1ª lei da termodinâmica

“Variação de energia envolvendo calor em Reações Químicas.”

Natureza da EnergiaNatureza da Energia

A definição clássica de energia – capacidade de realizar trabalho.

Energia Potencial (E p) – Energia armazenada

m – massa

Ep = m g h g – força da gravidade

h – altura

Energia Cinética (E c) – Energia de movimento

m – massa

V – velocidade

Arco Armado

Arco Desarmado

Ec

Ep (máx)

Ec

Ep (min)

Joel FernandoJoel Fernando

“Ao tratar de átomos, a força gravitacional se torna desprezível, assim, a energia potencial de maior importância para a química é a Energia Eletrostática (E elet).”

K – 8,99.109 Jm/c²

Q – Carga

d – Distância de Ligação

� Quando as cargas são de mesma natureza elétrica (sinais iguais)

Eelet > 0 (Repulsão)

Quando as cargas são de natureza elétrica distintas (sinais diferentes)

Eelet < 0 (Atração)


Unidades de EnergiaUnidades de Energia

Joule (J)

Lembrando que “F = m.a” N = kg.ms-2 Então, J = Nm

Caloria (cal) ≠ Caloria Nutricional (Cal)

Na reação de síntese entre gás hidrogênio com o gás oxigênio formando água (no estado gasoso), são liberados 483,6 kJ de calor (energia térmica em movimento).

a) Qual a quantidade de calorias liberadas nesse processo?

b) Qual a quantidade de calorias liberadas para formação de 162g de água?


Sistema e VizinhanSistema e Vizinhan ççaa

Universo – Todo Sistema – Parte do Universo limitada e bem definida.

Vizinhança – Parte não pertencente ao sistema.

Ampliação

Universo Sistema Vizinhança


Transferência de Energia (Trabalho e Calor)Transferência de Energia (Trabalho e Calor)

A transferência de energia pode causar mudança na temperatura (Calor) ou movimento (trabalho).

Trabalho (w) – Medida da energia que provoca deslocamento.

w = F x d F – força

d – distância

Calor (q) – Energia que passa espontaneamente de um corpo mais quente para um corpo mais frio com o objetivo de atingir o equilíbrio térmico.

“Energia térmica em movimento.”

Condição � Corpos/meios com temperaturas diferentes em contato.

Equilíbrio térmico – Quando não há mais troca de calor entre um corpo/meio e outro, ou seja, eles estão com temperaturas iguais.


Sensação térmica

“Relativo ao ganho ou a perda de calor (q)”

Quando o calor é perdido para sua vizinhança (q < 0) - FRIO

Quando a vizinhança fornece calor ao sistema (q > 0) - QUENTE

Sistema Vizinhança

q

Sistema Vizinhança

q


CalorimetriaCalorimetria

“Medida do fluxo de calor .”

Capacidade Calorífica ou calor específico (c) – É a quantidade de calor necessário para elevar a temperatura de dado material em 1 °C.

Quando a capacidade calorífica está em função de 1 mol de substância, é chamada de capacidade calorífica molar ( ).

Exemplos: cCO2(g) = 0,84 J g-1 K-1; cCH4(g) = 2,20 J g-1 K-1.


Calorímetro – Aparelho utilizado para medir o fluxo de calor.

Temperatura – Grau de agitação médio das partículas.

Corpo mais energético Corpo menos energético


TermodinâmicaTermodinâmica

“É o estudo das energias e suas transformações.”

1ª Lei da Termodinâmica – Conservação das Energias

A energia interna (E) do sistema consiste na somatória de toda energia cinética e potencial de todos os componentes do sistema.

H2(g) + O2(g)

Quando a ∆E > 0, o sistema ganhou energia

Quando a ∆E < 0, o sistema perdeu energia

∆E = Efinal – Einicial

H2O(l)

Em uma reação química, quando o ∆E < 0, os produtos possuem energia interna menor que os reagentes.

∆E = Eprodutos – Ereagentes

A energia interna muda com a adição ou perda de calor (q) e também muda quando o trabalho realizado pelo sistema ou no sistema.

∆E < 0∆E > 0


Então, a energia interna é a somatória entre o calor cedido ou adquirido pelo sistema e o trabalho realizado pelo sistema ou no sistema.

Relacionando variação de energia interna ( ∆∆∆∆E), calor (q) e trabalho (w)

∆E = q + w q – calor

w – trabalho E, q e w são coordenadas termodinâmicas.

Sistema Vizinhança

q (q > 0)

q (q < 0)

w (w < 0)

w (w > 0)


∆E < 0w < 0 (s �v)q < 0 (s �v)

∆E depende dos valores absolutos de q e w.

w > 0 (v �s)q < 0 (s �v)

∆E depende dos valores absolutos de q e w.

w < 0 (s �v)q > 0 (v �s)

∆E > 0w > 0 (v �s)q > 0 (v �s)

Considerando “v = vizinhança” e “s = sistema”, pode-se construir um quadro comparativo entre as coordenadas termodinâmica: E, q e w. Onde:

Processos Endotérmicos e Processos Exotérmicos

� Processos endotérmicos são aqueles que absorvem calor (q > 0) / (∆E > 0)

� Processos exotérmicos são aqueles que liberam calor (q < 0) / (∆E < 0)


Funções de Estado

Definido pela especificação de uma condição para o sistema em relação as coordenadas termodinâmicas intensivas, independente da sua evolução ao longo do tempo. Neste contexto, não se considera o histórico do sistema.

