2005 by Pearson Education. Capítulo 05

Transcrição

1 QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 5 Termoquímica David P. White

2 A natureza da energia Energia cinética e energia potencial Energia cinética é a energia do movimento: Energia potencial é a energia que um objeto possui em virtude de sua posição.a energia potencial pode ser convertida em energia cinética. Por exemplo: um ciclista no topo de um morro.

3 A natureza da energia Energia cinética e energia potencial A energia potencial eletrostática, E d, é a atração entre duas partícula com cargas contrárias, Q 1 e Q 2, a uma distância d entre si. A constante κ = 8, J m/c 2. Se as duas partículas têm cargas opostas, E d será a repulsão eletrostática entre elas.

4 A natureza da energia Unidades d de energia A unidade SI para energia é o joule, J. Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do joule: 1 cal = 4,184 J (exatos) Uma caloria nutricional: 1 cal = cal = 1 kcal

5 A natureza da energia Sistema e vizinhanças i Sistema: é a parte do universo na qual estamos interessados. Vizinhança: é o resto do universo.

6 A natureza da energia A transferência de energia: trabalho e calor Força é uma tração ou uma compressão exercida em um objeto. Trabalho é o produto da força aplicada em um objeto em uma distância. Energia é o trabalho realizado ado para mover um objeto contra uma força. Calor é a transferência de energia entre dois objetos. Energia é a capacidade de realizar trabalho ou de transferir calor.

7 A primeira lei da termodinâmica Energia interna Energia interna: é a soma de toda a energia cinética e potencial de um sistema. Não se pode medir a energia interna absoluta.

8 A primeira lei da termodinâmica A relação de ΔE E a calor e a trabalho A energia não pode ser criada ou destruída. A energia (sistema + vizinhança) é constante. Toda energia transferida de um sistema deve ser transferida para as vizinhanças (e vice-versa). A partir da primeira lei da termodinâmica: quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna, ΔE, é dada pelo calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o trabalho realizado pelo ou no sistema:

9 A primeira lei da termodinâmica

10 A primeira lei da termodinâmica

11 A primeira lei da termodinâmica Processos endotérmicos e exotérmicos Endotérmico: absorve calor da vizinhança. Exotérmico: transfere calor para a vizinhança. Uma reação endotérmica mostra-se fria. Uma reação exotérmica mostra-se quente.

12 A primeira lei da termodinâmica Funções de estado Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do sistema, e não de como a energia interna é utilizada.

13 Funções de estado

14 Entalpia As reações químicas podem absorver ou liberar calor. No entanto, elas também podem provocar a realização de trabalho. Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho. Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de pressão-volume.

15 Entalpia

16 Entalpia Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante. t Entalpia é uma função de estado.

17 Entalpia Quando ΔH é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança. Quando ΔH é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.

18 Entalpia

19 Entalpias de reação A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ΔH é diretamente proporcional là quantidade): idd) CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH = -890 kj 2CH 4 (g)+4o 2 (g) 2CO 2 (g)+4h 2 O(g) ΔH = 1780 kj

20 Entalpias de reação Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ΔH: CO 2 (g)+2ho(l) 2 CH 4 (g)+2o(g) 2 ΔH = +890 kj A variação na entalpia depende d do estado: H 2 O(g) H 2 O(l) ΔH = -88 kj

21 Calorimetria Capacidade calorífica e calor específico Calorimetria = a medição do fluxo de calor. Calorímetro = o instrumento que mede o fluxo de calor. Capacidade calorífica = a quantidade de energia necessária para aumentar a temperatura de um objeto (em um grau). Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 mol de uma substância. Calor específico = a capacidade calorífica específica = a capacidade de calor de 1 g de uma substância.

22 Calorimetria Calorimetria a pressão constante

23 Calorimetria Bomba calorimétrica (calorimetria de volume constante) A reação é realizada a uma pressão constante da atmosfera. Utilize uma bomba b calorimétrica. Normalmente estuda a combustão.

24 Lei de Hess A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas, o ΔH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. Por exemplo: CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) ΔH = -802 kj 2H 2 O(g) 2H 2 O(l) ΔH = -88 kj CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH = -890 kj

25 Lei de Hess Observe que: ΔH 1 = ΔH 2 + ΔH 3

26 Entalpias de formação Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos constituintes, i t a variação deentalpia tli para a reação é denominada d entalpia de formação, ΔH o f. Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 o C (298 K). A entalpia padrão, ΔH o, é a entalpia medida quando tudo está em seu estado padrão. Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de substâncias em seus estados padrão.

27 Entalpias de formação Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é utilizado. A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero.

28 Entalpias de formação

29 Entalpias de formação Utilização de entalpias de formação para o cálculo de entalpias de reação Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a partir das entalpias de formação.

30

31 Alimentos e combustíveis Alimentos Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de substância é queimada. 1 caloria nutricional, 1 cal = 1000 cal = 1 kcal. A energia em nossos corpos vem de carboidratos e gorduras (principalmente). Intestinos: carboidratos convertidos em glicose: C 6 H 12 O 6 (s) + 6O 2 (g) 6CO 2 (g)+ 6H 2 O(l), ΔH = kj As gorduras se quebram como se segue: 2C 57 H 110 O 6 (s) + 163O 2 (s) 114CO 2 (s) + 110H 2 O(l), ΔH = -75,520 kj

32 Alimentos e combustíveis Alimentos Gorduras: contêm mais energia; não são solúveis em água; portanto são boas para armazenagem de energia.

33 Alimentos e combustíveis Combustíveis Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1, kj de combustível. A maior parte a partir do petróleo e do gás natural. O restante a partir de carvão, usinas nucleares e hidroelétricas. i Os combustíveis fósseis não são renováveis.

34 Alimentos e combustíveis

35 Alimentos e combustíveis Combustíveis O valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de subsância é queimado. O hidrogênio tem grande potencial como combustível com um valor de combustão de 142 kj/g.

36 Fim do Capítulo 5: Termoquímica