Seminário de Química Termoquímica

Apresentação em tema: "Seminário de Química Termoquímica"— Transcrição da apresentação:

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

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

3 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

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

5 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.

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

7 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

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

9 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)

10 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)

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

12 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                                            

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

14 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

15 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

16 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.  

17 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

18 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

19 Bomba calorimétrica É usada para estudar as reações de combustão

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

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

22 Painéis de energia solar

23 Energia eólica: aerogerador

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