TERMOQUÍMICA-2-ANO

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TERMOQUÍMICA
PROFESSOR – JOÃO GABRIEL
QUÍMICA 2ºANO
A madeira ao queimar
LIBERA
energia na forma de
CALOR
O gelo para fundir
ABSORVE
energia na forma de
CALOR
Processo de transferência de calor envolvendo as reações químicas.
TERMOQUÍMICA
Calor (ENERGIA TÉRMICA): Forma de energia térmica em movimento entre partículas atômicas. Quando dois corpos tem temperaturas diferentes e estão em contato, o calor passa do objeto com maior temperatura para o de menor temperatura até que seja atingido o equilíbrio térmico.
Não se atrapalhe, seu verme insolente
Existem 2 Processos
Os que ABSORVEM calor
Sensação: RESFRIAMENTO
ENDOTÉRMICO
Os que LIBERAM calor
Sensação: AQUECIMENTO
EXOTÉRMICO
TERMOQUÍMICA
CALOR
SISTEMA
ENDOTÉRMICO
SISTEMA
CALOR
EXOTÉRMICO
TERMOQUÍMICA
S
L
G
ENDO
ENDO
AUMENTA 
A ENERGIA
EXO
EXO
DIMINUI 
A ENERGIA
TERMOQUÍMICA
ENTALPIA(H)
Conteúdo de energia que uma dada substância ou elemento químico possui. Medindo a variação de energia quando um processo químico acontece.
Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a sua variação (ΔH)
ΔH = H final – H inicial
TERMOQUÍMICA
Determinação do calor envolvido numa transformação
Para determinar o calor envolvido numa transformação, utiliza-se um equipamento chamado calorímetro.
1. Primeiramente, coloca-se uma quantidade conhecida de água no calorímetro e anota-se a temperatura indicada no termômetro.
2. Adiciona-se, então, certa massa da substância e fecha-se o calorímetro.
3. Agita-se a mistura cuidadosamente até a completa dissolução da substância.
4. Anota-se a temperatura final indicada no termômetro. Numa transformação exotérmica, o calor liberado aquece a água, e a temperatura final será maior que a inicial. Já numa transformação endotérmica, a temperatura diminuirá.
5. Determina-se a quantidade de calor envolvida na transformação, sabendo-se que ela é proporcional à variação da temperatura da água.
TERMOQUÍMICA
A expressão que relaciona quantidade de calor e variação de temperatura é:
Q = m ⋅ c ⋅ ∆t
Quantidade de calor
Massa da amostra
calor específico
variação de 
temperatura
Obs.: O calor específico é característico de cada substância (o da água, por exemplo, é igual a 1 cal/g ⋅ °C).
TERMOQUÍMICA
Ex.: A dissolução de uma pequena quantidade de cloreto de cálcio em água – inicialmente a 25 °C – fez com que a temperatura final chegasse a 33 °C. Calcule o calor liberado nessa dissolução, considerando que a massa da solução seja 100 g. 
Dados: m = 100 g; c = 1 cal/g⋅°C (O calor específico de uma solução diluída é praticamente igual ao da água.)
∆θ = θ final – θ inicial
Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ
= 33 - 25
= 8°C
= 100 ⋅ 1 ⋅ 8
= 800cal
O calor liberado nessa dissolução é igual a 800cal, que correspondem a 3.344J
TERMOQUÍMICA
Propriedades intensivas: são aquelas que não dependem da quantidade de matéria, como pontos de fusão e ebulição.
Propriedades extensivas: são aquelas que dependem da quantidade da matéria, como a massa de uma amostra qualquer.
TERMOQUÍMICA
Não se atrapalhe, seu verme insolente
Reação Exotérmica (LIBERA CALOR)
ΔH < 0
= ΔH = 50 – 100 = -50
A  B + Calor
HA > HB
ΔH = Hfinal – Hinicial
ΔH = HB – HA
100
50
↔ A  B ΔH < 0
ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH < 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP
OBS: EM UM DIAGRAMA DE ENTALPIA A SETA PARA BAIXO INDICA UMA REAÇÃO EXOTÉRMICA.
