Aula FQ Primeira lei da termodinamica

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PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
TERMOQUÍMICA – ENERGIA INTERNA
FÍSICO-QUÍMICA
Professora: Dra. Silmara Rodrigues Garcia
silmararodriguesgarcia@gmail.com
Termoquímica
Estuda os fenômenos químicos ou físicos que envolvem absorção ou liberação de calor.
Um processo que ocorre com absorção de calor é denominado de endotérmico.
Quando o processo ocorre com liberação de calor é denominado de exotérmico.
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Entalpia
Denomina-se de entalpia ao conteúdo de energia de uma substância a pressão constante e é representado pela letra H.
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Entalpia
Não existe nenhuma maneira de medir o conteúdo de entalpia de uma substância.
É possível medir o calor liberado ou absorvido em uma reação em um calorímetro a pressão constante (qp)
•
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que é por definição igual a ∆H.
qp = ∆H
•
Variação de energia interna
O calor liberado ou absorvido em uma reação 
ou processo físico a volume constante (qv) é
•
denominado variação
representado por ∆E. 
qv = ∆E
∆H = ∆E + ∆ngásRT
de
energia
interna
e
é
Para reações que não envolvem gases:
∆E = ∆H
Variação
∆H = calor absorvido à pressão constante;
de Entalpia
•
ou liberado no
processo
∆H = H(produtos) – H (reagentes)
•
Processo endotérmicos: ∆H > 0;
Processos exotérmicos: ∆H < 0;
•
•
Variação de entalpia
•
A variação de entalpia é proporcional à
quantidade das substâncias envolvidas.
2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ
3O2 
1C2H5OH +
10C2H5OH +
+ 30 H2O ∆H = -13680 KJ
30O2 
 20 CO2
Processo endotérmico
Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da vizinhança. A variação de entalpia é positiva.
A + B + energia C + D
Processo endotérmico
A + B + energia C + D 
∆H = HP – HR 
A + B C + D ∆H > 0
energia + 2H2O (s) →2H2 (l) + O2(g) 
energia + H2O (s) →H2O (l)
Processo
endotérmico
PRODUTOS
∆H >
0
REAGENTES
ENERGIA
Exemplo:
reação endotérmica
 CO(g)
C(s)
+
H2O(g)
+
H2(g)
∆ H=
+31,4kcal
CO(g) + H2(g)
∆H= +31,4kcal
C(s) + H2O(g)
ENERGIA
Processo exotérmico
Processo Exotérmico é qualquer processo que libera calor – transfere energia térmica do sistema para a
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vizinhança. A variação de
A + B C + D +
∆H = HP - HR
A + B C + D
entalpia
 energia
é
menor
que
zero.
∆H < 0
2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia
H2O (g) →
H2O (l) + energia
Processo
exotérmico
REAGENTES
∆H < 0
PRODUTOS
ENERGIA
Exemplo: reação
exotérmica
C2H5OH(ℓ)
3H2O(ℓ)
O2(g) 
∆H=
-1368kJ/mol
+
3
2CO2(g)
+
H (kJ)
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)
∆H =
-1368kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
Entalpia padrão
Com o objetivo de se comparar dados de entalpia de diferentes reações ou processos definiu-se um estado padrão
Estado padrão corresponde à forma mais estável de uma substância na pressão de 1 atm de pressão.
O conteúdo de energia de uma substância no 
estado padrão é representado por H0.
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•
Entalpia das substâncias simples no
estado padrão
Como não é possível medir a entalpia de uma substância e sim a variação de entalpia de uma reação foi convencionado que:
As substâncias simples no estado padrão e em sua forma alotrópica mais estável tem entalpia igual a zero.
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Entalpia
C (grafite)
C (diamante)
das
H = 0
H ≠ 0
substâncias
simples
•
•
•
•
•
•
•
•
O2 (gasoso)
O3 (gasoso) 
S (rômbico)
H = 0
H ≠ 0
H = 0
S (monoclínico) H ≠
Pn (vermelho) H = 0
P4 (branco) H ≠ 0
0
Mudanças de estado
As mudanças de estado são processos físicos acompanhados de variação de entalpia.
Por exemplo, para que o gelo passe para o estado líquido é necessário que absorva calor, sendo, portanto um processo endotérmico.
