Diagramas de Energia

Diagramas de Energia

1.1- Análise Gráfica Reação exotérmica Reação endotérmica (a) Energia de ativação (Ea) para a reação inversa (b) Energia de ativação (Ea) para a reação direta (c) ΔH

1.2- Entropia (S) É uma medida da ordem ou desordem de um sistema. ordem S desordem S Se a mudança da primeira para segunda houve um aumento na desordem. S > 0 Para qualquer substância, no estado sólido é mais ordenado do que o estado líquido e no estado líquido é mais ordenado do que o estado de gasoso. S sólido < S líquido << S gasoso H 2 O (s) H 2 O (l) S > 0

1.3- Leis da Termodinâmica Primeira Lei da Termodinâmica A energia pode ser convertida de uma forma para outra, mas a energia não pode ser criada ou destruída. Segunda Lei da Termodinâmica A entropia do universo aumenta em um processo espontâneo e mantémse inalterado, num processo de equilíbrio. Processo espontâneo: Processo de equilíbrio: S univ = S sist + S vizinhança > 0 S univ = S sist + S vizinhança = 0

2-Mudanças de entropia no sistema (ΔSsist) A entropia padrão de reação (ΔS 0 ) é a variação de entropia para uma reação nas condições de uma 1 atm e 25 0 C. aa + bb cc + dd S 0 = [ cs 0 (C) + ds 0 (D) ] - [ as 0 (A) + bs 0 (B) ] S 0 = S 0 (produtos) - S 0 (reagentes)

Exemplo - 1 Qual é a mudança de entropia padrão para a seguinte reação a 25 o C? 2CO (g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) S 0 (CO) = 197,9 J/K.mol S 0 (O 2 ) = 205,0 J/K.mol S 0 = 2 x S 0 (CO 2 ) [2 x S 0 (CO) + S 0 (O 2 )] S 0 = 427,2 [395,8 + 205,0] = -173,6 J/K.mol S 0 (CO 2 ) = 213,6 J/K.mol

2-Mudanças de entropia no sistema (ΔSsist) Quando os gases são produzidos (ou consumidos) - Se uma reação produz mais moléculas de gás do que consome, > 0. S 0 S 0 - Se o número total de moléculas de gás diminui, <0. - Se não houver nenhuma alteração líquida no número total de moléculas de gás e, em seguida S 0 pode ser positivo ou negativo, mas S 0 será um pequeno número.

Exemplo 2- Qual é o sinal da mudança de entropia para a seguinte reação? 2Zn (s) + O 2 (g) 2ZnO (s) O número total de moléculas de gás vai diminui, ΔS é negativo

Processos físicos e químicos Espontâneos Uma cachoeira corre morro abaixo Um pedaço de açúcar se dissolva em uma xícara de café A 1 atm, a água congela abaixo de 0 0 C e gelo derrete acima de 0 0 C O calor flui de um objeto mais quente para um mais frio objeto Um gás expande-se em uma ampola evacuado Ferro exposto ao oxigênio e água forma ferrugem espontâneo não espontâneo

3-Energia livre de Gibbs Processo espontâneo: Processo em equilíbrio: S univ = S sist + S viz > 0 S univ = S sist + s viz. = 0 Para que um processo a temperatura constante: Energia livre de Gibbs (G) G = H sist -T S sist G <0 G > 0 G = 0 A reação é espontânea no sentido direto. A reação é espontânea na direção inversa. A reação está no equilíbrio.

3-Energia livre de Gibbs G = H - T S Reação ocorre espontaneamente a temperaturas elevadas. A baixa temperatura, a reação é espontânea na direção inversa. ΔG é sempre positivo. A reação é espontânea na direção inversa em todas as temperaturas. ΔG é sempre negativo. Se a reação ocorre espontaneamente em qualquer temperaturas Reações que ocorrem espontaneamente a baixas temperaturas. Em altas temperaturas, a reação inversa torna-se espontânea.

3.1- Condições padrão de energia livre O padrão da energia livre de reação (ΔG 0 ) é a variação de energia livre de uma reação quando ele ocorre sob condições de estado padrão. Energia livre de formação padrão (ΔG f0 ) é a variação de energia livre que ocorre quando um mol de composto é formado a partir dos seus elementos nos seus estados padrão. ΔG f 0 de qualquer elemento, na sua forma estável é zero. Convenções para estados padrão Estado da matéria Estado padrão A forma mais estável alotrópica a 25 º C e 1 atm

3.2- Calculo do ΔG o aa + bb cc + dd G 0 = [ c G 0 (C) + d G 0 (D)] - [ a G 0 (A) + b G f 0 (B)] f f f G 0 = G 0 (produtos) - G 0 (reagentes) f f

