Geral2-Aula-1

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QUÍMICA GERAL II
Termoquímica
Diminuição de energia x aumento da desordem
Estes dois fatores controlam o destino de todas as 
transformações físicas e químicas.
Que fatores controlam o resultado de uma reação?
Porque certas reações químicas ocorrem e outras não?
Quando uma reação ocorre por si mesma, sem ajuda externa? 
(termodinâmica)
Qual o ponto de equilíbrio da mistura reacional quando cessam 
as transformações? (termodinâmica)
Qual a velocidade com que ocorrem as reações químicas? 
(cinética)
Espontaneidade e velocidade – ambos os fatores deverão ser 
favoráveis se desejarmos observar os produtos de uma 
transformação química!
O2 + H2 H2O
Favorável termodinamicamente (espontânea)
Desfavorável cineticamente (velocidade baixa)
Obs. – a reação pode ser acelerada externamente (fósforo)
Termodinâmica – Trocas de energia que acompanham os 
processos químicos e físicos.
Sistema – porção particular do universo na qual desejamos focalizar 
nossa atenção. (o resto é chamado de ambiente ou meio externo).
Sistema Fechado – não ocorre troca de matéria entre o sistema e o 
ambiente.
Sistema Aberto – Troca de matéria possível entre sistema e o 
ambiente.
Sistema Isolado – Não ocorre troca de matéria ou energia entre o 
sistema e o ambiente. Ex. Bomba calorimétrica.
Interface ou fronteira – região delimitante entre o sistema e o 
ambiente.
Processo adiabático – quando ocorre uma transformação de modo 
que não possa haver transferência de calor entre o sistema e o 
ambiente. (recipiente isolado – garrafa térmica). Ex. Reações 
explosivas – rápidas sem dissipação.
Processo isotérmico (isotermo) – quando se mantém o contato 
térmico entre o sistema e o ambiente, o calor pode fluir entre eles, 
sendo possível conservar o sistema a uma temperatura constante, 
enquanto ocorre uma transformação.
Processo isobárico (isóbaro) – quando se mantém o contato entre 
o sistema e o ambiente sendo possível conservar o sistema a uma 
pressão constante, enquanto ocorre uma transformação.
Processo isocórico (isocoro) – quando uma transformação ocorre 
a volume constante.
Propriedades dos sistemas – antes e depois de uma 
transformação – estado de um sistema – conjunto particular de 
condições de pressão, temperatura, número de moles de cada 
componente, formas físicas.
Quando especificamos o estado de um sistema, podemos definir 
suas propriedades (volume, densidade, tensão superficial, pressão 
de vapor, etc.).
Funções de estado ou variáveis de estado – P, V, T (servem para 
determinar o estado físico de qualquer sistema – independem do 
histórico da amostra).
Equações de estado – expressam as inter-relações entre as 
funções de estado sob a forma de uma equação. Ex. Equação de 
estado para um gás ideal:
PV = nRT
Capacidade calorífica – quantidade de energia térmica necessária 
para elevar a temperatura em 1 0C de certa quantidade de uma 
substância. Unidade = J0C-1 
Calor específico – representa a capacidade calorífica por grama. 
Quantidade de calor necessário para elevar a temperatura de 1g de 
uma substância em 1 0C. Ex. H2O = 4,184 Jg-10C-1.
Capacidade calorífica molar – calor necessário para elevar a 
temperatura de 1 mol de uma substância em 1 0C.
Qual a capacidade calorífica molar da H2O?
Energia
Quais as formas de energia que a matéria pode possuir?
Como a energia pode ser transferida de uma parte da matéria 
para outra?
Energia Cinética – Ec = ½ mv2 (energia de movimento translacional, 
rotacional e vibracional).
Energia potencial – Ep – surge quando há uma força operando no 
objeto ou sistema (energia potencial gravitacional, energia potencial 
eletrostática, energia química, etc) 
E ou U = energia interna - energia total do sistema = soma de todas 
as energias possuídas pelo sistema:
E = U = Energia Térmica + Energia Potencial
Energia Térmica – somas das energias cinéticas decorrentes de 
movimentos de translação, vibração e rotação. Está relacionada à 
temperatura absoluta T do sistema.