TERMOQUÍMICA
Reação Endotérmica (ABSORVE CALOR)
ΔH > 0
= ΔH = 200 – 100 = 100
X + Calor  Y
HX < HY
ΔH = Hfinal – Hinicial
ΔH = HY – HX
100
200
↔ X  Y ΔH > 0
ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH > 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP
OBS: EM UM DIAGRAMA DE ENTALPIA A SETA PARA CIMA INDICA UMA REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
TERMOQUÍMICA
O calor envolvido na dissolução de uma substância também depende da quantidade de água presente em todos os casos que estudamos, vamos sempre considerar que temos soluções diluídas.
Algumas observações importantes sobre a variação de entalpia de um sistema
A temperatura influi no grau de agitação das partículas e, portanto, influi na sua energia. Por isso, devemos indicar a temperatura em que ocorre a transformação, pois o calor envolvido depende dela. Neste estudo, todos os processos estarão nas condições ambientais (25 ºC e 1 atm).
O estado físico também deverá ser fornecido porque influi na entalpia do sistema. Nesse caso, não esquecer que:
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASOSO
Aumenta a energia, aumenta a entalpia.
TERMOQUÍMICA
A propriedade alotrópica das substâncias também influi.
Algumas observações importantes sobre a variação de entalpia de um sistema
Abundância 
na natureza
Estabilidade
Energia (Entalpia)
TERMOQUÍMICA
Representação da entalpia nas reações químicas
O calor pode ser representado como ...
...parte integrante da reação:
...na forma de variação de entalpia
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
ΔH = – 92,2 KJ
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) 
ΔH = + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ
exotérmica
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)
endotérmica
TERMOQUÍMICA
É a equação química que indica...
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)
... a variação de entalpia da reação.
... os estados físicos das substâncias. 
... as condições de temperatura e pressão. 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) 1 H2O ( l )
ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) 
ΔH = – 572 KJ
ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 393,1 KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 395,0 KJ
TERMOQUÍMICA
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS
 H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s )
∆H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l )
∆H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) 
∆H = – 243 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( v )
H2O ( l )
H2O ( s ) 
∆H = – 243 KJ
∆H = – 286 KJ
∆H = – 293 KJ
GRAFICAMENTE 
TERMOQUÍMICA
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
ΔH = – 22 kcal
Operações com uma equação termoquímica
Podemos INVERTER uma equação termoquímica:
2 NH3 (g) 
ΔH = + 22 kcal
N2 (g) + 3 H2 (g)
Invertemos o sinal do 
ΔH
TERMOQUÍMICA
Operações com uma equação termoquímica
Podemos MULTIPLICAR ou DIVIDIR uma equação termoquímica:
Multiplicamos o 
ΔH
3 N2 (g) + 9 H2 (g) 6 NH3 (g) 
ΔH = – 66 kcal
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
ΔH = – 22 kcal
TERMOQUÍMICA
Operações com uma equação termoquímica
Podemos SOMAR EQUAÇÕES termoquímicas:
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
2 NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g) ∆H = + 113 kj/mol
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = + 179 kj/mol
Somamos o 
ΔH
TERMOQUÍMICA
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ∆H = – 393,3 kj
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
ΔH1 = – 110,3 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
caminho direto
ΔH2 = – 283,0 KJ
Observe que:
ΔH1 + ΔH2 = ΔH 
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ
Estas observações foram feitas por 
Germain Henry Hess 
e, ficou conhecida como LEI DE HESS 
As reações químicas podem ocorrer em várias etapas, porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos estados inicial e final da mesma
TERMOQUÍMICA
Vamos testar o seu KI e ver se está bom, realizaremos algumas questões!
A dissolução do cloreto de cálcio em água pode ser representada pela seguinte equação:
CaCl2(s) ⟶ Ca2+(aq) + 2Cl(aq) + Calor
Monte o diagrama de entalpia e represente a equação termoquímica dessa dissolução.
Dados: 1 mol de cloreto de cálcio é igual a 81,3 kJ.
