SLIDES TERMODINAMICA

Prévia do material em texto

Termodinâmica
A sociedade é movida a energia e a invenção da máquina a vapor
contribuiu decisivamente na Revolução Industrial, que levou ao
aumento da produtividade e diminuição da influência sazonal sobre
a da produtividade e diminuição da Influência sazonal sobre a
produtividade (épocas de seca e chuvas).
História
História
• Abrange o estudo da energia e suas transformações. 
• A palavra vem do grego, thérme-; calor, dy´namis, 
energia. 
• Termoquímica: área da termodinâmica que estuda as 
relações entre reações químicas e variações de energia 
envolvendo calor
Termodinâmica
Em termodinâmica, o universo é formado por um
sistema e sua vizinhança.
Sistema e vizinhança
Sistema Aberto Sistema Fechado Sistema Isolado
Troca de matéria
com a vizinhança
Troca de energia
com a vizinhança
Ex.: Motor de 
carro
Não tem contato
com a vizinhança
Pode haver troca de
Energia mas não de 
matéria.
Não tem contato
com a vizinhança
Não há troca de
matéria nem de
energia
Bolsa de gelo ou 
água quente
Garrafa térmica
Conceitos básicosConceitos básicos
Conceitos básicos
TRABALHO (w): movimento contra uma força oposta.
Trabalho = força x distância
- Um peso levantado contra a força da gravidade.
- Bateria “empurrando” uma corrente elétrica num circuito.
- Mistura de gases num motor empurrando o pistão
Conceitos básicos
Vamos praticar?
Calcule o trabalho para elevar um corpo de massa 1 Kg a 
uma altura de 10m na superfície (a) da Terra (g=9,8m/s2) 
e (b) da Lua (g=1,60m.s-2)
TRANSFERÊNCIA DE ENERGIA
• A energia é transferida de duas maneiras:
a)para causar o movimento de um objeto contra uma
força, ou seja, para realizar trabalho;
b) para causar uma mudança de temperatura.
ENERGIA CINÉTICA E ENERGIA POTENCIAL 
• Energia Cinética: é a energia do movimento. Objetos, 
sejam eles bolas de tênis ou moléculas, podem possuir 
energia cinética, Ec .
Ec = ½(mv2) 
• Energia Potencial, Ep : é a energia do objeto devida a 
sua posição em relação a outros objetos. 
Ep = mgh
3. UNIDADES DE ENERGIA
• No SI: a unidade para energia é o joule, J. Em geral, as
energias associadas com reações químicas são expressas
em quilojaules, kJ.
1J = 1 kg m2/s2
• A unidade usada para expressar as variações de
energia que acompanham reações químicas é caloria,
cal. 1 cal = 4,184 J
3. UNIDADES DE ENERGIA 
• Em nutrição: a unidade de energia usada é a Caloria 
nutricional. 
1.000 cal = 1 kcal
É a soma de toda a energia cinética e potencial de um
sistema.
Não se pode medir a energia interna absoluta, mas
queremos saber ΔU.
Energia Interna
ΔU=Uf - Ui
TraTrabalho e Energia
Unidades: J = kg.m2.s-2
Convenção de sinais:
w > 0 : o sistema recebeu trabalho (aumento da
energia no sistema)
w < 0 : o sistema realizou trabalho (redução da
energia no sistema)
Sistema: gás em um cilindro que se expande
contra a pressão externa exercida pelo pistão.
Trabalho = força x deslocamento
Força = pressão exercida pelo pistão (P = f/A)
Deslocamento = movimentação (altura) do
pistão com a expansão do gás (h) w = -pext∆V
A forma mais comum de trabalho estudada pela
termodinâmica básica envolve a variação de volume no
sistema;
Um pistão, sem atrito, comprime uma amostra de um gás
( figura a abaixo)
Exemplo-1:
Considere um gás ideal em uma câmara de pistão em
que o volume inicial é de 2,00L e a pressão inicial é de 8
atm. Considere que o pistão está subindo até um volume
final de 5,50 L, contra uma pressão externa constante de
1,75 atm. Também considere uma temperatura
constante durante o processo.
a.Calcule o trabalho para o processo.
b. Calcule a pressão final do gás
Expansão de um gás para um volume maior
que está inicialmente no vácuo;
O gás está se expandindo contra uma
pressão externa igual a zero.