Observação: não confundir energia interna e calor! Um sistema 
possuí energia interna mas não podemos dizer que possuí 
calor! As vezes usamos de forma inadequada termos como 
conteúdo de calor quando queremos nos referir a quantidade de 
energia interna. 
Calor = energia em transito = transferência de energia 
térmica de um sistema termodinâmico para outro. Calor é fluxo 
de energia térmica!
Energia Potencial – soma das energias potenciais do sistema como 
por exemplo: energia potencial elétrica associada as partículas que 
compõem o sistema (energias atômicas, energias de ligação, etc), 
forças de atração inter e intramoleculares, etc.)
Trabalho = energia em transito = medida de energia 
transferida pela aplicação de uma força ao longo de um 
deslocamento. Trabalho é fluxo de energia!
Obs. Na realidade não nos é possível determinar E (não 
podemos saber a velocidade com que um sistema ou suas 
partículas estão se movendo e não temos maneiras de saber os 
efeitos de todas as forças atrativas no sistema).
Lei Zero da Termodinâmica
➔ Dois sistemas em equilíbrio térmico com um terceiro, estão em 
equilíbrio térmico ente si
Dois sistemas em equilíbrio térmico entre si estão à mesma 
temperatura. Para saber se dois sistemas têm a mesma temperatura 
não é necessário colocá-los em contato térmico entre si, bastando 
verificar se ambos estão em equilíbrio térmico com um terceiro 
corpo, chamado termômetro. 
Primeira Lei da Termodinâmica
➔ A Energia do Universo é constante.
➔ No decorrer de um processo qualquer a energia pode se 
transformar mas não pode ser criada nem destruída. base da Lei 
da conservação da energia expressa sob a forma de uma 
equação:
Universo = Sistema + meio externo
Qualquer mudança de energia de um sistema é acompanhada pela 
variação de um mesmo valor absoluto, mas de sinal oposto, da 
energia do meio externo.
A variação total da energia é igual a soma de todas as 
variações de energia entre o sistema e o meio externo. 
A troca de energia entre o sistema e o ambiente ou vice-
versa ocorre via calor e trabalho, ou seja Q e W (fluxos 
de energia)
Lembre-se: um sistema poderá manter sua energia interna 
constante porém a distribuição dos tipos de energia presentes pode 
ser alterada internamente. Exemplo: mudança de energia potencial 
para energia cinética dentro de um sistema sem troca de energia 
com o ambiente.
∆E ou ∆U – é a diferença entre a energia contida num sistema em 
algum estado final e a energia possuída no estado inicial. – variação 
da energia interna de um sistema quando este vai de um estado 
inicial para um estado final. Se o sistema ganha ou perde energia, 
esta energia deverá ser perdida ou recebida pelo ambiente.
∆E = Efinal – Einicial
Na verdade não importa qual das equações vamos usar, o 
importante é sabermos quais os fluxos (entrada ou saída do sistema 
e entrada ou saída do ambiente) e os respectivos sinais destes 
fluxos, ou seja: +Q, - Q, + W, -W
Por exemplo:
 ∆E = q - w
(+) q = calor é adicionado ao sistema
(-) q = calor é perdido pelo sistema
(+) w = o sistema realiza trabalho (energia perdida)
(-) w = trabalho é realizado sobre o sistema (energia adicionada)
Observe que:
Energia adicionada por q e w (energia final > energia inicial):
q > 0 e w < 0 (sistema ganha calor e sofre trabalho) ∆E > 0
Energia retirada por q e w (energia final < energia inicial):
q < 0 e w > o (sistema perde calor e realiza trabalho) ∆E < 0
Demais casos: 
 - valor de ∆E depende dosvalores absolutos de q e w
 ∆E = q + w
(+) q = calor é adicionado ao sistema
(-) q = calor é perdido pelo sistema
(+) w = o ambiente realiza trabalho (energia adicionada)
(-) w = o sistema realiza trabalho (energia perdida)
Observe que:
Energia adicionada por q e w (energia final > energia inicial):
q > 0 e w > 0 (sistema ganha calor e sofre trabalho) ∆E > 0
Energia retirada por q e w (energia final < energia inicial):
q < 0 e w < o (sistema perde calor e realiza trabalho) ∆E < 0
Demais casos: 
 - o valor de ∆E depende dos valores absolutos de q e w
Obs. Energia é a capacidade de realizar trabalho. Quando um 
sistema realiza trabalho, sua capacidade de efetuar trabalho 
adicional diminui, isto é, sua energia diminuí. Energia, igual ao 
trabalho realizado, foi perdida pelo sistema, e no processo, esta 
energia foi ganha pelo ambiente.
