Estudo da Termodinâmica

Prévia do material em texto

O que é a Termodinâmica ?
É o estudo sobre as transformações de energia que acompanham as 
transformações físicas e químicas da matéria.
Breve resumo
A história da termodinâmica tem início a partir de Otto Von Guericke em 1650 que, 
nos idos do século XVII, projetou e construiu com sucesso a primeira bomba de vácuo do 
mundo.
Alguns anos depois, ainda no mesmo século, Robert Hooke e 
Boyle, a partir desses experimentos construíram uma bomba e foram 
capazes de observar a relação entre Volume e Pressão.
Otto Von Guericke
Lei de Boyle-Mariotte: p1.V1 = p2.V2
Entalpia (H)
A entalpia é a energia térmica(calor) envolvida em uma transformação química (reação por 
exemplo) ou física(mudança de Estado, líquido para sólido por exemplo). 
Não calculamos diretamente a Entalpia e sim a variação de Entalpia(ΔH) relacionados as 
transformações químicas (formação, ligação, combustão, neutralização e dissolução) e físicas (sublimação, fusão, vaporização, 
condensação e solidificação) de 1 mol de uma substância (em uma pressão constante). 
Resumindo, o calor absorvido e liberado em uma determinada pressão constante.
ΔH = Hproduto - Hreagentes 
ΔH = Habsorvido - Hliberado
A energia é descrita em termos absolutos (módulo) sem a notação 
matemática “|x|”, não existe “energia negativa” e sim energia absorvida ou 
liberada, e adotamos ± como convenção de representação desses processos.
Entalpia (H) → Processos Endo e Exotérmicos
Como vimos no slide anterior, a transformação pode absorver ou liberar energia (calor), esses 
processos tem o nome de reações, processos ou transformações:
→ Endotérmicas: Endo → dentro
É o processo o qual o produto absorve (joga 
para dentro) energia durante a transformação.
→ Exotérmicas: Exo → fora
É o processo o qual o produto libera (joga 
para fora) energia durante a transformação.
Entalpia (H) → Processos Endotérmicos
→ Exotérmicas: Endo → Dentro
É o processo o qual o produto absorve (joga para dentro) energia durante a transformação.
ou seja, aquele em que a entalpia do produto é maior que as dos reagentes e há energia absorvida no 
processo, logo:
Hprod > Hreag * sendo ΔH > 0
exemplo:
½H2 + ½I2 + 25,9 kJ = HI
Observe que uma maneira boa de visualizar é quando você tem no reagente da transformação, a energia que vai 
ser “consumida” para formar o produto.
ΔH = + 25,9 kJ/mol
ΔH = Hproduto - Hreagentes
*Observe que a energia está descrita em termos absolutos;
Entalpia (H) → Processos Exotérmicos
→ Exotérmicas: Exo → fora
É o processo o qual o produto libera (joga para fora) energia durante a transformação.
ou seja, aquele em que a entalpia do produto é menor que as dos reagentes e há energia liberada no 
processo, logo:
Hprod= - 1,7 Kcal / mol
Entalpias de Mudança de Estado (∆H)
*observe mais uma vez casos repetidos, pois a reação [ (l) → (s) ] é a mesma que [ (s) → (l) ] só que em sentido contrário.
