termodinamica-2

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Calorimetria
Para converter a mudança de temperatura em energia, precisamos conhecer a capacidade calorífica C
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Grande capacidade calorífica  dada quantidade de calor produz um pequeno aumento de temperatura
Pequena capacidade calorífica  dada quantidade de calor produz um grande aumento de temperatura
Q = CΔT
Conhecendo C
Meço T
Obtenho Q
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Bomba Calorimétrica
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Capacidade calorífica: quantidade de calor necessária para aumentar em (1oC) a temperatura de uma substância
+4,18J 
de calor
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Ex: Qual a quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de água de 22oC para 98oC? Qual a capacidade calorífica molar da água?
ΔT = 98-22 = 76oC = 76K
Q = calor específico x m x ΔT
Q = 4,18 J/gK x 250g x 76 K = 79420 J = 79,4 KJ
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Capacidade calorífica a pressão constante
A pressão constante ΔH = qp
Logo:
As capacidades caloríficas molares correspondentes são as quantidades divididas pela quantidade de substancia Cp,m
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Como calcular a variação de entalpia de reações
Para uma reação exotérmica: calor é “dispendido” pela reação e “obtido” pela solução  solução recebe calor  temperatura aumenta
Para uma reação endotérmica: calor é “obtido” pela reação e “dispendido” pela solução  solução perde calor  temperatura diminui
O calor absorvido pela solução é igual em valor absoluto e de sinal contrário ao calor da reação.
qsolução = - qreação 
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Podemos calcular a entalpia de uma reação por meio do calor da solução na qual a reação ocorre
qsolução= (calor específico da solução) x (msolução) x ΔT
qsolução = -qr
À pressão constante qr = qp
ΔH = qp
ΔH = -qsolução
ΔH= - (calor específico da solução) x (msolução) x ΔT
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Para calcular a entalpia por mol :
 nHCl = c x V = 1,0 mol/L x 0,05L = 0,05 mol
 nNaOH = c x V = 1,0 mol/L x 0,05L = 0,05 mol
DH= -2,7 KJ/0,05mol = -54 KJ/mol
Exercício: Quando 50 mL de 0,1 mol/L de AgNO3 e 50 mL de 0,1 mol/L de HCl são misturados em um calorímetro à pressão constante, a temperatura da mistura sobe de 22,30oC para 23,11oC. Calcule o ΔH da reação, supondo que a massa da mistura seja 100g e o calor específico 4,18J.
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LEI DE HESS
 H é conhecido para um grande número de reações. Por isso não precisamos medir H para cada reação em que estivermos interessados
 Como H é uma função de estado, depende unicamente da quantidade de substância que sofre a variação, inependente das etapas intermediárias
 H pode ser estimado usando os valores de conhecidos de H e as propriedades da entalpia.
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Lei de Hess: A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação ads etapas em que a reação pode ser dividida
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ΔH total para o processo independe do número de etapas ou da maneira que a reação é executada. 
Pode-se calcular ΔH de qualquer reação desde que se ache uma rota em que ΔH de cada etapa seja conhecida.
DH =DH1 + DH2 + DH3
= -2486.3 kJ
= -2.49 x 103 kJ 
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Entalpias de formação
Entalpias são tabeladas com o tipo de processo. 
Entalpias de vaporização, entalpias de combustão, entalpias de fusão, solubilização…
Entalpia de formação: entalpia associada à formação de um composto a partir de seus elementos constituintes.
	C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
	2C(grafite) + 2H2(g) + O2(g)  CH3COOH(l)
	Mg(s) + ½O2(g)  MgO(s)
qp =ΔHf
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As entalpias de reação são medidas em condições normais de pressão e temperatura (298K e 1 atm)
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Entalpia padrão de formação: variação de entalpia para a reação que forma 1 mol de composto a partir de seus elementos , com todas as substâncias em seus estados padrões.
Entalpia padrão de formação do etanol:
2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g)  C2H5OH(l) ΔHof= - 277.7 kJ
Todos os reagentes são elementos puros, e são escritos como encontrados na natureza.
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A entalpia de formação de qualquer elemento em seu estado elementar é zero!
Alguns exemplos:
Carbono: C(s) (grafite)
Oxigênio: O2(g)
Hidrogênio: H2(g)
Sódio: Na(s)
Cloro: Cl2(g)
Bromo: Br2(l)
Iodo: I2(s)
Fósforo: P4(s)
Ferro: Fe(s)
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Quais reações abaixo representam entalpia padrão de formação?
2K(l) + Cl2(g)  2KCl(s)
C6H12O6(s)  6C(diamond) + 6H2(g) + 3O2(g)
2Na(s) + ½O2(g)  Na2O(s)
Escreva a equação que corresponde à entalpia padrão de formação da glicose
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Cálculos de entalpia de reação a partir de entalpias de formação
 Entalpias de formação são utilizadas para calcular a variação de entalpia de qualquer reação da qual os valores de DHof dos reagentes e produtos são conhecidos
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
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Imagine esse processo ocorrendo em 3 etapas:
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
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C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
Imagine esse processo ocorrendo em 3 etapas:
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C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
4 H2 (g) + 2 O2 (g)  4 H2O (l)
Imagine esse processo ocorrendo em 3 etapas:
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C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
4 H2 (g) + 2 O2 (g)  4 H2O (l)
Imagine esse processo ocorrendo em 3 etapas:
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C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
A soma dessas equações é:
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Exercício: Calcule a entalpia padrão de formação NH4Cl(s) gerado a partir da reação de NH3(g) com HCl(g).
∆H°f NH3(g)= -46,1 kJ.mol-1, 
∆H°f HCl(g) = -92,3 kJ.mol-1
∆H°fNH4Cl(s)= -314,43 kJ.mol-1
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Exemplo: Determine o calor padrão molar de combustão do metanol, CH3OH, oxigênio para formar dióxido de carbono e vapor de água.
CH3OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 		
Dados: Entalpias de formação das substâncias envolvidas na reação (∆H°f): 
CH3OH(l): -726 KJ/mol
O2(g): 0 KJ/mol
CO2(g): -393,51 KJ/mol 
H2O(g): -241,82 KJ/mol
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Exemplo: Determine o calor padrão molar de combustão do metanol, CH3OH, oxigênio para formar dióxido de carbono e vapor de água.
CH3OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 		
Dados: Entalpias de formação das substâncias envolvidas na reação (∆H°f): 
CH3OH(l): -726 KJ/mol
O2(g): 0 KJ/mol
CO2(g): -393,51 KJ/mol
H2O(g): -241,82 KJ/mol
Solução 
∆H°c = [(2*-393,51)+(3*-241,82)]-[-726]
∆H°c = -786,48 KJ/mol