Primeira lei da termodinâmica SLIDE

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Termodinâmica
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
Campus Universitário de Ondina,Tel/Fax(071) 3235-5166
40170-290, Salvador, Bahia, Brasil
Docente: Manuela de Santana Santos
Departamento: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Estudo da energia e suas transformações. 
 A sociedade moderna depende de energia para a sua existência. 
Termodinâmica
Grande parte 
da energia
É proveniente de 
reações químicas
Estudo da energia e suas transformações. 
 A compreensão adequada da química
Termodinâmica
Envolve o entendimento das variações energéticas que 
acompanham as mudanças químicas. 
Termodinâmica
Termoquímica 
Estudo da energia e suas transformações. 
As relações entre reações químicas e variações de energia 
envolvendo calor.
A natureza da energia
 Toda matéria possui as energias: 
I. Cinética
II. Potencial
II. Energia devido à ação de forças sobre um determinado
corpo. Ex. gravitacional, eletrostática.
I. Energia associada ao movimento dos corpos.
Ec = mv2/2 Aumenta com a velocidade e a 
massa dos corpos. 
 Energia potencial 
 Força da gravidade
Epotencial = mgh
Epotencial 
Ecinética 
A natureza da energia
Gravidade 
As formas de energia 
são convertíveis. 
 Energia potencial 
 Força eletrostática
Energia potencial eletrostática = energia química 
A natureza da energia
Surge das interações entre partículas carregadas.
+ -
Eeletrostática = K Q1 Q2 / d
Unidades de energia
Unidade SI para energia é o joule (J)
1J = 1 kgm2/s2
 Caloria – quantidade de energia necessária para
elevar a temperatura de 1 g de água de 14,5 °C para
15,5 °C.
1 cal = 4,184 J
 Sistema
Parte do Universo em estudo. 
Demais partes externas ao 
sistema. 
 Vizinhança
Termodinâmica
 Sistema fechado - troca energia, na forma de calor ou 
trabalho, com a vizinhança, mas não matéria. 
Termodinâmica
Como variações de energia podem ocorrer entre um 
sistema e sua vizinhança? 
Transferência de Energia
 Trabalho e calor
 A transferência de energia pode causar:
i. Movimento de um objeto
Trabalho
ii. Variação na temperatura
Calor
Transferência de Energia
 Energia necessária para mover um corpo contra uma determinada 
força
Trabalho
 Trabalho
+ -w = F x d 
Maneira pela qual a energia de um sistema 
mecânico é alterada.
Energia é transferida para o sistema. 
 É energia transferida de um objeto mais quente para outro 
mais frio. 
 Calor
Transferência de Energia
Como podem ocorrer as variações de 
energia entre o sistema e sua 
vizinhança?
 Base do raciocínio termodinâmico
Leis não deduzidas. Inferidas através de observações 
experimentais.
I. A energia do universo é constante
II. A entropia do universo está aumentando
Termodinâmica
I. A energia do universo é constante
 Energia não pode ser criada nem destruída. 
A primeira lei da termodinâmica
I. Energia interna (E)
A primeira lei da termodinâmica
 É a soma das energias cinética e potencial de todos os 
componentes do sistema.
Não se pode medir diretamente a energia interna.
Apenas a sua variação (E)
I. Relação entre E, trabalho e calor 
A primeira lei da termodinâmica
 Qualquer mudança sofrida por um sistema
variação na sua energia interna ΔE que é
obtida:
i. pelo calor q adicionado ou liberado
ii. pelo trabalho w realizado pelo sistema ou sobre
ele.
Primeira Lei da Termodinâmica
 Adição de uma quantidade de calor q ao sistema
 Relação entre E, calor e trabalho
Se nenhum trabalho é realizado.E = q
 Realização de trabalho sobre o sistema
Se nenhum calor é trocado.E = w
Primeira Lei da Termodinâmica
 Processos em que calor é trocado e trabalho é realizado pelo 
sistema. 
