Aula 11 Termoquímica

TERMOQUÍMICA

Professora: Luana Sena

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Ramo da química que estuda o calor

envolvido nas reações químicas,

baseando-se em princípios da termodinâmica.

Conceito

• Investiga o calor produzido ou consumido nas reações

químicas.

• Estuda as trocas de calor efetuadas entre um sistema, e a sua vizinhança, quando ocorrem reações químicas. • Usa a calorimetria para medir o calor trocado: variação da energia interna (se a reação ocorrer a volume

constante) ou variação de entalpia (na reação a pressão

constante).

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Sistemas

É a parte do universo que desejamos estudar, discutir, ou talvez só visualizar.

As dimensões de um sistema são escolhidas de maneira que possamos trabalhar com ele (ou imaginar que trabalhamos) num laboratório.

Ex: um copo de água; uma mistura reacional; um recipiente com gás.

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Vizinhanças

Onde fazemos observações sobre a energia transferida para ou do sistema.

Ex.: banho-maria na qual a mistura reacional pode estar imersa.

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Sistema

• Sistema aberto: pode trocar energia e matéria com as vizinhanças.

Ex.: motores de automóveis, corpo humano.

• Sistema fechado: tem uma quantidade fixa de matéria, mas pode trocar energia com as vizinhanças.

Ex.: bolsas de gelo usadas em ferimentos de atletas. • Sistema isolado: não tem contato com as vizinhanças. Ex.: café dentro de uma garrafa térmica (parede adiabática) *Recipiente adiabático: não permite transferência de energia, mas permite que seja realizado trabalho.

Calor (q)

Calor é uma forma de energia em trânsito de um objeto para outro.

Processo Sinal de q Nome do processo

O sistema ganha calor Positivo (q > 0) Endotérmico O sistema perde calor Negativo (q < 0) Exotérmico

Unidades: Joules (J) 1 cal = 4,184 J

Quilojoule (KJ) Caloria (cal)

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Calor

O calor possui a propriedade de fluir espontaneamente de um

sistema mais quente para um mais frio.

O processo inverso é possível (como um refrigerador ou um ar condicionado fazem), entretanto requer um gasto de energia para produzir a transferência de calor em um sentido não-natural.

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Trabalho (w)

Trabalho é o produto da força aplicada em um objeto em uma distância.

Processo Trabalho realizado Sinal de w

Expansão O sistema realiza trabalho Negativo (w < 0) Compressão Trabalho é feito sobre o sistema Positivo (w > 0)

Realizar trabalho sobre um sistema é uma maneira de aumentar a energia do sistema.

w = quantidade de trabalho realizado sobre o sistema.

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Energia

A capacidade total de um sistema realizar trabalho é chamada sua energia interna, U.

Ex.: uma mola comprimida tem mais energia interna que uma mola descomprimida.

Não podemos medir a energia total de um sistema, apenas medimos as variações na energia.

ΔU = Ufinal – Uinicial

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Energia

• A energia de um sistema pode ser aumentada: Adicionando-se calor ao sistema (q > 0) ou Realizando trabalho sobre ele (w > 0) • A energia de um sistema pode diminuir: Retirando-se calor dele (q < 0) ou

Permitindo que o sistema realize trabalho sobre as vizinhanças (w < ).

Energia

Se nenhum trabalho é realizado sobre ou pelo sistema, o aumento da energia do sistema iguala-se a qualquer calor absorvido.

ΔU = q

Se trabalho é realizado pelo ou sobre o sistema, mas não há calor absorvido ou liberado,

ΔU = w 13

Primeira lei da termodinâmica

A energia interna de um sistema isolado é constante. Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química,

a variação obtida em sua energia interna, U, é dada pelo

calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o trabalho realizado pelo ou sobre o sistema:

ΔU = q + w

A energia interna de um sistema modifica-se como resultado de ambos, calor e trabalho.

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Primeira lei da termodinâmica

Exercitando

4,0 KJ de calor são fornecidos a uma quantidade de ar.