Cálculo de Entalpia
Calcule NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) baseado nas informações:
½ N2 (g) + 2H2(g) + ½Cl2(g) → NH4Cl + 314,4 kJ → Reescrito na forma de Formação
NH3 + 46,1 kJ → ½ N2 (g) + 3/2 H2(g)
HCl + 92,3 kJ → ½ H2 (g) + ½ Cl2(g) 
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) + 176 kJ
½ H2 (g) + ½ Cl2(g) → HCl + 92,3 kJ → Entalpia de Formação
½ N2 (g) + 3/2 H2(g) → NH3 + 46,1 kJ → Entalpia de Formação
½ N2 (g) + 2H2(g) +½Cl2(g)→NH4Cl + 314,4 kJ
 
Energia 
Absorvida
Energia 
Liberada
ΔH = Energiaabsorvido - Energialiberado
ΔH = [ (46,1 + 92,3) - (314,4) ] kJ/mol
ΔH = - 176 kJ/mol
Energia de Reticular de “Li+(g) + F-(g) –> LiF(s)”
Li(s) +1/2 F2(g) –> LiF(s) + energia (reação de formação) Eq1
Li(s) + energia de sublimação –> Li(g) Eq2
Li(g) + energia de ionização –> Li+(g) + e- Eq3
1/2F2(g) + energia de dissociação –> F(g) Eq4
F(g) + e- -> F-(g) + energia (AE) Eq5
Li+(g) + F-(g) –> LiF(s) + energia reticular Eqr
A ideia é que devemos organizar de uma forma que seja benéfica a 
resolução do que buscamos analisar, que neste caso é a energia de rede
Observe que aplicando a Lei de Hess, podemos organizar um “caminho” 
para obter a informação da energia de rede:
Eq1
Eq2
Eq3
Eq4
Eq5
Eqr
Energia de Reticular de “Li+(g) + F-(g) –> LiF(s)”
Observe que as direções das equações químicas e note que podemos 
aplicar o conceito de “vetores” (por causa da Lei de Hess, não importa os 
caminhos ou as etapas) para dizer que:
Eqr = (+Eq1) + (-Eq2) + (-Eq3) + (-Eq4) + (-Eq5)
Li(s) + 1/2 F2(g) → LiF(s) + energia (reação de formação) Eq1
Li(g) → Li(s) + energia de sublimação -Eq2
Li+(g) + e- → Li(g) + energia de ionização -Eq3
F(g) → 1/2F2(g) + energia de dissociação -Eq4
F-(g) + energia (ea) → F(g) + e- -Eq5
Li+(g) + F-(g) –> LiF(s) + energia reticular Eqr
Eq1
Eq2
Eq3
Eq4
Eq5
Eqr
seta vermelha seta verde mar
Habsorvida
Hliberada
Energia de Reticular de “Li+(g) + F-(g) –> LiF(s)”
Eqr = (+Eq1) + (-Eq2) + (-Eq3) + (-Eq4) + (-Eq5)
Li(s) + 1/2 F2(g) → LiF(s) + Ef Eq1
Li(g) → Li(s) + Es -Eq2
Li+(g) + e- → Li(g) + Ei -Eq3
F(g) → 1/2F2(g) + Ed -Eq4
F-(g) + Ea → F(g) + e- -Eq5
Li+(g) + F-(g) –> LiF(s) + energia reticular Eqr Eq1
Eq2
Eq3
Eq4
Eq5
Eqr
seta vermelha seta verde mar
ΔHrede = Habs - Hlib
ΔHrede = + Ea - Ef - Es - Ei - Ed
Sendo “Ea 0
ΔSsi = ΔSs- ΔHs/T >0 (x-T)
−Τ ΔSsi = ΔG 0
*Aumento da energia interna de um sistema provoca um aumento na entropia devido a maior desordem dos átomos. 
pois a entropia do universoestá 
sempre aumentando.
Ou seja, a reação ocorre quando ΔG 0 é quando a reação não acontece (não é espontânea)
ΔH > 0 , ΔS 0 (não será espontânea).
ΔH 0 → ΔG 0 , ΔS > 0 → T aumenta.
Espontaneidade de uma reação
H2O (s) → H2O (l)
ΔG = ΔH – T . ΔS
ΔG = 6008 – (273,15+1) . (21,99) = 6008 - 6025 = - 22 J/mol
Temp (°C) ΔH (J/mol) ΔS (J/mol) ΔG (J/mol) Fusão
1 6008 21,99 -22 Acontece
0 6008 21,99 0 Equilíbrio
-1 6008 21,99 22 Não Acontece
Soluções
→ Soluções são sistemas homogêneos formados pela mistura de duas ou mais substâncias.
→ As soluções são constituídas de dois componentes: o soluto, que é o que se dissolve e se encontra em 
menor quantidade, e o solvente, que é o componente em maior quantidade e que atua dissolvendo o 
soluto.