 Relação entre E, calor e trabalho
= calor trocado 
pelo sistema
E = q + w
Variação na 
energia interna
+ trabalho realizado pelo 
sistema 
Primeira lei da termodinâmica
Primeira Lei da Termodinâmica
 Calor adicionado ao sistema e 
trabalho realizado sobre o 
sistema = valores positivos.
 Convenção
E = q + w
 Convenção antiga
trabalho é aquele
realizado pelo sistema.
E = q - w
Primeira Lei da Termodinâmica
Primeira Lei da Termodinâmica
 Conversão de reagentes isotermicamente, 25° C. 
 Determinação de E
 Trabalho será realizado se houver variação de volume 
e/ou pressão. 
 Aquele associado às variações de pressão e/ou volume. 
 Trabalho pressão x volume (trabalho PV)
d
Fext
Fext
Primeira Lei da Termodinâmica
Zn(s) + 2H
+
(aq)  Zn
2+
(aq) + H2(g)
Trabalho realizado pela vizinhança sobre o 
sistema. 
w = Fext d 
Trabalho realizado pelo sistema sobre a 
vizinhança
w = - Fext d 
 Trabalho pressão x volume (trabalho PV)
Primeira Lei da Termodinâmica
 Expressão em termos de P e V 
P constante
w = Fext .A.d
A 
w = Pext .V 
 Trabalho pressão x volume (trabalho PV)
Primeira Lei da Termodinâmica
w = Pext .V 
Durante variação 
infinitesimal de volume
dw = Pext .dV 
w = ext
 Trabalho pressão x volume (trabalho PV)
Primeira Lei da Termodinâmica
Primeira Lei da Termodinâmica
 Conversão de reagentes isotermicamente, 25° C. 
 Determinação do E
= q – 0 
• Reação em recipiente fechado  V = constante
E = q - P V E = qv
Primeira Lei da Termodinâmica
 Determinação do E
ProdutosReagentes 
Se  qv = +
Reação 
endotérmicaE produtos  E reagentes
Se  qv = -
Reação 
exotérmicaE produtos  E reagentes
Primeira Lei da Termodinâmica
 Entalpia
• Definição de outra função para estudos de efeitos térmicos a 
pressão constante
Calor absorvido  qv ou E 
 As reações são tipicamente realizadas a pressão constante 
de 1 atm. 
H = E + PV
Primeira Lei da Termodinâmica
 Entalpia
 A variação da entalpia é dada por:
H = E + (PV) = q + w + (PV) 
• Partindo do estado 1 para o estado 2: (PV) = P2V2 – P1V1
• A pressão constante w = - PV 
(PV) = PV2 – PV1 = PV 
Primeira Lei da Termodinâmica
 Entalpia
 Então a variação da entalpia será dada por:
H = q - PV + PV = qP
• Logo, a P = constante, 
H = calor absorvido
Primeira Lei da Termodinâmica
 Diferenças entre H e E
• Reações envolvendo líquidos e/ou sólidos  V  0 
H = E + (PV)
H  E
• Reações envolvendo formação ou consumo de gases
PV = nRT (PV) = nRT
H = E + nRT T = constante
Reações químicas
ocorrem com mudanças nas ligações químicas de reagentes
e produtos com possíveis alterações estruturais.
 Essas mudanças alteram a energia potencial
que se manifesta como absorção ou liberação de calor, ou
ainda podem realizar trabalho.
 Entalpia de reação
Termoquímica
 Como H = Hfinal - Hinicial
 Entalpia de reação
Hreação = ∑ηHprodutos - ∑ ηHreagentes
Termoquímica
 Entalpia de reação Hreação = ∑ηHprodutos - ∑ ηHreagentes
exotérmicas (1) (2) endotérmica (3)
Termoquímica
 Entalpia de reação
1. A variação da entalpia depende do estado físico:
H2O(g)  H2O(l) ΔH = - 88 kJ
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔHr= - 802 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Hr = - 890 kJ
Equação termoquímica 
Termoquímica
 Entalpia de reação
2. A entalpia é uma propriedade extensiva 
ΔH é diretamente proporcional à quantidade de matéria das 
substâncias envolvidas.