H2O
ΔH= -81,3kJ
Hf
Hi
Ca2+(aq) + 2Cl(aq)
CaCl2(s)
CaCl2(s) ⟶ Ca2+(aq) + 2Cl(aq) +
H2O
Calor
81,3kJ
CaCl2(s) ⟶ Ca2+(aq) + 2Cl(aq)ΔH= 81,3kJ 
H2O
REPRESENTANDO A EQUAÇÃO 
EXERCÍCIO
Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
a) I e II são exotérmicos.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
EXERCÍCIO
Construa um diagrama de entalpia que representa o seguinte processo: 2HCl (g)  H2(g) + Cl 2(g) ΔH = + 184,6 KJ/mol
Hf
Hi
2HCl (g)
H2(g) + Cl 2(g) 
ΔH = + 184,6 KJ/mol
EXERCÍCIO
Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação da água.
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo. 
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
EXERCÍCIO
Considerando os seguintes calores de reação:
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = – 113 kj/mol
Calcule o calor da reação para o processo:
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = ?
Devemos repetir a equação “ I ”
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
Devemos inverter a equação “ II ”
2 NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g) ∆H = + 113 kj/mol
Somamos as duas equações
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = + 179 kj/mol
EXERCÍCIO
Calcule o ∆H da reação:
P4 (s) + 10 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		∆H = ?
Utilizando os seguintes dados:
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)		∆H = – 1279 kj/mol
PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s)		∆H = – 124 kj/mol
Devemos repetir a equação “ I ”
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)		∆H = – 1279 kj/mol
Devemos multiplicar por 4 a equação “ II ”
4 PCl3 (l) + 4 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		 ∆H = – 496 kj/mol
Somamos as duas equações
 P4 (s) + 10 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		 ∆H = – 1775 kj/mol
EXERCÍCIO
Considere a seguinte equação:
2 C (graf) + 3 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  C2H6O (l)
Com base na lei de Hess, e utilizando as equações a seguir, calcule o ∆H da reação assinale a alternativa que apresenta a resposta correta:
C (graf) + O2 (g)  CO2 (g)	 ∆H = – 394 kj/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) 		 ∆H = – 286 kj/mol
C2H6O (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H= – 1368 kj/mol
+ 278 kj/mol.
+ 2048 kj/mol.
– 278 kj/mol.
– 2048 kj/mol.
– 556 kj/mol.
Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ”
2 C (graf) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g)		 ∆H= – 788 kj/mol
Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ”
3 H2 (g) + 3/2 O2 (g)  3 H2O (l)		 ∆H= – 858 kj/mol
Devemos inverter a equação “ III ”
 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)  C2H6O (l) + 3 O2 (g) 	∆H= + 1368 kj/mol
Somamos as três equações
2 C (graf) + 3 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  C2H6O (l)		∆H = – 278 kj/mol
EXERCÍCIO
Utilize as seguintes informações:
 4 HCl (g) + O2 (g)  2 H2O (l) + 2 Cl2 (g)	∆H = – 148 kj/mol
 1/2 H2 (g) + 1/2 F2 (g)  HF (g)			∆H = – 273 kj/mol
 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)			∆H = – 286 kj/mol
Para estimar o ∆H da seguinte reação:
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)
Devemos dividir por 2 a equação “ I ”
Devemos multiplicar por 2 a equação “ II ”
Devemos inverter a equação “ III ”
Somamos as três equações
2 HCl (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) + Cl2 (g)	 ∆H = – 74 kj/mol
H2 (g) + F2 (g)  2 HF (g)		 ∆H = – 546 kj/mol
H2O (l)	  H2 (g) + 1/2 O2 (g) 	 ∆H = + 286 kj/mol
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)		 ∆H = – 334 kj/mol 
EXERCÍCIO
ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS 
E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS
Um elemento químico ou composto se encontra no
ESTADO PADRÃO
quando se apresenta em seu estado
 (físico, alotrópico ou cristalino)
mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão 
C(grafite)
O2(g)
CO2(g)
H2O ( l )
TERMOQUÍMICA
Quando a substância é SIMPLES 
e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a 
ZERO 
Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO 
Carbono grafite
Oxigênio
Fósforo vermelho
Enxofre rômbico
Nitrogênio (N2)
Prata (Ag)
TERMOQUÍMICA
no estado padrão. 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
ENTALPIA – PADRÃO DE COMBUSTÃO
É a energia liberada na combustão completa ...
