3 energia reacoes quimicas
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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
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