→ Por exemplo, quando misturamos o sal na água, produzimos uma solução em que o sal é o soluto e a 
água é o solvente.
→ Devido à sua capacidade de dissolver uma grande quantidade de substâncias, a água é denominada 
de solvente universal.
O Processo de Dissolução
→ Uma solução é uma mistura homogênea de soluto (presente em menor quantidade) e solvente (presente em maior 
quantidade).
→ Os solutos e solvente são componentes da solução.
→ No processo da preparação de soluções com fases condensadas, as forças intermoleculares se tornam reordenadas.
→ Considere o NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente):
- as ligações de H da água têm que ser quebradas,
- o NaCl se dissocia em Na+ e Cl-,
- formam-se forças íon-dipolo: Na+ … δ-OH2 e Cl- … δ+H2O.
- Dizemos que os íons são solvatados pela água.
- Se água é o solvente, dizemos que os íons são hidratados.
O Processo de Dissolução
A imagem ao lado representa o NaCl (s) sendo 
dissolvido na água (tendo seus íons solvatados). Observe 
que como tanto o Cloreto de Sódio (sal NaCl) quanto a água 
(H2O) são polarizadas* e se tem o Na+ sendo atraído pelo O2-, 
enquanto o Cl- vai sendo atraído pelo H+.
→ Soluto polar tende a dissolver em solvente polar.
→ Soluto apolar tende a dissolver em solvente apolar.
Explicação do porquê mais a frente
O Processo de Dissolução
Dissolução: soluto + solvente → solução.
Cristalização é o processo oposto: solução → soluto + solvente.
Fenômeno anterior visto de mais perto sendo δ a representação da polaridade da água.
O Processo de Dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
Há três variações de energia na formação de uma solução:
- a separação das moléculas do soluto (ΔH1),
- a separação das moléculas do solvente (ΔH2)
- a formação das interações soluto-solvente (ΔH3).
Definimos a variação de entalpia no processo de dissolução como
ΔHdissol = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
→ O ΔHdissol pode tanto ser positivo como negativo, dependendo das 
forças intermoleculares.
O Processo de Dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
→ A quebra de forças intermoleculares é sempre endotérmica.
→ A formação de forças intermoleculares atrativas é sempre exotérmica.
→ Para determinarmos se o ΔHdissol é positivo ou negativo, devemos considerar 
todas as interações soluto-soluto e soluto-solvente:
- ΔH1 e ΔH2 são ambos positivos.
- ΔH3 é sempre negativo.
- É possível termos tanto ΔH3 > (ΔH1 + ΔH2) quanto ΔH3 0
O Processo de Dissolução
Formação de solução e reações químicas
Considere:
Ni(s) + 2HCl(aq) → NiCl2(aq) + H2(g)
Observe que a forma química da substância sendo dissolvida se alterou (Ni → NiCl2).
Quando toda a água é removida da solução, não se encontra o Ni, apenas NiCl2 · 6H2O(s). 
Conseqüentemente, a dissolução do Ni em HCl é um processo químico.
Um jeito fácil de imaginar é:
se misturarmos o sal na água, se evaporarmos a água, o que vai ficar vai ser a nova substância
O Processo de Dissolução
Formação de solução e reações químicas
Considere:
 NaCl(s) + H2O (l) → Na+(aq) + Cl-(aq).
Quando a água é removida da solução, encontra-se NaCl. 
Consequentemente, a dissolução do NaCl é um processo físico.
Um jeito fácil de imaginar é:
se misturarmos o sal na água, se evaporarmos a água, o que vai ficar vai ser o sal “original”
O Processo de Dissolução
Soluções Saturadas e Solubilidade
Solubilidade: 
É a quantidade de soluto necessária para formar uma solução saturada. Ela pode variar dependendo da 
temperatura e pressão, gerando para cada molécula uma curva de solubilidade.
A solução pode ser insaturada, saturada ou supersaturada:
● Insaturada - concentração do soluto solubilidade ( isso é possível?)
