05 - Termodinâmica Química (CAV) 2, Notas de estudo de Cultura
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Fundamentos de Química UFPE CAV - 2008 Aula 05: Termodinâmica Química Prof. Jayme Ribeiro profjaymeribeiro(dgmail.com A natureza da energia * Energia cinética: é a energia do movimento, * Energia potencial: é a energia que um objeto possui em virtude de sua posição. — A energia potencial eletrostática (£) é a atração (ou repulsão) entre duas partículas eletricamente carregadas, Q, e Q,, a uma distância d entre si. Não coincidentemente é essa a fórmula usada para a energia de rede (£) nos compostos iônicos. * Unidades de energia — A unidade Sl para energia é o Joule (J). — Algumas vezes usamos a caloria (unidade nutricional) em vez do Joule: “ 1cal=4,184J(exatos) En 00» d A 1º Lei da Termodinâmica * Energia interna (E): - É a soma de toda a energia (cinética e potencial) de um sistema. Não se pode medir a energia interna absoluta. * Arelação de AE com calor e 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 1º Lei da Termodinâmica e A partir da 1º Lei da Termodinâmica: Sistema “Num sistema isolado a energia interna permanece constante.” * Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna, AE, é dada pelo calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o trabalho, w, realizado pelo ou no sistema. Vizinhança A 1º Lei da Termodinâmica (AE = q+w) TABELA 5.1 Convenções de sinais utilizados e a relação entre g,w e ; Convenção de sinal para q Sinal de AE = q + w g>0:0 calor é transferido da vizinhança para o sistema g>0ew>0:AE>0 g0ew 0:0 trabalho é realizado pela vizinhança no sistema g0:0 sinal de AE depende dos valores absolutos degedew w transfere calor para a vizinhança. Uma reação exotérmica mostra-se quente. * Funções de estado: — dependem somente dos estados inicial e final do sistema, e não de como a energia interna é usada. 50g 50g HoO() 100 “O HO(1) 1º Lei da Termodinâmica (Funções de estado) 0000000 Calor , Bateria carregada | Calor Trabalho I A Energia E dispendida pela bateria Bateria descarregada 1º Lei da Termodinâmica (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 usado para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho. Zn, + 2 Ha q? Zn? (4 3+ Hg O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de pressão-volume. 1º Lei da Termodinâmica (Entalpia) ) N / N | | od so Solução de HCl (a) = Gás H o atmosfera : ” original | ON h ] o N (o | um , Es Solução de HCl (b) 1º Lei da Termodinâmica (Entalpia) * Entalpia, H: — é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante. e Entalpia é uma função de estado. — AH>0 5 o sistema ganha calor da vizinhança (processo endotérmico) — AH0 AH HO AH=-44 kJ 11 Calorimetria P constante —— Termômetro + Agitador de vidro Tampa de cortiça E a >Dois copos de StyrofoamO embutidos juntos contendo os reagentes da solução V constante (bomba calorimétrica) Agitador — mecânico Condutores > elétricos para 25 inflamar a o 1 amostra - —Termômetro Recipiente 4 isolante pj Entrada de O, Bomba (câmara | de reação) Fio fino em Ç Z il contato com [ a amostra PE a contendo a N amostra “Água 12 Lei de Hess * Se uma reação é executada em uma série de etapas, AH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. Por exemplo: CHçg) + 2 Os(9) > CO»(9) + 2 HO) 4H, = -802 kJ 2 HO ? 2 HO AH, = -8BkJ CH,(g) + 2 Os(9) > COs(9) + 2 H,0,) AM, = -890 kJ AM, = 4H, + AA, 13 Entalpia de formação Entalpia padrão de formação, 4/º,: — Energia envolvida na formação de 1 mol de composto a partir de seus elementos constituintes (substâncias puras no estado alotrópico mais estável), nas condições padrão (1 atm e 25º0). Condições/ estado padrão (4Hº): 1 atm e 25ºC (298 K). Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é utilizado. Por definição, a entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero. Por quê? 14 Entalpia de formação TABELA 5.3 Entalpias padrão de formação, Ea REA): Substância Fórmula aHS Substância Fórmula aH 5 (kJ/mol) (kJ/mol) Acetileno CHLg) 226,7 Etano CHYg -84,68 Água H,O() -285,8 Etanol CHOH() 277,7 Amônia NH;(g) —46,19 Etileno CH(g) 52,30 Benzeno CH) 49,0 Fluoreto de hidrogênio HE(g) —268,6 Bicarbonato de sódio NaHCO;(s) -947,7 Glicose CH, O4s) -1.273 Brometo de hidrogênio HBr(g) -36,23 lodeto de hidrogênio HI(g) 25,9 Carbonato de cálcio CaCO,(s) -1.207,1 Metano CH(g) -74,8 Carbonato de sódio Na,CO.