INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIO GRANDE DO NORTE CAMPUS MACAU FÍSICO-QUÍMICA BÁSICA Termoquímica Érico de Moura Neto 2º semestre 2011

 Conceitos Fundamentais  Energia Interna e Entalpia  Notações de Equações Termoquímicas  Tipos de Entalpia  Lei de Hess  Espontaneidade de Reações 2

 Calor ◦ Forma de energia; ◦ Energia em trânsito;  Temperatura ◦ Medida da agitação térmica das partículas;  Lei Zero da Termodinâmica 3

 Primeira Lei da Ter- modinâmica ◦ Princípio da Conser- vação da Energia; 4 ∆U > 0

 Energia Interna (U) ◦ Soma de todas as energias cinéticas e potenciais do sistema; ◦ Relaciona-se as atrações intermoleculares, vibração molecular, movimentos de rotação e translação; ◦ Não se pode medir a energia interna absoluta; 5

 Toda reação química ocorre de uma variação de energia interna e de entalpia;  Entalpia (H) - grego enthalpein, “aquecer” - responde pelo fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem a pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser trabalho pV. ◦ Função de Estado; 6

7 A energia potencial dos dois esquiadores é a mesma independente do caminho que cada um seguiu.

 Substituindo a equação 1 na equação 2, obtêm-se:  ∆H > O sistema ganha calor (endotérmico);  ∆H < O sistema perde calor (exotérmico); 8

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10 Sistema Endotérmico Sistema Exotérmico

 Como o valor de ∆H varia em função de vários fatores é importante que na equação termoquímica fornecemos as seguintes informações: ◦ Coeficiente estequiométricos; ◦ Fase de agregação; ◦ Variedade alotrópica, caso seja o caso; ◦ A quantidade de calor absorvido ou liberado durante a reação; ◦ A temperatura e pressão nas quais se deu a reação. 11

 Caso dito o contrário o nosso estudo ocorrerá nas condições ambientais de temperatura e pressão: ◦ T = 25°C ou 298 K ◦ P = 1 atm 12

 A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do  H é diretamente proporcional à quantidade):  Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do  H: 13 CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O(l)  H = -890 kJ 2CH 4 (g) + 4O 2 (g)  2CO 2 (g) + 4H 2 O(g)  H =  1780 kJ CO 2 (g) + 2H 2 O(l)  CH 4 (g) + 2O 2 (g)  H = +890 kJ

 Combustão;  Dissolução;  Formação;  Ligação;  Neutralização; 14

 Quando 1 mol de uma substância é produzida a partir de seus elementos constituintes.  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. 15

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 Quando 1 mol da substância reage com O 2, produzindo CO 2 e H 2 O.  São sempre exotérmicas ∆H < 0; 17

 Energia necessária para romper 1 mol da ligação entre dois átomos de forma a obtê- los isolados na fase gasosa.  são sempre endotérmicos ∆H > 0; 18

 se uma reação é executada em uma série de etapas, o  H para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.  Exemplo: Combustão do CH 4 19 CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O(g)  H = -802 kJ 2H 2 O(g)  2H 2 O(l)  H = -88 kJ CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O(l)  H = -890 kJ

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 Entropia (S) é a medida da desordem do sistema;  Energia Livre de Gibbs (G) 22

 Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de substância é queimada.  1 caloria nutricional, 1 cal nut = 1000 cal = 1 kcal.  A energia em nossos corpos vem de carboidratos e gorduras (principalmente).  Intestinos: carboidratos convertidos em glicose: 23 C 6 H 12 O 6 (s) + 6O 2 (g)  6CO 2 (g)+ 6H 2 O(l),  H = kJ

 As gorduras se quebram como se segue:  Gorduras: ◦ contêm mais energia; ◦ não são solúveis em água; ◦ portanto são boas para armazenagem de energia. 24 2C 57 H 110 O 6 (s) + 163O 2 (s)  114CO 2 (s) + 110H 2 O(l),  H = -75,520 kJ

 Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1,03  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. 25

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