontaneidade Espontâneo Não-Espontâneo FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. Espontâneo Não-Espontâneo FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 13

14 Termodinâmica Entropia (S) É a medida da desordem de um sistema! A entropia é uma função de estado ΔS = S final - S inicial S f >S i ΔS >0 desordem aumenta S f <S i ΔS <0 desordem diminui S água > S gelo ΔS fusão >0 gelo derrete espontaneamente! Espontâneo Gelo Água líquida S 0 = ns 0 (produtos) - ms 0 (reagentes) reação 14

15 Termodinâmica Entropia (S) KCl(s) + H 2 O(l) K + (aq) + Cl (aq) H > 0 Entropia da água diminui Entropia do sal aumenta FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. S final > S inicial ΔS sol >0 sal dissolve espontaneamente! A entropia aumenta quando: Sólido Líquidos ou Soluções. Sólidos ou líquidos Gases. Número de moléculas aumenta. Temperatura aumenta. 15

16 Entropia Termodinâmica Variação de Entropia na Vizinhança do Sistema ( S viz ) Processo Exotérmico S viz > 0 Processo Endotérmico S viz < 0 FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. Para P = C te ΔH sis = q P Logo S sis H sis ΔS viz ΔH T sis 16

17 Termodinâmica 2 a Lei da Termodinâmica A entropia de um sistema adiabático aumenta no decorrer de uma mudança espontânea! Movimento Atômico Translação deslocamento no espaço. Vibração mudança de ângulo e comprimento das ligações. Rotação giro da molécula em torno de um eixo. Probabilidade Termodinâmica (W) S = k lnw Constante de Boltzmann k = 1,38 x J/K 17

18 Termodinâmica 3 a Lei da Termodinâmica A entropia de uma substância pura, cristalina e perfeitamente ordenada, é igual a zero, no zero absoluto (0 K)! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 18

19 Termodinâmica Energia Livre de Gibbs (G) Mede a variação de energia aproveitada para realizar trabalho útil em um processo espontâneo! ΔG = ΔH TΔS Estados padrão: sólido puro, líquido puro, 1 atm (gás), 1 mol/l de concentração (solução) e G = 0 para os elementos. G 0 reação = n G 0 f (produtos) - m G 0 f (reagentes) 19

20 Termodinâmica Temperatura e Espontaneidade das Reações Químicas CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) H 0 = kj S 0 = J/K G 0 = H 0 T S 0 At 25 0 C, G 0 = kj G 0 = 0 at C Não podemos afirmar que NADA ocorre em T< C! FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 20

21 Termodinâmica Energia Livre e Equilíbrio Químico G 0 e k (constante de equilíbrio) condições padrão G e Q (Lei da Ação das Massas) quaisquer condições ΔG ΔG RTlnQ No equilíbrio Q = K e ΔG = 0 ΔG o = -RT lnk eq Logo: Se G < 0 K > 1. Se G = 0 K = 1. Se G > 0 K < 1. FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 21

22 Termodinâmica Reações Acopladas Utiliza uma reação com G<0 para provocar uma com G>0! Extração de zinco a partir do minério esfarelita (ZnS): S ZnS (s) (s) ZnS O O 2 2 (s) (g) (g) Zn SO Zn (s) 2 (s) S (g) (s) SO 2 (g) ΔG ΔG ΔG ,3kJ/mol 300,1kJ/mol 101,8kJ/mol Produção de energia a partir da glicose (C 6 H 12 O 6 ): C H O 6O 6CO 6H O (s) 2(g) 2(g) 2 (l) ΔG kJ/mol 22

23 Termodinâmica Reações Acopladas Síntese de ATP na célula ADP + H 3 PO 4 ATP + H 2 O G 0 = +31 kj/mol Alanina + Glicina Alanilglicina G 0 = +29 kj/mol ATP + H 2 O + Ala + Gli ADP + H 3 PO 4 + Alanilglicina G 0 = -2 kj/mol Adenosina Trifosfato (ATP) Adenosina Difosfato (ADP) 23