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Reações químicas estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia, ainda que a
quantidade de energia seja às vezes pequena. Quando a energia dos produtos é menor que a
energia dos reagentes, enquanto a reação avança, ocorre liberação de energia. Se a energia dos
produtos é maior que a dos reagentes, o sistema absorve energia da vizinhança. 1
Calor e trabalho são manifestações de energia, a energia utilizada para fazer um objeto se
mover contra uma força é chamada trabalho. Geralmente o trabalho é representado pelo
símbolo w. Quando o sistema se expande, significa que realizou trabalho sobre a vizinhança,
sendo assim, w é negativo. À medida que o sistema é comprimido, as vizinhanças realizam
trabalho sobre o sistema, logo, w é positivo. 1 e 3
A quantidade de calor absorvida por um sistema é representado pela letra q, esta definição
indica que q é um valor positivo quando o sistema absorve calor das vizinhanças, conhecido
também como um processo endotérmico. Logo a perda de calor de um sistema para as
vizinhanças significa que q é um número negativo, o que ocorre no processo exotérmico. 1
A energia interna é a capacidade de realizar trabalho ou transferir calor, não pode ser criada
nem destruída, representada pelo símbolo U. Esta energia é a soma das energias cinética e
potencial das moléculas que compões um sistema. Não é possível medir a energia absoluta de
um sistema, mas as variações de energia de um sistema são mensuráveis. 1,2 e 3
A variação de energia interna de um sistema se escreve como ∆U, onde
∆U = Ufinal - Uinicial
Em uma reação química, o estado inicial do sistema refere-se aos reagentes, e o estado final
refere-se aos produtos. Se nenhum trabalho é realizado sobre ou pelo sistema, o aumento da
energia do sistema iguala-se a qualquer calor absorvido, ou seja, ∆U será igual calor, pois não
há trabalho realizado. Por outro lado, se trabalho é realizado pelo ou sobre o sistema, mas não
há calor absorvido ou liberado, ∆U será igual a trabalho, pois não houve calor transferido. 1 e 3
Quando calor e trabalho estão envolvidos, a variação da energia de um sistema está
relacionada com estas quantidades por:
∆U = q + w
Esta relação é conhecida como a primeira lei da termodinâmica. Qualquer energia perdida pelo
sistema tem de ser aproveitada pela vizinhança, vice-versa, portanto, a energia é conservada. 1
e 3
Se o sistema é mantido em volume constante, não pode fazer trabalho, nem pode ser feito
trabalho sobre ele durante qualquer transformação. Para processos onde nenhum trabalho de
expansão pode ser realizado, a primeira lei mostra que o calor absorvido durante um processo
a volume constante é igual à variação de energia interna do sistema. 1
A função termodinâmica chamada entalpia responde pelo fluxo de calor nas mudanças
químicas que ocorrem à pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada a
não ser trabalho PV. Representada pelo símbolo H, é igual a energia interna mais o produto da
pressão pelo volume do sistema:
H = U + PV
A variação na entalpia é dada pela variação da energia interna mais o produto da pressão
constante pela variação do volume ∆H = ∆U + P∆V. O trabalho de expansão de um gás é dado
por w = - P∆V, logo pode-se substituir -w por P∆V. Além disso, seguindo a equação variação de
energia interna ∆U = q + w, pode-se substituir q + w por ∆U, fornecendo para ∆H
∆H = ∆U + P∆V
∆H = qp + w – w
∆H = qp
O subscrito P no calor (q), enfatiza variações à pressão constante. Conclui-se que a variação de
entalpia é igual ao calor obtido ou liberado à pressão constante. 1 e 3
Quando ∆H é positivo, indica que o sistema ganhou calor da vizinhança, caracterizando-se um
processo endotérmico. Já o ∆H negativo, demonstra que o sistema liberou calor para a
vizinhança, ou seja, um processo exotérmico. Uma vez que H é uma função de estado, ∆H
depende apenas dos estados inicial e final do sistema, e não de como a variação ocorre. 3
O processo de determinação do fluxo de calor associado a uma reação química medindo a
variação de temperatura produzida é conhecido como calorimetria. O aparelho para medir este
processo chama-se calorímetro.3
A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele absorve certa quantidade de
energia é determinada por sua capacidade calorifica, isto é, a quantidade de calor necessária
para aumentar a temperatura em 1 K (ou 1°C). Quanto maior a capacidade calorifica, maior o
calor necessário para produzir determinado aumento de temperatura. 3
O calor especifico de uma substancia pode ser determinado experimentalmente medindo-se a
variação de temperatura, ∆T, que uma massa conhecida, m, da substancia sofre ao ganhar ou
perder certa quantidade especifica de calor, q:
Calor especifico =
𝑞
𝑚 𝑥 ∆𝑇
Uma variação de temperatura em kelvins é igual em valor à variação de temperatura em graus
Celsius. Quando a amostra ganha calor (q positivo), a temperatura da amostra aumenta (∆T
positivo). 3
A lei de hess diz que a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da
natureza dos reagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da
maneira como é realizada a reação. Isso significa que se uma reação especifica pode ser
executada em uma etapa ou em uma série de etapas, a soma das variações de entalpia
associadas às etapas individuais deve ser a mesma da variação de entalpia associada a um
processo de etapa única. 1 e 3