... de 1 mol de uma determinada substância
... com todas as substâncias envolvidas na combustão,
Escreva a equação de combustão do etanol (C2H5OH), devidamente balanceada e calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações:
C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
I. C (s) + O2 (g)  CO2 (g)			 ∆H = – 394 kj/mol
II. H2 (g) + 1/ 2 O2 (g)  H2O (l)		 ∆H = – 286 kj/mol
III. 2 C (s) + 3 H2 (g) 1/ 2 O2 (g)  C2H5OH (l) ∆H = – 278 kj/mol 
Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ”
Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ”
Devemos inverter a equação “ III ”
Somamos as três equações
2 C (s) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g)			 ∆H = – 788 kj/mol
3 H2 (g) + 3/2 O2 (g)  3 H2O (l)		 ∆H = – 858 kj/mol
C2H5OH (l)  2 C (s) + 3 H2 (g) 1/ 2 O2 (g) ∆H = + 278 kj/mol 
C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = – 1368 kj/mol
ENTALPIA – PADRÃO DE FORMAÇÃO
... com todas as espécies no estado padrão
É a variação de entalpia envolvida ...
... na formação de 1 mol de uma determinada substância
... a partir das substâncias simples correspondentes 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆H = – 286 kj 
N2(g) + H2 (g) NH3(g) ∆H = – 11 kj 
2
1
2
3
Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação 
a partir das entalpias de formação das substâncias que 
participam da reação pela fórmula: 
ΔH = H final – H inicial
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Entalpias de formação: Al2O3(s) = – 1670 kj/mol
 MgO(s. ) = – 604 kj/mol
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] 
ΔH = (– 1670) – (– 1812) 
ΔH = – 1670 + 1812 
ΔH = + 142 kJ 
	Um dos sérios problemas da maioria das regiões metropolitanas é a chuva. Um dos responsáveis é o poluentes SO3, que reage com a água da chuva originando o ácido sulfúrico. O SO3 não é um poluente produzido diretamente pelas fontes poluidoras, mas é formado quando o poluente SO2 (este sim é liberado por fontes que queimam combustíveis fósseis) reage com o oxigênio do ar:
2 SO2 + O2  2 SO3			∆H = ?
Calcule o ∆H dessa reação baseando-se nas seguintes entalpias-padrão de formação:
S (rômb) + O2 (g)  SO2 (g)		∆H = – 297 kj/mol
S (rômb) + 3/2 O2 (g)  SO3 (g)		∆H = – 396 kj/mol
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 2 x (– 396) ] – [2 x (– 297)]
ΔH = (– 792) – (– 594)
ΔH = – 792 + 594
ΔH = – 198 kj
De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l)
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) )
 ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) )
 ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O (l) )
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2, em kj/mol.
a) + 1298,6.
b) – 1298,6.
c) – 905,3.
d) + 905,3.
e) – 625,8.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
ΔH = – 1298,6 kj/mol
40
É a energia envolvida (absorvida) 
na quebra de 1 mol de determinada ligação química,
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm 
A quebra de ligações serásempre um processo
ENDOTÉRMICO 
H
H
(g)
ΔH = + 435,5 kj/mol
H
H
(g)
2 H (g)
ENERGIA
H
H
+
ENERGIA DE LIGAÇÃO
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Segundo nível
Terceiro nível
Quarto nível
Quinto nível
Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro a seguir:
	Ligação	Energia de ligação (kj/mol)
	C – H 	413
	O = O	494
	C = O	804
	O – H 	463
Considerando a reação representada por:
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (v)
O valor aproximado de ΔH, em kj, é de:
– 820. b) – 360. c) + 106. d) + 360. e + 820.
C
C
H
H
H
H
H
H
2
O
2
O
O
O
O
+
+
4 x 413
+ 2 x 494
1652 + 988
+ 2640
2 x 804
+ 4 x 463
1608 + 1852
 – 3460
∆H = + 2640 – 3460
∆H = – 820 kj
Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação:
H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g) ∆H = ?
Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol:
H – H (436);	Cl – Cl (242);	H – Cl (431)
H – H + Cl – Cl  2 H – Cl
1 x 436
+ 1 x 242
436 + 242
+ 678
2 x 431
– 862
∆H = + 678 – 862
∆H = – 184 kj
ASPECTO ESTEQUIOMÉTRICO DA TERMOQUÍMICA
O hidrogênio, H2 (g), é usado como combustível de foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, O2 (g), produzindo vapor de água, segundo a equação:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)	∆H = – 484 kj
A energia liberada na queima de um grama de hidrogênio, H2 (g), é:
– 242 kj.
