termodinamica part2

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Termodinâmica
Ana Letícia de Lima Rico
Orientador: Prof. Dr. Pedro Carlos de Oliveira
Escola de Engenharia de Lorena - EEL
UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO
Vizinhança
Sistema
Universo
Vizinhança
Sistema
Fronteira
Universo
Sistema
ABERTO
Sistema
FECHADO
Sistema
ISOLADO
TRABALHO
Movimento contra uma força oposta!
w
Trabalho = Força x Distância
w = F x d
 1J = 1N x m
1 kg.m2.s-2 = 1 kg.m.s-2 x m
 Importante: sinais!!!
ENERGIA
Capacidade de um sistema executar trabalho!
U
Energia
 interna 
Energia total?
∆U
Todos os átomos, e-, não dá para medir!
9
∆U = Ufinal - Uinicial
TRABALHO
Expansão
Não-
Expansão
Trabalho de Expansão
Trabalho de Não-Expansão
∆V
PROCESSO
Reversível
Irreversível
e
CALOR
Energia em movimento devido à
DIFERENÇA de temperatura!
q
Um sistema ganha ou perde calor  T(ºC)
Para converter uma mudança de temperatura em energia, precisa saber a
CAPACIDADE CALORÍFICA
Medida do Calor
Usada para acompanhar a mudança da energia interna de um sistema!
 Importante: sinais!!!
 q 
∆T
calor fornecido
aumento de T (ºC)
C=
Capacidade calorífica específica
q =mcs∆T
q =ncm∆T
 Exercício 7.3
CALORÍMETRO
 Exercício 7.4
1ª Lei da
Termodinâmica
A energia interna de um sistema isolado é constante!
∆U = q + w
1ª Lei da
Termodinâmica
 Teste 7.5
Função de ESTADO
1
2
3
h
ENTALPIA
A função termodinâmica chamada ENTALPIA responde pelo fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à pressão constante quanto nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser o trabalho PV.
A variação de entalpia é igual ao calor fornecido ao sistema em Pcte. Para um processo endotérmico ∆H>0 e para um processo exotérmico ∆H<0.
 ∆U
∆T
Cv=
 ∆H
∆T
Cp=
 ∆H = ∆U + ∆ngásRT
 Cp = Cv + ngásR
Entalpia das mudanças físicas
∆Hvap = Hm(vapor) -Hm(líquido) 
∆Hfus = Hm(líquido) -Hm(sólido) 
∆Hfus = -∆Hsol 
Entalpia das mudanças físicas
∆Hsub = Hm(vapor) -Hm(sólido) 
∆Hsub = ∆Hfus +∆Hvap 
Entalpia de
Reação Química
Qualquer reação química é acompanhada por transferência de energia.
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)		∆H= -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(l)		∆H= -1780 kJ
CO2(g) + 2 H2O(l)  CH4(g) + 2 O2(g) 	 ∆H= +890 kJ
∆Ho = ∑n∆Hof (produtos) - ∑n∆Hof (reagentes) 
Entalpia Padrão
de Reação
Calor liberado ou absorvido depende dos estados físicos dos reagentes:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)		∆H= -802 kJ
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)		∆H= -890 kJ
H2O	∆Ho vap= 44 kJ.mol-1
Estado Padrão
As entalpias padrão de reação indicam reações nas quais os reagentes e produtos estão em seus estados padrão, no estado puro em 1 bar(1 atm). Elas são registradas normalmente a T = 298,15 K (25 ºC).
A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.
 Exemplo 7.9
Lei de Hess
Entalpia Padrão
de Combustão
∆Hoc
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)  8 CO2 (g) + 10 H2O (l)
∆Ho = -5756 kJ
Entalpia Padrão
de Formação 
∆Hof entalpia padrão de reação por mol de fórmula unitária de uma substância a partir de seus elementos na sua forma mais estável.
2 C (gr) + 3 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  C2H5OH (l)
∆Ho = -277,69 kJ
Exemplo do Benzeno!!!
Entalpia de Ligação 
É igual o calor necessário para quebrar um tipo de ligação específica.
 H2 (g)  2 H (g)
∆Ho = +436 kJ
Exercício 7.14
Entropia (S)
Mudanças espontâneas
“ São aquelas que tem a tendência a ocorrer sem estarem sendo induzidas por uma força externa”
Ex: Expansão no vácuo
Entropia (S)
Mudanças espontâneas não são necessariamente rápidas!
Entropia e desordem
“Na linguagem termodinâmica a entropia é a medida do grau de desordem em um sistema”
S baixa → pouca desordem
S alta → muita desordem
“Observa-se que normalmente, os processos nos quais a desordem do sistema aumenta tendem a ocorrer espontaneamente”.
Variação da entropia
(função de estado)
∆S = Sfinal – Sinicial
∆S > 0 (processo espontâneo)
∆S < 0 (processo não espontâneo)
Ex: H2O (l) → H2O (g) (100ºC)
Cálculo da entropia
∆S = q /T (J K-1)