Exemplo: Qual é a variação de energia livre padrão para a seguinte reação seguinte a 25 0 C? 2C 6 H 6 (l) + 15O 2 (g) 12CO 2 (g) + 6H 2 O (l) G 0 = G 0 (produtos) - G 0 (reagentes) f f G 0 = [ 12 G 0 (CO 6 G 0 (H 2 O) f 2 ) + ] - [ 2 G 0 (C f 6 H 6 )] f G 0 = [ 12x 394,4 + 6x 237,2 ] [ 2x124,5 ] = -6405 kj É a reação espontânea a 25 0 C? G 0 = -6405 kj < 0 Espontânea

Recapitulando: Sinais de Valores termodinâmicos Negativo Entalpia (ΔH) Exotérmica Positivo Endotérmica Entropia (ΔS) Menor desordem ou maior ordem Energy Livre Gibbs (ΔG) Espontâneo Maior desordem ou menor ordem Não espontâneo

3.3- Energia livre de Gibbs e Equilíbrio Químico G = G 0 + RT lnq, Onde: R é a constante de gases (8,314 J / K.mol) T é a temperatura absoluta (K) Q é o quociente da reação

4- Energia livre de Gibbs e No equilíbrio Equilíbrio Químico G = 0 Q = K 0 = G 0 + RT lnk G 0 = RT lnk

Relação entre ΔG o e K como previsto pela equação Produtos são favorecidos sobre os reagentes no estado de equilíbrio Produtos e reagentes são igualmente favorecidos no equilíbrio Reagentes são favorecidos em relação aos produtos no equilíbrio

4- Calor específico O calor específico (c s ) [a maioria dos livros utilizar letras minúsculas c] de uma substância é a quantidade de calor (q) necessária para elevar a temperatura de um grama da substância em um grau Celsius. A capacidade de calorífica (C) de uma substância é a quantidade de calor (q) necessária para elevar a temperatura de uma dada quantidade (m) da substância em um grau Celsius. C = m.c s

4.1- Quantidade de Calor Calor (q) pode ser absorvido ou liberado: Q = mc s. t Q = C t t = t final - t inicial

Exemplo: Quanto calor é emitido quando uma barra de ferro 869g resfria de 94 0 C a 5 0 C? c s Fe = 0,444 J/g. 0 C t = t final t initial = 5 0 C 94 0 C = -89 0 C Q = mc s t Q = 869 g x 0.444 J/g. 0 C x ( 89 0 C) Q = -34,000 J

4.2-Pressão constante - Calorimetria q sist = q H2O + q cal + q padrão q sist = 0 q padrão = - (q H2O + q cal ) q H2O = mc s t q cal = C cal t Reação em P Constante H = q padrão Nenhum calor entra ou sai!

4.3- Mudanças de Fase O ponto de ebulição é a temperatura na qual o (equilíbrio) de pressão de vapor de um líquido é igual à pressão externa. O ponto de ebulição normal é a temperatura na qual um líquido ferve quando a pressão externa é de 1 atm.

4.4- Temperatura crítica A temperatura crítica (Tc) é a temperatura acima da qual o gás não pode ser liquefazer, não importa quão grande pressão aplicada. A pressão crítica (Pc) é a pressão mínima que deve ser aplicada para provocar a liquefação à temperatura crítica.

Você pode encontrar... O Ponto Triplo? Pressão crítica? Temperatura crítica? Onde ocorre a fusão? Onde ocorre a vaporização? Ponto de fusão? (a 1 atm)? Ponto de ebulição? (a 6 atm)? Dióxido de Carbono

4.3- Mudanças de Fase O ponto de fusão de um sólido, ou o ponto de congelação de um líquido é a temperatura a que as fases sólida e líquida coexistem em equilíbrio. H 2 O (s) H 2 O (l)

4.5- Calor de fusão Calor molar de fusão (Δh fus ) é a energia necessária para fundir a 1 mol de uma substância sólida.

4.6- Calor de sublimação Calor molar de sublimação (ΔH sub ) é a energia necessária para 1 mol sublime de um sólido. H sub = H fus + H vap

5- Segunda lei da Termodinâmic A entropia de um sistema isolado aumenta no decorrer de uma mudança espontânea. No calculo da variação de entropia que ocorre quando uma substância é aquecida, precisamos usar cálculo integral, ou seja para transferências infinitesimais dq à temperatura T, o aumento da entropia também é infinitesimal :

5- Segunda lei da Termodinâmica Quando uma quantidade infinitesimal de energia dq é fornecida como calor, a temperatura aumenta uma quantidade infinitesimal dt, logo: Se a variação na temperatura é a volume constante, usamos a capacidade Calorífica a volume constante, Cv e se for a pressão constante Cp

5- Segunda lei da Termodinâmica

5- Considerações para expansão isotérmica

5- Considerações para expansão isotérmica Como a pressão é inversamente proporcional ao volume