Termodinâmica

Energia e Ligações Químicas

Universo = sistema + vizinhanças

Sistema:

Aberto Há transferência de massa e

energia

Fechado Não há transferência de

massa, mas sim de energia

Isolado Não há transferência de

massa nem de energia

Matéria

Energia

(a) Aberto

(b) Fechado

(c) Isolado

Vizinhanças

Energia

Os Conceitos Básicos

2 Daniela Pinto

Fronteira:

Diatérmica Há transferência de energia

Adiabática Não há transferência de

energia

Processo:

Exotérmico Há libertação de energia na

forma de calor

Endotérmico Há absorção de energia na

forma de calor

Parede diatérmica

Parede adiabática

Energia na forma de calor

Trabalho, Calor e Energia

3 Daniela Pinto

Conservação de Energia:

U = Q + w

Energia Interna:

É a energia total de um

sistema.

𝑈 = 𝐸𝑝 + 𝐸𝑐

Quanto maior a Ec de um sistema,

maior a sua temperatura

A equação é o enunciado matemático da

Primeira Lei da termodinâmica, e mostra

que a energia interna é constante num

sistema isolado (para o qual Q = 0 e w =

0).

w > 0 ou Q > 0 se a energia é transferida

para o sistema.

w < 0 ou Q < 0 se a energia é transferida

para as vizinhanças.

A Primeira Lei

4 Daniela Pinto

E = E final – E inicial

Convenção

Qualquer energia que saia do

sistema para exterior é

negativa, o que significa que a

energia final é menor que a

energia inicial.

Qualquer energia que entre

para o sistema é positiva, o que

significa que a energia final é

maior que a energia inicial.

5 Daniela Pinto

Conservação da energia em sistemas isolados

Fronteiras adiabáticas

a) processo endotérmico T

b) processo exotérmico T

6 Daniela Pinto

c) Processo endotérmico :

o sistema absorve energia na forma

de calor

d) Processo exotérmico :

o sistema cede energia na forma de

calor

Fronteiras diatérmicas

T= Constante

Conservação da energia em sistemas fechados

7 Daniela Pinto

A transferência de energia do exterior ou para o exterior é a causa

do fenómeno a que chamamos calor.

Ao conteúdo calorífico de um sistema chama-se entalpia, H.

Entalpia

Por não ser possível medir valores absolutos de entalpia, o

que se mede numa reação química é a variação de

entalpia, ΔH, também designada por entalpia da reação .

8 Daniela Pinto

Entalpia

A quantidade de energia absorvida ou libertada numa

reação química é chamada calor da reação, Q.

A variação de entalpia, H, é a quantidade de energia

posta em jogo numa reação química a pressão

constante, Qp.

9 Daniela Pinto

Variação de entalpia (ΔH)

Indica a quantidade de calor envolvida numa transformação.

∆H = Variação de

entalpia

Hreagentes = Entalpia dos

reagentes

∆H = Hprodutos - Hreagentes

Hprodutos = Entalpia dos

produtos

10 Daniela Pinto

Processo endotérmico

Diagrama de entalpia

11 Daniela Pinto

Processo exotérmico

Diagrama de entalpia

12 Daniela Pinto

Variação de entalpia (ΔH)

Reação endotérmica

Reação exotérmica

13 Daniela Pinto

Energia de ligação

Energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois

átomos em um sistema gasoso a 25 ⁰C e 1 atm.

Reagentes: processo endotérmico – quebra de ligações

Produtos: processo exotérmico – formação de ligações

∆H da reação = + Calor absorvido na quebra

das ligações presentes nos

reagentes (H>0)

Calor libertado na

formação das ligações

presentes nos produtos

(H<0)

14 Daniela Pinto

Fatores que determinam se uma reação é endo ou exotérmica:

o Força relativa das ligações medidas pelas respetivas energias de

ligação;

o Número de ligações quebradas ou formadas.

Resumindo…

O ∆H pode ser medido:

Experimentalmente : Calorímetros

Bombas Calorimétricas

Algebricamente (Cálculo de ∆H) – LEI DE HESS

15 Daniela Pinto

Calorimetro

16 Daniela Pinto

Lei de Hess

"A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob

determinadas condições experimentais, depende exclusivamente

da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos,

seja a reação executada numa única etapa ou em várias etapas

sucessivas".

17 Daniela Pinto

Lei de Hess

Esta lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação,

impossível de ser medido experimentalmente.

O calor total libertado ou absorvido nas reações sucessivas:

A B e B C

É igual ao calor libertado ou absorvido na reação:

A C.

O calor libertado ou absorvido na reação A C não

depende do número de estados intermediários.

18 Daniela Pinto

Consequências da Lei de Hess

NH3(g ) + HCl(g) NH4Cl(s) H = - 41,9 Kcal

+ NH4Cl(s) NH4Cl(aq) H = 3,9 Kcal

NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(aq) H= -38 Kcal

Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos diferentes.

19 Daniela Pinto

Consequências da Lei de Hess

NH3(g ) NH3 (aq) H = -8,5 Kcal

HCl (g) HCl(aq) H = -17,3 Kcal

+ NH3(aq ) + HCl(aq) NH4Cl(aq) H= -12,2 Kcal

NH3(g ) + HCl(g) NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal

Ou…

20 Daniela Pinto

As transformações representadas a seguir referem-se à

formação da água. Considere os dados: M(H2O) = 18g/mol.

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) H = -286kJ/mol

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) H = -242kJ/mol

Para vaporizar 180g de água, são necessários:

(A) 79kJ B) 5280kJ (C) 44kJ

(D) 528kJ (E) 440kJ

Exercício

21 Daniela Pinto

H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) H = +286kJ/mol H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) H = -242kJ/mol H2O(l) H2O (g) H = +286 – 242 = 44kJ/mol

Resolução

H2O(l) H2O (g)

18g (1 mol) 44kJ

180g x

X =440kJ (letra E)

22 Daniela Pinto