Como um sistema pode realizar trabalho?
Trabalho elétrico, expansão contra pressão. Sempre se realiza 
trabalho quando uma força de oposição é empurrada através de 
alguma distância. Trabalho = força x distância
A VARIAÇÃO DE ENERGIA INTERNA É IGUAL À DIFERENÇA 
ENTRE A ENERGIA FORNECIDA ou ADICIONADA AO SISTEMA 
COMO CALOR E A ENERGIA RECEBIDA ou RETIRADA DO 
SISTEMA COMO TRABALHO.
Convenções de sinal:
Se usar ∆E = q - w
Calor adicionado a um sistema e trabalho realizado por um sistema 
são considerados quantidade positivas
Ex. Transformação: absorção de 50 joules e trabalho dispendido de 
30 J então: q = + 50 J e w = + 30 J e ∆E = (+50 J) – (+30 J) = + 20 J. 
O sistema sofreu um aumento líquido de energia em uma 
quantidade de + 20 J. E o que acontece com o ambiente?
∆E ambiente = ?
∆E = função de estado – sua magnitude depende somente do 
estado inicial e final do sistema (não importa o caminho). Porém, q e 
w dependem de como a variação é realizada.
Ex. Bateria de automóvel (reação de oxirredução produz 
eletricidade).
A energia que obtemos na forma de trabalho depende de como 
descarregamos a bateria. 
1 - Fechando o circuito com um barra de aço (observamos a 
produção de faíscas e o aquecimento da bateria) – Toda a energia 
produzida pela reação química dentro da bateria aparece como calor 
e não realizamos nenhum trabalho
2 – Conectando a bateria a um motor elétrico podemos usar parte da 
energia da reação na bateria para dar partida no motor, que, por sua 
vez, gira suas partes e move seus pistões (realiza-se trabalho porque 
o motor oferece alguma resistência ao escoamento da eletricidade 
(pressão de oposição)
Obs. A quantidade de trabalho realizado por uma bateria depende 
da velocidade com que ele é descarregada. Resistência ao 
escoamento da eletricidade! Quando se retira energia a uma 
velocidade infinitamente lenta, o trabalho realizado será um máximo 
(a bateria é capaz de superar muito pouco a resistência de 
oposição).
Processo reversível – quando a força propulsora está virtualmente 
equilibrada por uma força de oposição. Ao se aumentar a força de 
oposição em muito pouco, podemos inverter a direção da 
transformação.
O trabalho máximo disponível em qualquer transformação é 
obtido se a transformação ocorrer por um processo reversível!
Obs. – Os processos reversíveis são extremamente lentos, assim, 
todas as transformações reais, espontâneas, não ocorrem por um 
processo reversível e o trabalho que pode ser extraído delas é 
sempre menor que o máximo teórico. Consequência – a bateria 
acaba!
Calor de reação – termoquímica
Energias potenciais associadas as ligações químicas presentes nos 
reagentes e nos produtos.
Ex. Formação de hidrogênio:
H. + H. H2 + energia
Absorção de 
calor
REAÇÃO 
QUÍMICA
desprendimento 
de calor
Medidas da quantidade de energia liberada ou absorvida quando 
ocorre uma reação química fornecem informações fundamentais 
relativas à estabilidade das moléculas e às forças das ligações 
químicas.
Porque?
Reação química – recipiente fechado de volume fixo (o sistema não 
pode realizar trabalho do tipo pressão-volume sobre o ambiente 
porque ∆V = 0 e P∆V = 0) então, nestas condições:
∆E = qv (calor liberado ou absorvido é igual a variação de energia 
interna do sistema)
∆E = calor absorvido ou liberado pelo sistema, sob condições de 
volume constante = calor de reação a volume constante
Reação endotérmica – q e ∆E são positivos
Reação exotérmica – q e ∆E são negativos
	Termoquímica
	PV = nRT