242 kj.
– 121 kj.
121 kj.
60,5 kj.
2 mol de H2
484 kcal
libera
4 g de H2
1 g de H2
x kcal
libera
4
1
=
484
x
4
=
484
x
∆H = – 121 kj
Considere a reação representada pela equação termoquímica:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
ΔH = – 22 kcal
São feitas as seguintes afirmações:
A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
 obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. 
V
A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. 
 A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. 
Quais são corretas?
a) apenas I.
b) apenas I e II.
c) apenas I e III.
d) apenas II e III.
e) I, II e III.
A energia liberada aumenta no sentido:
 GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO
2 x 17 g absorve 22 kcal
 6,8 g absorve x kcal
Então “ x = 4,4 kcal
V
a formação de 2 mol libera 22 kcal
a formação de 1 mol libera 11 kcal
V
O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é:
Dados: C = 12 u.; H = 1 u
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
a) 1060 Kcal.
b) 530 Kcal.
c) 265 Kcal.
d) 140 Kcal.
e) 106 Kcal.
1 mol de CH4
16 g de CH4
212 kcal
libera
80 g de CH4
x kcal
libera
CH4 :
12 + 4 x 1 = 16 g
212
80
x
16
=
16 x x = 212 x 80
x
=
16960
16
x = 1060 kcal
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
É a função termodinâmica que avalia o grau de desorganização de um sistema, segundo a qual, por definição, o aumento da desordem de um sistema provoca aumento da entropia.
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
É a função termodinâmica que avalia o grau de desorganização de um sistema, segundo a qual, por definição, o aumento da desordem de um sistema provoca aumento da entropia.
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
É a função termodinâmica que avalia o grau de desorganização de um sistema, segundo a qual, por definição, o aumento da desordem de um sistema provoca aumento da entropia.
em que T ⋅ ΔS é denominado de variação da organização de um sistema.
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
Sammlung Rauch/Interfoto/Latinstock
Willard Gibbs (1839-1903),
físico, químico e matemático estadunidense.
Por causa dessa nova função e dos raciocínios feitos anteriormente, foram enunciados os seguintes princípios da Termodinâmica:
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
Sammlung Rauch/Interfoto/Latinstock
Willard Gibbs (1839-1903),
físico, químico e matemático estadunidense.
Por causa dessa nova função e dos raciocínios feitos anteriormente, foram enunciados os seguintes princípios da Termodinâmica:
segundo princípio da Termodinâmica: “Em todo processo espontâneo sempre há aumento da entropia total”.
Entropia e energia livre de Gibbs
Entropia
Sammlung Rauch/Interfoto/Latinstock
Willard Gibbs (1839-1903),
físico, químico e matemático estadunidense.
Por causa dessa nova função e dos raciocínios feitos anteriormente, foram enunciados os seguintes princípios da Termodinâmica:
segundo princípio da Termodinâmica: “Em todo processo espontâneo sempre há aumento da entropia total”.
terceiro princípio da Termodinâmica: “A entropia de um cristal com o maior grau de organização possível a 0 K é zero”.
Entropia e energia livre de Gibbs
Energia livre de Gibbs
em que T é a temperatura termodinâmica.
Entropia e energia livre de Gibbs
Energia livre de Gibbs
em que T é a temperatura termodinâmica.
Se:
Entropia e energia livre de Gibbs
Energia livre de Gibbs
em que T é a temperatura termodinâmica.
Se:
ΔG  0  a transformação será espontânea;
Entropia e energia livre de Gibbs
Energia livre de Gibbs
em que T é a temperatura termodinâmica.
Se:
ΔG  0  a transformação será espontânea;
ΔG  0, a transformação não será espontânea; 
Entropia e energia livre de Gibbs
Energia livre de Gibbs
em que T é a temperatura termodinâmica.
Se:
ΔG  0  a transformação será espontânea;
ΔG  0, a transformação não será espontânea; 
ΔG  0, o sistema estará em equilíbrio.