Ex: Temperatura (T), Energia interna (E), Entalpia (H)

Entalpia (H)

É uma grandeza que informa a quantidade de energia de um dado sistema que poderia ser transformada em calor nas mudanças químicas que ocorrem àpressão constante.

q = E + w

w = F x d considerando um sistema de gás em um cilindro deslo cando um embolo:

� d = ∆h

� F α p p = F / A portanto: F = p x A Assim, w = p A ∆h

w = p ∆V qdo (s �v) w < 0, logo w = w = -- pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV H = E + pV


Entalpia (H)

É uma grandeza que informa a quantidade de energia de um dado sistema que poderia ser transformada em calor nas mudanças químicas que ocorrem àpressão constante.

q = E + w

w = -p∆V H = E + pV

Sendo uma função de estado, “H” só depende do estado inicial e final.

Se Hfinal – Hinicial definem a ∆H � ∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E + E + pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV

A relação entre variação de entalpia e calor é limitado à pressão constante!

∆H = qp

Então, Se ∆H > 0 O processo é Endotérmico, pois q > 0Se ∆H < 0 O processo é Exotérmico, pois q < 0

-w = p∆∆∆∆V

∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E + E + pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E + E + --ww∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E E -- ww∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E E -- ww

∆∆∆∆∆∆∆∆E E = q + w= q + w

∆∆∆∆∆∆∆∆H = H = q + wq + w -- ww∆∆∆∆∆∆∆∆H = qH = q


Variação de Entalpia (H)

Indica a quantidade de calor trocado por um sistema à pressão constante, quando nenhuma forma de trabalho é realizado a não ser p∆V.

A entalpia que acompanha uma reação é a ∆∆∆∆∆∆∆∆HrHr..


Entalpia de Reação ( ∆∆∆∆Hr)

Também chamada de calor de reação.

∆Hr = Hprodutos – Hreagentes

2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) ∆H = -483,6 kJ

H

Caminho da Reação

2 H2O(g)

2 H2(g)+ O2(g)

∆Hr


� A entalpia de reação depende da quantidade de reagente consumido no processo.

2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) ∆Hr = -483,6 kJ

H2(g) + ½O2(g) � H2O(g) ∆Hr = -242 kJ

� A entalpia é igual em valores absolutos, porém oposta em sinais para ∆Hr de da reação inversa.

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = - 890 kJ

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = + 890 kJ

� A entalpia depende do estado físico dos reagentes.

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = - 890 kJ

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g) ∆Hr = - 802 kJ

H2O(l) � H2O(g) ∆Hr = + 44kJ


� A entalpia de reação não é o único fator que deve ser considerado para verificar a espontaneidade de uma reação, mas de modo geral, existe uma grande tendência em:

∆H > 0 Reação não espontânea (segue o sentido inverso à formação de produtos).

∆H < 0 Reação espontânea (segue o sentido direto à formação de produtos).

Lei de Hess

Devido a variação de entalpia ser uma função de estado, pode-se determinar a variação de entalpia do sistema pela somatória das etapas.

∆Hr = Σ∆Hn

Exemplo: Combustão incompleta do C(s)

C (s) + O2(g) � CO2(g) ∆Hr = -393,5 kJ

CO (g) + ½ O2 �CO2(g) ∆Hr = - 283,0 kJCO (g) + ½ O2 CO2(g) ∆Hr = + 283,0 kJ

C(s) + ½ O2(g) � CO(g) ∆Hr = -110,5 kJ


Entalpia de Formação ( ∆∆∆∆Hf)

Indica a variação de entalpia em uma reação para formação de uma substância a partir de seus elementos.

� A entalpia de formação de qualquer elemento é zero, pois não existe uma reação de formação.

� No estado padrão, a ∆Hf foi calculada para 1 mol da substância formada sob temperatura de 298K e pressão atmosférica.

∆Hf � ∆∆∆∆∆∆∆∆HH°°ff

2 C (grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) � C2H5OH (l) ∆H°f = -277,7 kJ

Os valores de ∆H°f são tabelados, de modo que podemos utilizar esses valores para calcular a entalpia de diversas reações (∆H°r) pela aplicação da Lei de Hess.

∆H°r = Σn∆H°f (produtos) - Σn∆H°f (reagentes)


∆H°r = Σn∆H°f (produtos) - Σn∆H°f (reagentes)

Exemplo: Combustão incompleta do C(s)

1 C (s) + ½ O2 (g) � 1 CO (g) ∆H°r = -110,5 kJ

∆H°f C(s) = 0 kJmol-1 (substância simples)

∆H°f O2 (g) = 0 kJmol-1 (substância simples)

∆H°f CO (g) = -110,5 kJmol-1

∆H°f = [(1 x ∆H°f CO (g))] – [(1 x ∆H°f C (s) ) + (½ x ∆H°f O2)]

∆H°f = [(1 x -110,5 kJmol-1)] – [(1 x 0 kJmol-1)+(½ x 0 kJmol-1)]

∆H°f = [-110,5kJmol-1]-[0 kJmol-1]

∆H°f = -110,5 kJ


� Quando a entalpia de reação é calculada para uma reação de combustão, pode-se chamar de entalpia de combustão (∆Hc).

C (s) + ½ O2 (g) � CO (g) ∆H°c = -110,5 kJ

Energia de Ligação

O valor médio da variação de entalpia da reação em que um mol de ligações équebrado, estando reagentes e produtos no estado gasoso.

� A quebra de uma ligação é um processo endotérmico

� A formação de uma ligação é um processo exotérmico

Eteno + H2 � Etano

+ 2696 kJmol-1 � - 2820 kJmol-1

∆H°r = -124 kJmol-1

Ligação ∆Hl (kJmol-1)

C – C 348

C – H 412

C = C 612

H – H 436


1ª lei da termodinâmica

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