Alyson Oliveira Vanessa Cortez 15787

Apresentação em tema: "Alyson Oliveira Vanessa Cortez 15787"— Transcrição da apresentação:

1 Alyson Oliveira 15754 Vanessa Cortez 15787
TERMOQUÍMICA Alyson Oliveira Vanessa Cortez 15787

2 Tópicos a serem abordados
A Natureza da Energia A Primeira Lei da Termodinâmica Entalpia Entalpia de Reação Calorimetria Lei de Hess Entalpias de Formação Alimentos e Combustíveis

3 A Natureza da Energia Energia: capacidade de realizar trabalho e de transferir calor. Energia Cinética: energia relacionada ao movimento de um corpo. Energia Potencial: é a forma de energia que se encontra em um determinado sistema e que pode ser utilizada a qualquer momento para realizar trabalho.

4 A Natureza da Energia Unidades de energia: Joule (J) Caloria (cal)
1 cal = 4,184 J Sistema e Vizinhança Transferência de Energia: Calor Trabalho

5 A Primeira Lei da Termodinâmica
É a lei que enuncia a conservação de energia. Energia interna = Energia total do sistema = Σ Ecinética + Epotencial das partes constituintes do sistema. A energia interna é uma propriedade extensiva (proporcional à massa). A temperatura e a pressão exercem influência sobre a energia interna.

6 A Primeira Lei da Termodinâmica
∆E = Efinal – Einicial ∆E = q + ω q > 0 : calor recebido q < 0 : calor desprendido ω > 0 : trabalho motor ω < 0 : trabalho resistente

7 A Primeira Lei da Termodinâmica
Processo endotérmico: transferência de calor da vizinhança para o sistema. Processo exotérmico: transferência de calor do sistema para a vizinhança.

8 A Primeira Lei da Termodinâmica
Função de estado : depende somente do estado final e inicial do sistema e não do processo pelo qual foi atingido este estado (pressão, volume, temperatura, entalpia etc).

9 Entalpia Calor trocado sob pressão constante.
Entalpia (H) é uma função de estado. Entalpia é uma propriedade extensiva (proporcional à energia interna) ∆H = Hfinal – Hinicial = qp (P = cte) ∆H > 0 : processo endotérmico ∆H < 0 : processo exotérmico

10 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ∆H = - 483,6 kJ
Entalpia de Reação ∆Hr = Hprodutos – Hreagentes Representação: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ∆H = - 483,6 kJ

11 Calorimetria A medição do fluxo de calor.
O aparelho utilizado para medir o fluxo de calor é denominado calorímetro.

12 Calor específico = q / m x ∆T (J / g x K)
Calorimetria Capacidade calorífica: é a quantidade de calor necessária para que um corpo aumente sua temperatura em 1 K (1ºC). Capacidade calorífica molar: é a capacidade calorífica de 1 mol de substância (pura). Calor específico: é a quantidade de calor que deve ser fornecida a 1 g de uma substância para aumentar sua temperatura em 1ºC (1 K), de 14,5 a 15,5ºC. Calor específico = q / m x ∆T (J / g x K) q = m x c x ∆T

13 Calorimetria As técnicas e os equipamentos aplicados em calorimetria dependem da natureza do processo estudado (P = cte ou V = cte). ∆T > 0  qreação < 0  reação exotérmica ∆T < 0  qreação > 0  reação endotérmica

14 Calorimetria Bomba calorimétrica: utilizada para estudar a energia química potencial acumulada nas substâncias, medida a volume constante. Para calcular o calor de combustão a partir do aumento de temperatura medido na bomba calorimétrica é necessário saber a capacidade calorífica (Ccal) do calorímetro. qreação = - Ccal x ∆T

15 Calorimetria Bomba calorimétrica

16 Lei de Hess A lei de Hess estabelece que se uma reação for executada em uma série de etapas o ∆H para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.

17 Lei de Hess Exercício A entalpia de combustão de C em CO2 é -393,5 kJ/mol de C, e a entalpia de combustão de CO em CO2 é - 283,0 kJ/mol de CO. (1) C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -393,5 kJ (2) CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ∆H = -283,0 kJ Utilizando-se esses dados, calcule a entalpia de combustão de C para CO: C(s) + ½ O2(g)  CO(g)

18 Lei de Hess Resolução C(s) + ½ O2(g)  CO(g) ∆H = -110,5 kJ
CO2(g)  CO(g) ∆H = 283,0 kJ C(s) + ½ O2(g)  CO(g) ∆H = -110,5 kJ

19 Entalpias de Formação H = 0 H > 0 Cgrafite Cdiamante, C60, C40
Entalpia de Formação: é o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma determinada substância a partir de substâncias simples no estado padrão. Estado padrão: forma original de uma substância pura à pressão atmosférica (1atm) e à temperatura de interesse (298 K ou 25ºC). H = 0 H > 0 Cgrafite Cdiamante, C60, C40 O2(g) O3(g) Srômbico Smonoclínico P4 (branco) Pn (vermelho)

20 Alimentos e Combustíveis
Calor específico de combustão: é a energia liberada quando 1 g de uma substância sofre combustão. Alimentos: Reação química da respiração celular C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(g) ∆H = kJ

21 Alimentos e Combustíveis

22 Alimentos e Combustíveis
Combustível: denomina-se combustível qualquer corpo cuja combinação química com outro seja exotérmica. Quanto maior a porcentagem de carbono e hidrogênio em um combustível, mais alto é seu calor específico de combustão.

23 Alimentos e Combustíveis

24 Alimentos e Combustíveis
Combustíveis fósseis

25 Alimentos e Combustíveis
Energia Nuclear

26 Alimentos e Combustíveis
Energia Solar

27 Alimentos e Combustíveis
Energia Eólica

28 Alimentos e Combustíveis
Energia Geotérmica

29 Alimentos e Combustíveis
Energia Hidrelétrica

30 Alimentos e Combustíveis
Energia de Biomassa

31 Referências Bibliográficas
Theodore L. Brown, H. Eugene Le May, Jr. , Bruce E. Bursten - 9ª edição. – Química a Ciência Central Imagens –