Calcule U para o ar se (a) nenhum trabalho é realizado pelo

ar, (b) o ar se expande e realiza 0,5 KJ de trabalho; (c) 1,0 KJ de trabalho é realizado na compressão do ar ao mesmo tempo que ele é aquecido.

RESOLUÇÃO: (a) U = q = 4,0 KJ (b) U = q + w = 4,0 KJ + (-0,5 KJ) = 3,5 KJ (c) U = q + w = 4,0 KJ + 1,0 KJ = 5,0 KJ 17

Função de estado

É uma propriedade com um valor que depende somente do estado atual do sistema e é independente da maneira como esse estado foi atingido.

Entalpia

O calor absorvido durante um processo é igual ao aumento na energia do sistema menos qualquer trabalho realizado sobre o sistema.

Variação de entalpia (ΔH): é o calor transferido entre o sistema

e a vizinhança realizado sob pressão constante.

q = ΔH (à pressão constante)

Entalpia é uma função de estado.

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As reações químicas sempre estão acompanhadas por uma absorção ou liberação de energia, ainda que esta energia seja as vezes pequena.

Reagentes Produtos E produtos < E reagentes , ΔH < 0 (Reação Exotérmica)

E produtos > E reagentes, ΔH > 0 (Reação Endotérmica) • Endotérmico: absorve calor da vizinhança.

• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.

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Entalpia

Entalpias de reação

A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza

do ΔH é diretamente proporcional à quantidade):

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890 kJ

2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -1780 kJ 22

Entalpia de reação

• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ΔH :

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

• A variação na entalpia depende do estado:

H2O(g) H2O(l) ΔH = -88 kJ

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Calorimetria

É a medição do fluxo de calor.

Num laboratório pode-se utilizar um calorímetro para medir o calor absorvido ou liberado durantes as transformações químicas.

Capacidade calorífica = a quantidade de energia necessária

para aumentar a temperatura de um sistema em um grau.

Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 mol

Calorimetria

• A reação é realizada a uma pressão constante da atmosfera.

• Utilize uma bomba calorimétrica.

• Normalmente estuda a combustão.

Bomba calorimétrica

(calorimetria de volume constante)

Lei de Hess

A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas,

o ΔH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.

Por exemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -802 kJ 2H2O(g) → 2H2O(l) Δ H = -88 kJ CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) Δ H = -890 kJ

Lei de Hess

Entalpia de formação

• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos constituintes, a variação de entalpia para a reação é

denominada entalpia de formação, Ho

f .

• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 o_{C (298 K).}

• A entalpia padrão, Ho_{, é a entalpia medida quando tudo está}

em seu estado padrão.

• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de substâncias em seus estados padrão.

Entalpia de formação

• Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é utilizado.

• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero.

Entalpia de formação

Entalpia de formação

Utilização de entalpias de formação para

o cálculo de entalpias de reação

• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a partir das entalpias de formação.

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Alimentos e combustíveis

Alimentos

• Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de substância é queimada.

• 1 caloria nutricional, 1 Cal = 1000 cal = 1 kcal.

• A energia em nossos corpos vem de carboidratos e gorduras (principalmente).

• Intestinos: carboidratos convertidos em glicose: C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g)+ 6H2O(l), ΔH = -2803 kJ

• As gorduras se quebram como se segue:

2C57H110O6 (s) + 163O2 (s) →114CO2 (s) + 110H2O(l), ΔH = -75,520 kJ

Alimentos e combustíveis

Alimentos

• Gorduras: contêm mais energia; não são solúveis em água; portanto são boas para armazenagem de energia.

Alimentos e combustíveis

Combustíveis

• Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1,03 X 1017 _{kJ de}

combustível.

• A maior parte a partir do petróleo e do gás natural. • O restante a partir de carvão, usinas nucleares e hidroelétricas. • Os combustíveis fósseis não são renováveis.

Alimentos e combustíveis