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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
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Conceitos Fundamentais Energia Interna e Entalpia Notações de Equações Termoquímicas Tipos de Entalpia Lei de Hess Espontaneidade de Reações 2
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Calor ◦ Forma de energia; ◦ Energia em trânsito; Temperatura ◦ Medida da agitação térmica das partículas; Lei Zero da Termodinâmica 3
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Primeira Lei da Ter- modinâmica ◦ Princípio da Conser- vação da Energia; 4 ∆U > 0
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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
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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
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7 A energia potencial dos dois esquiadores é a mesma independente do caminho que cada um seguiu.
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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
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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
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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
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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
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Combustão; Dissolução; Formação; Ligação; Neutralização; 14
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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
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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
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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
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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 = -2803 kJ
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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
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Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1,03 10 17 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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