Seminário de Química Termoquímica Professor: Élcio Rogério Barrak Alunos: Frank José Gonçalves Filho Tiago Egídio Paiva Barbosa

Termoquímica Aspecto da termodinâmica que estuda as relações químicas e variações de energia envolvendo calor

Energia Energia cinética: (mv2)/2 Energia potencial gravitacional: mgh Energia potencial eletrostática: kQ1Q2/d Unidades de energia: joule (J) , caloria (cal) Obs: 1 cal = 4,184 J

Primeira lei da termodinâmica A energia é conservada Energia interna (E) ΔE= Efinal – Einicial

Segunda lei da Termodinâmica Entropia: Está associada ao grau de desordem das moléculas em um sistema fechado. A entropia total de um sistema termodinâmico isolado tende a aumentar com o tempo. Conseqüências O calor não pode passar naturalmente de um corpo frio a um corpo quente; É impossível construir uma máquina térmica com 100% de rendimento.

Sistema e vizinhança Sistema - parte específica sob estudo Vizinhança - o entorno da área analisada

Transferência de energia: Trabalho e calor Trabalho: ω = F x d Calor: Energia transferida de um objeto mais quente para um mais frio ΔE = q - ω

Função de estado São funções de estado: pressão, volume, temperatura, temperatura, entalpia etc. Não são funções de estado: trabalho, calor etc.

Entalpia (H) Função de estado que representa o fluxo de calor nas reações químicas que ocorrem à pressão constante e sem outro tipo de trabalho a não ser o PV. H = E + PV ΔH = Δ(E + PV)

Entalpia de formação ΔHf = entalpia de 1 mol do composto formado por elementos em suas formas alotrópicas mais estáveis à temperatura ambiente e pressão de 1 atmosfera; H = 0 (elementos em suas formas mais estáveis); ΔH = Σ ΔHf (produtos) – Σ ΔHf (reagentes)

Processo endotérmico: Ocorre com absorção de calor pelo sistema, logo ΔH > 0 Hp = entalpia dos produtos Hr = entalpia dos reagentes                                            

Hp = entalpia dos produtos Hr = entalpia dos reagentes Processo exotérmico: Ocorre com liberação de calor pelo sistema, logo ΔH < 0 Hp = entalpia dos produtos Hr = entalpia dos reagentes                                            

Leis da Termoquímica 1ª) A entalpia é uma propriedade extensiva, logo o ΔH depende da quantidade de reagente consumido no processo: CH4(g) + 2 O2 CO2(g) + 2 H2O ΔH = - 890 kJ De acordo com a primeira lei: 2 CH4(g) + 4 O2 2 CO2(g) + 4 H2O ΔH = - 1780 kJ

2ª) O ΔH de uma reação é igual em valores absolutos mas oposta em sinais da reação inversa: H2O(l) H2O(g) ΔH = + 40,7 kJ 100ºC H2O(g) H2O(l) ΔH = - 40,7 kJ 100ºC

Lei de Hess A soma das etapas é a entalpia total C(g) + O2(g) CO2(g) ΔH = - 393,5 CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH = - 283,0 CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) ΔH = +283,0 (x 2) __________________________________ C(g) + ½ O2 (g) CO(g) ΔH= - 110,5 kJ

Calorimetria Estuda as trocas de calor entre os corpos e suas medidas. Quando dois corpos a temperaturas diferentes são colocados em contato térmico, verifica-se que, após certo tempo, ambos adquirem a mesma temperatura, denominada temperatura de equilíbrio térmico.  

Equações Termoquímicas Q = m.c.ΔT onde: Q – calor absorvido pela substância (J) c – calor específico da substância (J.g-1.K-1) m – massa da substância (g) ΔT – variação da temperatura (K) c da água é 4,18 J.g-1.K-1

Calorímetro Mede a troca de temperatura que acompanha o processo C = m.c C – capacidade térmica do calorímetro m – massa do calorímetro c – calor específico do calorímetro

Bomba calorimétrica É usada para estudar as reações de combustão

Alimentos Calor específico de combustão de uma substância Carboidratos Energia química Diferentes calores específicos

Combustíveis Combustão completa Porcentagem de carbono e hidrogênio Combustíveis fósseis Gaseificação do carvão Outras fontes: solar, nuclear, eólica, hidrelétrica, biomassa, geotérmica.

Painéis de energia solar

Energia eólica: aerogerador

Referências Bibliográficas Brown, Theodore L; LeMay Jr., H. Eugene; Bursten, Bruce E. Química: A ciência central. 9ª ed.. São Paulo: Pearson, 2005. www.wikipedia.org.br