é possível aumentando a solubilidade, (aumentando a temperatura por exemplo)
se a solução se manter após solubilidade diminuir, ela é supersaturada.
Ela é instável e pode voltar ocorrer a cristalização, que acontece devido a cinética, ou seja, se o sistema for 
perturbado ou se der tempo (entropia) ela volta a estabilidade.
https://youtu.be/WA3qXa0cqv4?list=PLUGfBTHrl3V8BKpgwEfH5eMMJ2D9ToScW
https://youtu.be/WA3qXa0cqv4?list=PLUGfBTHrl3V8BKpgwEfH5eMMJ2D9ToScW
Fatores que afetam a Solubilidade
Interações soluto-solvente
→ Os líquidos polares tendem a se dissolver em solventes polares.
→ Líquidos miscíveis: misturam-se em quaisquer proporções.
→ Líquidos imiscíveis: não se misturam.
→ As forças intermoleculares são importantes: água e etanol são miscíveis porque as ligações de 
hidrogênio quebradasem ambos os líquidos puros são restabelecidas na mistura.
→ O número de átomos de carbono em uma cadeia afeta a solubilidade: quanto mais átomos de C, 
menos solúvel em água.
Efeitos de temperatura
• A experiência nos mostra que o açúcar se dissolve melhor 
em água quente do que em água fria.
• Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, a 
solubilidade dos sólidos aumenta.
• Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a 
temperatura aumenta (por exemplo Ce2(SO4)3).
• A experiência nos mostra que as bebidas gaseificadas ficam 
insípidas ao serem aquecidas.
• Conseqüentemente, os gases se tornam menos solúveis à 
medida que a temperatura aumenta.
• A poluição térmica: se os lagos se aquecem muito, o CO2 e o 
O2 tornam-se menos solúveis e ficam indisponíveis para as 
plantas ou animais.
Fatores que afetam a Solubilidade
Interações soluto-solvente
→ O número de grupos [OH] dentro de uma molécula implica no incremento das ligações de hidrogênio entre o 
soluto e a água, aumentando a solubilidade.
→ Generalização: “semelhante dissolve semelhante”.
→ Quanto mais ligações polares na molécula, mais facilmente ela se dissolve em um solvente polar.
→ Quanto menos polar for a molécula, mais dificilmente ela se dissolve em um solvente polar e melhor ela se dissolve 
em um solvente apolar.
Fatores que afetam a Solubilidade
Interações soluto-solvente
Fatores que afetam a Solubilidade
Efeitos da pressão
A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
Fatores que afetam a Solubilidade
Efeitos da pressão
A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
• As bebidas gaseificadas com CO2 são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 > 1 atm. 
• Ao abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e a solubilidade do CO2 também diminui. 
• Conseqüentemente, bolhas de CO2 escapam da solução.
Fatores que afetam a Solubilidade
Fatores que Afetam a Solubilidade
Efeitos da pressão
• Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente e maior a 
chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução.
– Conseqüentemente, quanto maior for a pressão, maior a solubilidade.
– Quanto menor a pressão, menor a quantidade de moléculas de gás próximas ao solvente e 
menor a solubilidade.
• Se Sg é a solubilidade de um gás, k é uma constante e Pg é a pressão parcial de um gás, então, a 
Lei de Henry nos fornece:
Sg = kPg
Formas de Expressar a Concentração
Porcentagem de massa
• Todos os métodos envolvem medir a quantidade de soluto em função da quantidade de solvente (ou da solução).
• Geralmente, as quantidades ou medidas são massas, quantidade de matéria ou litros.
• Qualitativamente, as soluções são diluídas ou concentradas.
• Definições:
Molaridade = msoluto(g)/(MM x Vsolução(L))
MM → massa molar do soluto
Formas de Expressar a Concentração
Exemplo de Balanceamento com Energia
ΔΗdissolução do NH4Cl
NH4Cl(s) +821→ NH4
+(g) + Cl-(g) ΔH>0 (endotérmico)
NH4
+(g) + Cl-(g) +H2O → NH4
+(aq) + Cl-(aq)+819 ΔH