TERMOQUÍMICA – CAP 5.

Apresentação em tema: "TERMOQUÍMICA – CAP 5."— Transcrição da apresentação:

1 TERMOQUÍMICA – CAP 5

2

3 ENERGIA POTENCIAL ELETROSTÁTICA:
K= 8, ⁹ Jm/C² Energia química: Energia potencial acumulada nos arranjos dos átomos das substâncias. Energia térmica: Energia cinética das moléculas da substâncias. e= 1, ⁻¹⁹ C

4 1Kgm²/s² = 1J Ec=⅟2 (2 Kg)(1m/s)² SI: Joule (J) 1 J = 1Kgm²/s²
1cal = 4,184 J (exatos)‏ 1 cal é a energia gasta para elevar a temperatura de 1g de água de 14,5 ºC para 15,5 ºC James Joule( )‏

5 Sistema Fronteira Vizinhança ou meio ambiente

6 ENERGIA TRABALHO CALOR
Movimento(Contra uma força)‏ Mudança de temperatura TRABALHO CALOR Energia transferida de um corpo mais quente para um corpo mais frio.

7 Se definirmos o objeto como sistema – nós – (como parte do sistema) - estamos realizando trabalho naquele sistema, transferindo energia para ele. CALOR MOLÉCULAS COMBUSTÃO ENERGIA TRABALHO MOVIMENTO

8 Ec=⅟2mv² =85 j = ⅟2(5,4)v²  v² =(85)(2)/(5,4)  v = 5,6 m/s²
Um corpo de 5,4 kg é levantado por uma pessoa até uma altura de 1,6 m do chão. Em seguida essa pessoa joga o corpo de volta no chão. Sabendo que no momento da queda do corpo toda energia potencial adquirida pelo corpo é transformada em energia cinética e que a pessoa realizou um trabalho W para elevar o corpo . Qual a velocidade do corpo no momento do impacto com o chão? (Adotar g=9,8m/s²)‏ RESOLUÇÃO W = Fd = mgh = (5,4)(9,8)(1,6) = 85 J No instante do impacto a energia é totalmente convertida em energia cinética. Ec=⅟2mv² =85 j = ⅟2(5,4)v²  v² =(85)(2)/(5,4)  v = 5,6 m/s²

9 ΔE(J)= q + W Conservação da energia Processos:
Endotérmicos: Sistema absorve calor Exotérmicos: Sistema libera calor Energia de um sistema: Energia interna q > 0  sistema recebe calor... q < 0  sistema doa calor... W > 0  trabalho realizado sobre o sistema W < 0  sistema realiza trabalho ΔE(J)= q + W

10 q1 + W = q2 + W = q3 +W3

11 REAÇÕES EXOTÉRMICAS A + B = C + D + calor Hr > Hp, portanto ΔH>0 REAÇÕES ENDOTÉRMICAS A + B + calor = C + D Hp > Hr, portanto ΔH<0

12 mais estabilidade = menos energia = menor ΔH = reação mais espontânea

13 3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS
1. TEMPERATURA 2. PRESSÃO 3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS 4. FASE DE AGREGAÇÃO energia da fase sólida < energia da fase líquida < energia da fase gasosa 5. VARIEDADE ALOTRÓPICA 6. PRESENÇA DE SOLVENTE

14 Entalpia-padrão de combustão ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
 Os diferentes calores de reação Entalpia-padrão de combustão ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO ENTALPIA PADRÃO DE DISSOLUÇÃO ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO

15 qreação=m(solução)c(solução)ΔT
MEDIÇÃO DO FLUXO DE CALOR CAPACIDADE CALORÍFICA CALOR ESPECÍFICO CALORÍMETRO = reação sob pressão constante Q=mcΔT Q= quantidade de calor M= massa c= calor específico ΔT= variação da temperatura qsolução = - qreação 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). qreação=m(solução)c(solução)ΔT

16 Calorimetria sob volume constante
BOMBA CALORIMETRICA Calorimetria sob volume constante 1g de C7H6O2  Produz 26,38 kj 1g de C7H6O2  combustão  ΔTcal = 4,857 ºC Ccal= 26,38 kJ 4,857 ºC Capacidade calorífica do calorímetro qr = -Ccal x ΔT Variação da temperatura Calor de reação (liberado)‏

17 ·Lei de Hess “A variação de entalpia envolvida numa reação química,
sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas.” Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de D H desta reação pelo mesmo número. Devemos lembrar que, ao inverter uma reação termoquímica, deve-se inverter o sinal do D H, pois, se num determinado sentido a reação libera calor, para voltar, em sentido contrário, a reação terá que absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado, e vice-versa.

18 2 C(grafita) + 1 O2(g) -> 2 CO(g) ΔH = ?
Podemos medir no calorímetro, porém, o ΔH das seguintes reações: I.) 1 C(grafita) + 1 O2(g) -> 1 CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal II.) 2 CO(g) + 1 O2 (g) -> 2 CO2 (g) ΔH = - 135,4 Kcal Resultado: 2 C(grafita) + 1 O2 (g) -> 2 CO(g) ΔH = - 52,8 Kcal

19 C6H12O6 (glicose) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.803kj