aula termodinâmica química
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Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®
Termodinâmica Química
Prof. Atailson Oliveira da Silva, MSc.
Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®
Naturezas de Energias
• Energia cinética é a energia do movimento (translacional, vibracional e rotacional).• Energia potencial é a energia que um objeto possui em virtude de sua posição
(gravitacional, elástica, química, elétrica, magnética).• Energia interna (U) é a soma das contribuições das energias cinética e potencial de
todos os átomos, moléculas e íons no interior de um sistema. Não se pode medir aenergia interna absoluta de um sistema, mas sim a sua variação.
deformação
Estiramento assimétrico
movimento vibracional movimento rotacional movimento translacional
Estiramento simétrico
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Naturezas de Fluxo de Energia
• TRABALHO (W): Transferência de energiaque pode causar um movimento contrauma força que se opõe a essemovimento (fluxo ordenado de energia).
• CALOR (q): Transferência de energiadevida a uma diferença de temperaturaentre o sistema e as vizinhanças (fluxodesordenado de energia).
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Naturezas de Fluxo de Energia
• Sistema: é a parte do universo na qual estamos interessados.• Vizinhança: é o resto do universo.• Fronteira: é a interface entre o sistema e a vizinhança.
Fronteira
U > 0
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Trabalho (w)
trabalho Força motriz
mecânico Força física (N)
Eixo diferencial Torque (N)
hidráulico Pressão (Pa)
elétrico Voltagem (V)
químico Concentração (mol.L-1)
w p V -
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Calor (q)
qC
T
• Calor sensível: o calor causa uma variação da temperatura do sistema - variação daenergia cinética.
• Calor latente: o calor não causa variação da temperatura do sistema - variação daenergia potencial.
Capacidade térmica(depende do corpo)
C c m
Calor específico(depende do material)
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1ª Lei da Termodinâmica
• Lei da conservação da energia: a energia pode ser interconvertida de uma forma paraoutra, mas a quantidade total de energia do universo, isto é, sistema mais vizinhança,conserva-se.
A ENERGIA INTERNA DE UM SISTEMA ISOLADO É CONSTANTE
U q w
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Processos Endotérmicos e Exotérmicos
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança.
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.
• Uma reação endotérmica mostra-se fria.
• Uma reação exotérmica mostra-se quente.
Reação exotérmica(KClO3 + amido)
Reação endotérmica(Dissolução de nitrato de amônio em água)
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Funções de Estado
•Funções de estado: referem-se apenas ao estado momentâneo do sistema e nãopodem descrever a sua evolução no tempo.
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U
• Energia interna e entalpia são funções de estado.• Calor e trabalho não são funções de estado.
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Entalpia (H)
H U pV
H U pV H U p V H U w -
pH q
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Relação Entre Cp e Cv
• Para gases ideais:
H U pV
H U nRT
p v p v
p v
H UnR C C nR C C R
T T
v vv
v v
q UC
t t
p p
p
p p
q U wC
t t
-
v p v p v pU U t t C C (para mesmo q)
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Entalpia (H)
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Entalpia e Estado Padrão
• Por definição, a entalpia de qualquer substância simples em sua forma alotrópicamais estável no estado padrão (25 °C e 1 bar) é zero.
0
H
0
H
0
H
C(grafite)
C(diamante)
S(rômbico)
S(monoclínico)
O2
O3
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Calor de Formação (Hf)
• Por definição, é a variação de entalpia da reação de formação de uma substânciacomposta a partir das substâncias simples de seus elementos constituintes, no estadopadrão.
C(grafite) + 2 H2(g) + ½ O2(g) CH3OH(l) Hf = -238,7 kJ / mol
N2(g) + 5/2 O2(g) N2O5(g) Hf = + 11,0 kJ / mol
• Pela definição, H = SH(produtos) – SH(reagentes)
• Como neste caso SH(reagentes) = 0, então:
O calor de formação de uma substância é sua própria entalpia no estado padrão.
0 0 0( ) ( )f fH H produtos H reagentes - 16
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• A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do H é diretamenteproporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) H = -1780 kJ
Entalpia das Reações
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:
CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g) H = +890 kJ
• A variação na entalpia depende do estado:
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O(l) H = -286,6 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O(g) H = -242,9 kJ
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Lei de Hess
• A lei de Hess estabelece que se uma reação for executada em uma série de etapas,o ∆H para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapasindividuais.
•A variação de entalpia total para o processo é independente do número de etapasou da natureza particular da maneira pela qual a reação é executada.
P�(�)+ 3O�(�) → P�O�(�) ∆H = −1640,1 kJ
P�(�)+ 5O�(�) → P�O��(�) ∆H = −2940,1 kJ
P�O�(�)+ 2O�(�) → P�O��(�)
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Entalpia de Ligação
• Por que as reações química absorvem ou liberam calor?
Quebra de ligação: implica absorção de calor (H > 0)Formação de ligação: implica liberação de calor (H < 0)
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Fatores Que Influenciam a Energia de Ligação
Ligação Energia (kJ/mol)
C-C 347,8
C=C 613,6
CC 838,5
C-H 412,9
C-O 357,4
C=O 744,0
H-H 424,0
F-F 146,0
H-F 543,0
H-Cl 430,9
H-Br 354,0
H-I 298,4
•Maior o raio atômico, maior o comprimento da ligação, menosenergia é requerida para dissociar a ligação Menor é a energia deligação.• A presença de pares eletrônicos isolados em átomos vizinhosenfraquece a ligação.