(s) -1.130,9 Metanol cH,OH(!) -238,6 Cloreto de hidrogênio HCl(g) -92,30 Monóxido de carbono co(g) -110,5 Cloreto de prata AgCl(s) —127,0 Óxido de cálcio CaO(s) —635,5 Cloreto de sódio NacClts) -410,9 Propano CoHs(g) 103,85 Diamante C(s) 1,88 Sacarose C,H,O,(s) —2.221 Dióxido de carbono CO(g) -393,5 Vapor de água HO(g) -241,8 15 Entalpia de formação * Usamos a Lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a partir das entalpias de formação. 3C (grafite) + 4H(g) + 504(9) X l Elementos | ! sas K ! (1)Decomposição ! (BFormação de 3C0, I 1 CaHs(g) + 505(9) | CSS TOO ag = 1181] Reagentes s & + 3COg) + 4Ho(8) + 205(8) s = 1 ———— E E E I —2.220 kJ 1 É (3) Formação de 4H,0 1 | AH; = —1.143k] 3COg) + 4H) 4 Produtos Outros tipos de Entalpia * Entalpia de combustão: combustão completa (= produzindo CO, e H,0) de 1 mol da substância. * Entalpia de solução: dissolução de 1 mol da substância numa quantidade de solvente suficientemente grande para que a diluição da solução obtida não seja acompanhada de liberação/absorção de calor. — Para um composto sólido (cristalino) em água, temos: AH solução) = AA reticular) + AM nioratação) * Entalpia de neutralização: * Entalpia de ligação: quebra de 1 mol de ligações no estado gasoso. 17 Alimentos e combustíveis * Valor de combustão: — energia liberada quando 1 g de substância é queimada. e Alimentos: — À energia em nossos corpos vem, principalmente, de carboidratos (açúcares) e gorduras (lipídeos). — Os carboidratos produzem energia de acordo com a reação: CoH,206(5 + 6 Os 2 6 CO, qt 6 HO, AH = 2808 kJ — As gorduras se quebram como se segue: 2 C5,H,1006(s) + 163 O(s, 2 114 CO, + 110 HO), AH = -75.520 kJ Gorduras: “contêm” mais energia e não são solúveis em água > boas para armazenamento de energia. 18 Alimentos e combustíveis e Combustíveis: — A maior parte a partir do combustível usado no mundo é originado do petróleo e do gás natural. — O restante a partir de carvão, usinas nucleares e hidroelétricas. — Os combustíveis fósseis não são renováveis. * O hidrogênio tem grande potencial como combustível: — Valor de combustão de 142 kJ/g. 2 Hg + Org ? 2 HO) 19 Processos espontâneos * Atermodinâmica está preocupada com a pergunta: Uma dada reação pode ocorrer? * Sabemos que a energia é conservada (1º Lei). * Avaliemos, portanto, um aspecto relativo às reações: espontaneidade. — Qualquer processo que ocorra sem intervenção externa é espontâneo. Ex: Dois ovos caem no chão e se quebram espontaneamente. O inverso não ocorre. — Podemos concluir que um processo espontâneo tem um sentido, que depende da temperatura. Ex: Gelo se transforma em água a T > 0ºC (espontâneo) e água se converte em gelo a T< 0ºC (espontâneo). 20 Processos espontâneos * Um processo reversível é o que pode ir e voltar entre estados pela mesma trajetória. — Quando 1 mol de água é congelado a 1 atm e 0ºC para formar gelo, q = AAH,ona de calor é removido. — Para inverter o processo, q = 44, deve ser adicionado ao 1 mol de gelo a 1 atm para formar água a 0ºC. — Portanto, a conversão de 1 mol de gelo em água, a 0ºCe tlatm, é um processo reversível. — Deixar 1 mol de gelo aquecer (T > 0ºC) é um processo irreversível, pois para ter o processo inverso, a temperatura da água deve ser reduzida a 0ºC (ou menos). 21 Processos espontâneos Espontâneo para T > 0ºC “> Espontâneo para T < 0ºC 22 Processos espontâneos * Os sistemas químicos em equilíbrio são reversíveis. * Em qualquer processo espontâneo, a trajetória entre reagentes e produtos é irreversível. * Atermodinâmica nos fornece o sentido de um processo. Ela não pode prever a velocidade na qual o processo irá ocorrer (veremos isso estudando a cinética das reações). Por que as reações endotérmicas são espontâneas? 23 2* Lei da Termodinâmica (Entropia) * Expansão espontânea de um gás: — Estado inicial: dois frascos conectados por um registro fechado. Um frasco é evacuado e o outro com gás (1 atm). Estado final: dois frascos conectados por um registro aberto. Cada frasco contém gás a 0,5 atm. A expansão do gás é isotérmica (com temperatura constante). Assim sendo, o gás não executa trabalho e o calor não é transferido. A B Da í NS Evacuado 1 atm (a) Espontâneo Não espontâneo A B CN . OD 0,5 atm 0,5 atm (b) 24 2* Lei da Termodinâmica (Entropia) e Expansão espontânea de um gás: Considere o simples caso onde existem duas moléculas de gás nos frascos. Antes do registro ser aberto, ambas as moléculas de gás estarão em um frasco. Uma vez aberto, há uma probabilidade maior que uma molécula esteja em cada frasco do que ambas as moléculas estarem no mesmo frasco. Quando existem muitas moléculas, é muito mais provável que as moléculas se distribuam entre os dois frascos do que todas permanecerem em apenas um frasco. A PA +
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