•
•
Entalpia de fusão
•
Denomina-se de entalpia de
fusão ao calor
da substância
absorvido
sólida.
na
fusão de 1 mol
•
Exemplo:
∆H =
 H2O
H2O
7,3 KJ
(s)
(l)
•
A água líquida tem entalpia maior que o gelo.
Entalpia de solidificação
•
Denomina-se entalpia de solidificação
ao
calor
liberado na solidificação de 1 mol
substância líquida.
Exemplo:
da
•
•
∆H =
 H2O
H2O
-7,3 KJ
(l)
(s)
•
É o processo inverso à fusão. A entalpia
de
solidificação é numericamente igual a entalpia
de fusão (sinais contrários)
Entalpia de vaporização
Denomina-se entalpia de vaporização ao absorvido na vaporização de 1 mol da substância líquida.
Exemplo:
•
calor
•
•
•
∆H =
 H2O
H2O
44 KJ
(l)
(v)
O vapor de água tem entalpia maior que
água líquida.
a
Entalpia de liquefação
Denomina-se de entalpia de liquefação ao
•
calor liberado na liquefação de
1
mol
da
substância
Exemplo:
no estado gasoso.
•
•
∆H =
 H2O
H2O
- 44 KJ
(g)
(l)
•
É o processo inverso à vaporização.
Equação termoquímica
Como a entalpia de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica (para algumas substância simples) deve-se em uma equação termoquímica indicar:
•
•
•
•
Variação da entalpia
Os números de moles das substâncias.
Os estados físicos das substâncias participantes e a forma alotrópica se houver.
A temperatura e pressão se diferentes do estado padrão.
•
A entalpia de uma reação depende do
estado físico das substâncias
Entalpia de formação (∆Hf).
Denomina-se entalpia de formação ou calor de formação de uma substância ao calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol desta substância a partir de substâncias simples no estado padrão.
Exemplo:
•
•
C
O2(g) CO2(g)
∆Hf = -94,1 kcal.mol-1
(grafite)
+
Exemplo
Dados:
∆Hf0
NaHCO3 = -947,7 KJ/mol
Na2CO3 = 1131 KJ/mol
H2O = -242 KJ/mol
CO2 = -394 KJ/mol
Combustão
Uma combustão consiste na reação de uma substância com o oxigênio.
A substância que se queima ou entra em combustão é denominada de combustível e o oxigênio é o comburente.
Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H ou C, H e O forma dióxido de carbono e água através da reação de combustão com excesso de oxigênio.
As combustões são sempre reações exotérmicas.
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•
•
•
Entalpia de combustão
Denomina-se de calor ou entalpia de combustão ao calor liberado na queima de 1 mol da substância no estado padrão.
Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool etílico é igual a -1368 KJ.
•
•
+ 3H2O(l) ∆H =
 
1C2H5OH(l)
+
3O2(g)
2CO2(g)
-1368 KJ
•
A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ.
+ 1/2O2(g) H2O(l) ∆H = - 286 KJ
H2(g)
Entalpia de combustão
•
Qual o calor liberado
álcool sabendo o seu
na queima de 1 Kg de
calor de combustão
é
igual
1368 KJ/mol.
+ 3H2O ∆H = -1368 KJ
1C2H5OH + 3O2 2CO2
•
46 g -----1368 KJ
1000 g ---- x
x = 29739 KJ
Lei de Hess
A entalpia de muitas reações não pode ser determinada em laboratório. Assim por exemplo, não é possível medir a entalpia de formação do álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a partir de hidrogênio, carbono e oxigênio.
Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hess que diz que a variação de entalpia de uma dada reação é sempre a mesma esteja a reação ocorrendo em uma ou mais etapas.
•
•
Lei de Hess
A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação.
Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .
•
•
Lei de Hess:
O
∆H
de
reação
química
só
e
depende
final.
dos
estados
inicial
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos – H reagentes
Lei de Hess
 ∆
C + O2 CO2 H = 394 K
H2 + 1/2O2 H2O ∆H = 286 K
1C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆H = 1368 K
3H2 + 3/2O2 3H2O ∆H= 3(-28 6) KJ ∆H = -858 KJ
Lei de Hess
Seja por exemplo calcular a entalpia de
•
formação do
abaixo:
etanol a partir
das
reações
∆ H
 ∆H = -788
= 2( -394) KJ
2C + 2O2 2CO2
KJ
3H2 + 1/2O2 
2C +
C2H5OH
∆H = -278 KJ
2CO2 + 3H2O 1C2H5OH + 3O2 ∆H = +136 8 KJ