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Calculando o H de uma Reação
2 HI(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) + l2(g)
H I + Cl Cl2 H Cl + I I2
2 x (+298,4 kJ) (+242,0 kJ) 2 x (-430,9 kJ) (-150,9 kJ)
Energia total absorvida para quebrar as ligações das
moléculas reagentes
+ 838,8 kJ
Energia total liberada na formação das ligações das
moléculas produzidas
- 1012,7 kJ
Total = +838,8 kJ – 1012,7 kJ = - 173,9 kJ
H = -173,9 kJ21
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Processos Espontâneos
• Qualquer processo que ocorra sem intervenção externa é espontâneo.
Espontâneo
Não-espontâneo
• Podemos concluir que um processo espontâneo tem um sentido.
• O sentido de espontaneidade pode depender da temperatura.
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Expansão Espontânea de um Gás
• Por que um gás se expande espontaneamente?
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Expansão Espontânea de um Gás
• Uma vez que o registro é aberto, há uma probabilidade maior que umamolécula esteja em cada frasco do que ambas as moléculas estarem nomesmo frasco
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Entropia e a Segunda Lei da Termodinâmica
Em processos espontâneos, a energia e a matéria tendem a se tornar mais desordenadas.
• A entropia (S) mede o grau de desordem do sistema.
- Desordem S > 0 Desordem S < 0
Em processos espontâneos, a entropia do sistema tende sempre a aumentar.
• Na forma de gelo, as moléculas de águaestão bem organizadas (baixa entropia).• À medida que o gelo derrete, quebram-seas forças intermoleculares (requer energia),mas a ordem é interrompida (então aentropia aumenta).• A água líquida é mais desorganizada doque o gelo, então o gelo derreteespontaneamente à temperatura ambiente
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• Existe um equilíbrio entre a energia e as considerações de entropia.
• Quando um sólido iônico é colocado na água, duas coisas acontecem:
– a água se organiza em hidratos em torno dos íons (então a entropia diminui) e
– os íons no cristal se dissociam (os íons hidratados são menos ordenados do queo cristal, então a entropia aumenta).
Geralmente, quando um aumento na entropia em um processo está associado a uma diminuição na entropia em outro sistema, predomina o aumento em entropia.26
Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®
• A segunda lei da termodinâmica explica a razão de os Processos espontâneos teremum sentido.
• Suniv = Ssis + Sviz: a variação de entropia do universo é a soma da variação deentropia do sistema e a variação de entropia da vizinhança.
• Em processos espontâneos: Suniv > 0.
• A entropia é uma função de estado.
• Toda organização ocorre às custas de uma desorganização.
Exemplos: Sem realizar cálculos, prediga se ocorre um aumento ou uma diminuição deentropia em cada um dos seguintes processos:
Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HClO(aq)
Cu3(PO4)2(s) 3 Cu2+(aq) + 2 PO4
3-(aq)
SO2(g) + Br2(g) + 2 H2O(l) H2SO4(aq) + 2 HBr(aq)
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Energia Livre de Gibbs: Previsão da Espontaneidade
• Para uma reação espontânea, a entropia do universo deve aumentar.
• As reações com valores de H grandes e negativos são espontâneas.
• Como balancear S e H para prever se uma reação é espontânea?
• A energia livre de Gibbs, G, de um estado é:
TSHG -• Para um processo que ocorre a uma temperatura constante:
STHG -
• Existem três condições importantes:
– Se G < 0, então a reação direta é espontânea.
– Se G = 0, então a reação está em equilíbrio e não ocorrerá nenhuma preferênciade sentido.
– Se G > 0, então a reação direta não é espontânea. Algum trabalho deve serfornecido dos arredores para guiar a reação.
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Efeito da Temperatura na Espontaneidade de Processos
H S -TS G=H-TS Observação
- + - Sempre - Espontânea em qualquer T
+ - + Sempre + Não-espontânea em qualquer T
- - +- se H > -TS Espontânea a baixas T
+ se H< -TS Não-espontânea a altas T
+ + -+ se H > -TS Não-espontânea a baixas T
- se H < -TS Espontânea a altas T
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Exemplo 1Estabeleça as condições física e matemática, para que a combustão de um combustívelqualquer seja espontânea.
Toda combustão é exotérmica e forma gases
H < 0 S > 0
G = H - TS
- -Logo, G < 0
Toda combustão é um processo espontâneo, isto é, umavez reunidas as condições para que o processo se inicie, elese autossustenta.
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Exemplo 2Estabeleça as condições física e matemática, para que o processo de conversão degrafite em diamante seja espontâneo.
Neste processo:
H > 0 S < 0
G = H - TS
+ +Logo, G > 0
A conversão de grafite em diamante sempre será umprocesso não-espontâneo, isto é, sempre necessitará deum fornecimento externo de energia para que possaacontecer. 31
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Exemplo 3Estabeleça as condições física e matemática, para que a formação de uma dupla fita de DNA seja espontânea.
Formação de ligações de hidrogênio
H < 0 S < 0
G = H - TS
- +Logo, G < 0 |H|>|-TS|
A energia liberada na formação das ligações de hidrogêniodeve compensar a organização adquirida na construção daestrutura em dupla hélice. Em temperaturas elevadas oprocesso tende a ser não-espontâneo. 32
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Exemplo 4Estabeleça as condições física e matemática, para que a sublimação do gás carbônico(gelo seco) seja espontânea.
Em toda sublimação:
H > 0 S > 0
G = H - TS
+ -Logo, G < 0 |H|<|-TS|
A energia absorvida na sublimação não pode exceder otermo entrópico. Em temperaturas elevadas o processotende a ser espontâneo.
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