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Hr = - 890 kJ
Termoquímica
 Entalpia de reação
3. ΔH de uma reação é igual, em valores absolutos, ao da sua 
reação inversa com sinal contrário. 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)Hr = - 890 kJ
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) Hr = 890 kJ
Termoquímica
 Determinação da variação de entalpia (ΔH)
Termoquímica
A combustão pode ser conduzida em calorímetro e o ΔH 
medido diretamente.
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH
o = - 282,98 kJ/mol
Combustão difícil de ser realizada de modo quantitativo.
C(grafite) + ½ O2(g) CO(g)
 Lei de Hess
Termoquímica
 O calor liberado ou absorvido em uma reação química é 
independente do caminho seguido, à pressão constante. 
 Então a medida direta do ΔH não é necessária.
 Se uma reação é executada em etapas, o H total da reação
será igual à soma das variações de entalpia das etapas
individuais.
 Lei de Hess
Termoquímica
ΔH1 = ΔH2 + ΔH3
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH3 = - 282,98 kJ/mol
C(grafite) + 1/2O2(g) CO(g) ΔH2
1 
 Se uma reação é executada em etapas, o H total da reação
será igual à soma das variações de entalpia das etapas
individuais.
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ
2H2O(g)  2H2O(l) H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ
 Lei de Hess
Termoquímica
1) H é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ΔH
diretamente proporcional à quantidade).
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH ≈ - 1780 kJ
2) Quando se inverte uma equação química, altera-se o sinal do
ΔH.
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) ΔH = + 890 kJ
 Lei de Hess
Termoquímica
C3H8(g) → 3C(s) + 4H2(g) ΔH1 =
3C(s) + 3O2(g) → 3CO2(g) ΔH2 =
4H2(g) + 2O2(g) → 4H2O(l) ΔH3 =
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ΔHR = ?
ΔHR = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
 Lei de Hess
Termoquímica
Entalpia de formação
É dependente das condições de T, P e estado 
físico de reagentes e produtos. 
 Entalpia padrão de formação, ΔHo
 É aquela para correspondente formação de 1 mol de 
composto a partir de seus elementos em seus estados padrão. 
• Condições padrão (estado padrão):
forma mais estável a 1atm e 25 oC (298 K).
Necessária para se comparar as entalpias de diferentes reações. 
 Condições padrão
Entalpia de formação
 Variação de entalpia padrão de formação, ΔHfo
Entalpia de formação
 A entalpia de formação da forma mais estável de qualquer 
elemento é zero. 
 O fluxo de calor que acompanha as reações químicas 
pode ser determinado através da variação da 
temperatura. 
Calorimetria 
Calorimetria - medição do fluxo 
de calor 
Calorímetro - instrumento que 
mede esse fluxo.
 Capacidade calorífica
Calorimetria 
 É a quantidade de calor necessária para aumentar a
temperatura em 1K ou 1 °C.
 Capacidade calorífica específica, ou calor específico 
Aquela específica para 1g de substância. 
 Quanto maior o seu valor, mais calor é necessário para
causar um determinado aumento de temperatura.
Calorimetria 
Pode ser determinado experimentalmente
 Capacidade calorífica específica, ou calor específico 
através da medida de ΔT, de uma massa de substância, ao 
ganhar ou perder uma quantidade q de calor. 
q = quantidade de calor transferido
m = massa da substância
ΔT = variação de temperatura
Calorimetria 
 Capacidade calorífica específica, ou calor específico 
Calores específicos de 
algumas 
substâncias. 
Substância Calor específico 
(J/g.oC)
Al 0,900
Au 0,129
C(grafite) 0,720
C(diamante) 0,502
Cu 0,385
Fe 0,444
Hg 0,139
H2O(l) 4,184
C2H5OH 2,460