TERMODINÂMICA QUÍMICA

Apresentação em tema: "TERMODINÂMICA QUÍMICA"— Transcrição da apresentação:

1 TERMODINÂMICA QUÍMICA
Guilherme Nascimento Oliva Matheus da Rocha Coutinho Engenharia de Controle e Automação

2 Tópicos Introdução Processos espontâneos
Processos reversíveis e irreversíveis Entropia Interpretação molecular da entropia Variações de entropia nas reações Energia livre de Gibbs Energia livre e temperatura Energia livre e constante de equilíbrio

3 Introdução As velocidades das reações são controladas por um fator relacionado à energia (energia de ativação). O equilíbrio depende das velocidades das reações diretas e inversas. Ele é alcançado quando elas ocorrem em velocidades iguais. Além da entalpia, devemos considerar a variação da desordem para analisar se a reação ocorrerá ou não.

4 Processos Espontâneos
A energia pode ser transferida entre o sistema e a vizinhança ou convertida de uma forma à outra, mas a energia total permanece constante. Um processo espontâneo tem sentido definido no qual ele acontece. A espontaneidade de um processo pode depender da temperatura. ∆E = q + w CH4 (G) O2 (G) → CO2 (G) H2O(L) Entropia Entalpia

5 Processos reversíveis e irreversíveis
Um processo é dito reversível se o sistema e todas as partes da sua vizinhança puderem retornar exatamente ao estado inicial pela reversão da variação. Um processo é irreversível quando o sistema e todas as partes de sua vizinhança não conseguem voltar ao estado inicial.

6 Expansão espontânea de um gás
Entropia Expansão espontânea de um gás w = 0 ∆E = 0 Processo isotérmico

7 Expansão espontânea de um gás
Entropia Expansão espontânea de um gás

8 Entropia O gás expande-se por causa da tendência das moléculas espalharem-se entre os diferentes arranjos que elas podem assumir. Os processos nos quais a desordem do sistema aumenta tendem a ocorrer espontaneamente. H2O(sólido) → H2O(líquido) ∆H > 0 KCl(s) → K+(aq) Cl-(aq) ∆H > 0

9 Entropia Nos dois casos vistos, a estrutura sólida bem organizada é substituída por uma estrutura líquida mais desordenada. A variação na desordem com a variação na energia afeta a espontaneidade de processos químicos. Aumento de temperatura

10 Entropia Podemos relacionar a variação na entropia à outras grandezas familiares (em particular o calor transferido no processo). Essa equação aplica-se a qualquer processo isotérmico entre os estados.

11 Entropia Para uma expansão isotérmica o trabalho reversível é dado por: Para esse processo, ∆E = 0. Portanto: Para 1L de um gás ideal a 1atm e 0oC, temos 4,46  mol de gás e:

12 Segunda lei da termodinâmica
Entropia Segunda lei da termodinâmica Um sistema tende a assumir o estado de probabilidade máxima. Processo reversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin = 0 Processo irreversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin > 0 A entropia não é conservada, ela está continuamente crescendo. 4 Fe (S) O2 (G) → 2 Fe2O3 (S) ∆H < 0

13 Interpretação molecular da Entropia
2 NO (G) O2 (G) → 2 NO2 (G) A formação de novas ligações diminui o número de graus de liberdade, ou formas de movimento, do átomo. As formas de movimento podem ser: Vibracional Rotacional Translacional

14 Interpretação molecular da Entropia
2 NO (G) O2 (G) → 2 NO2 (G) A formação de novas ligações diminui o número de graus de liberdade, ou formas de movimento, do átomo. As formas de movimento podem ser: Vibracional Rotacional Translacional

15 Interpretação molecular da Entropia
A energia térmica é diretamente proporcional à entropia.

16 Variações de entropia nas reações
Por meio de medidas experimentais da variação da capacidade calorífica com a temperatura podemos determinar a entropia absoluta de muitas substâncias a qualquer temperatura. As entropias absolutas são baseadas no ponto de referência de entropia zero para sólidos cristalinos perfeitos a 0 K, sendo geralmente tabeladas como grandezas molares em J/mol.K.

17 Energia livre de Gibbs A energia livre de Gibbs, G, é uma função de estado termodinâmica dada através da entalpia e entropia pela seguinte lei: ∆G = ∆H – T∆S À temperatura e pressão constantes: ∆G > 0 Reação não espontânea ∆G < 0 Reação espontânea ∆G = 0 Reação em equilíbrio e reversível

18 ∆Go = ∑ n ∆Gof (produtos) - ∑ m ∆Gof (reagentes)
Energia livre de Gibbs Numa reação química podemos calcular a variação da energia livre padrão conhecendo-se as energias dos reagentes e dos produtos. ∆Go = ∑ n ∆Gof (produtos) - ∑ m ∆Gof (reagentes) Onde n e m referem-se ao número de reagentes e produtos formados, respectivamente.

19 Energia livre de Gibbs As energias livres dos elementos em seus estados padrão são fixadas como zero, sendo o ponto de referência para o cálculo da energia livre dos elementos em outras circunstâncias. A variação na energia livre para um processo, ∆G, é igual ao trabalho máximo útil que pode ser realizado pelo sistema em sua vizinhança em um processo espontâneo ocorrendo à temperatura e pressão constantes.

20 Energia livre e temperatura
∆G = ∆H – T∆S ∆H ∆S – T∆S ∆G = ∆H – T∆S Características da reação Exemplo - + Sempre negativo Espontânea a todas as temperaturas 2 O3 (G) → 3 O2 (G) Sempre positivo Não espontânea a todas as temperaturas; reação inversa sempre espontânea 3 O2 (G) → 2 O3 (G) Negativo a baixas T e positivo a altas T Espontânea a baixa T; torna-se não espontânea a altas T H2O (L) → H2O (S) Positivo a baixas T e negativo a altas T Não espontânea a baixas T; torna-se espontânea a altas T H2O (S) → H2O (L)

21 Energia livre e constante de equilíbrio
Podemos relacionar a energia livre com o quociente de reação através da seguinte lei: ∆G = ∆Go + RT ln Q Quando a reação está em equilíbrio: 0 = ∆Go + RT ln Keq

22 Energia livre e constante de equilíbrio
Através da expressão vista podemos elucidar que: ∆Go, negativo : Keq > 1 ∆Go, positivo : Keq < 1 ∆Go, 0 : Keq = 1

23 Referências bibliográficas
Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 9ª edição. diagramas_termo.htm