Esse processo é conhecido como expansão
livre
Trabalho = 0
Expansão isotérmica reversível
Se fosse possível, poderíamos variar o volume do gás dentro da
câmara do pistão em pequenas etapas infinitesimais,
permitindo que o sistema reagisse a cada variação infinitesimal,
antes de ocorrer a próxima variação.
Em cada etapa o sistema entraria em equilíbrio com sua própria
vizinhança, de modo que todo o processo estaria em estado de
equilíbrio contínuo.
Variações suficientemente lentas são uma boa aproximação
(Processos reversíveis).
Observações importantes.
• Para a expansão isotérmica de um gás perfeito: ΔU = 0 ∴ q =
–w.
Para a expansão livre, w = 0, o que nos leva a concluir que q = 0
também; nenhum calor escoa quando um gás perfeito se
expande contra uma pressão externa nula.
Exemplo-2
Um gás na câmara de um pistão, mantido em um banho
à temperatura constante de 25,0 0C, expande de 25,0
mL para 75,0 mL, muito lentamente. Se há 0,00100 mol
do gás ideal na câmara, calcule o trabalho realizado pelo
sistema
Exemplo-3
Calor
Energia transferida em consequência de uma diferença de temperatura
Quando o sistema não realiza trabalho, mas sofre uma variação de
temperatura:
ΔU = q
q > 0 – Sistema recebeu calor (aumento de energia)
q < 0 – Sistema perdeu calor (diminuição de energia)
A mesma variação de temperatura requer uma quantidade de calor
diferente para diferentes materiais.
Por exemplo, um sistema composto de 10cm3 do metal ferro se torna
mais quente com menos calor do que 10 cm3 de água.
A quantidade de calor necessária para variar a temperatura é
proporcional à magnitude da variação de temperatura, e à massa do
sistema:
Medida do calor envolvido numa transformação
❖ A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele
absorve certa quantidade de energia é determinada por sua
capacidade calorífica.
❖ A capacidade calorífica de um objeto é a quantidade de calor
necessária para aumentar sua temperatura em 1K(ou 1ºC).
❖ Quanto maior a capacidade calorífica, maior o calor necessário para
produzir determinado aumento de temperatura.
❖ A capacidade calorífica de 1 g de substância é chamada capacidade
calorífica específica, ou simplesmente calor específico
Materiais com calor específico baixo, como vários metais, necessitam
de pouco calor para uma variação de temperatura relativamente
grande
As unidades no
SI são: J/g.K,
J/mol.K ou
Cal/mol.0C
Q=mc∆T
Assumindo que 400J de energia são colocados em 7,50
gramas de ferro, qual será a variação de temperatura? Use
c=0,450J/g.K
Exemplo-4
PRIMERIA LEI DA TERMODINÂMICA
• Trabalho e calor são manifestações de energia;
• A energia total de um sistema é chamada de energia
interna (∆U ou ∆E).
• A energia interna do sistema é a soma de toda a
energia cinética e potencial de todos os componentes do
sistema.
PRIMERIA LEI DA TERMODINÂMICA
• Todos os sistemas têm algum tipo de energia;
• Um sistema isolado não permite a passagem de
energia ou de matéria para dentro ou para fora.
• Primeira lei da termodinâmica: em um sistema
isolado a energia é conservada.
Se um sistema for bem isolado, o calor não será capaz de
entrar ou sair. Q=0
• Processo adiabático: nesse caso, não se ganha nem se perde
calor. Uma reação conduzida no interior de um frasco de Dewar
selado ou de uma “garrafa de vácuo” e adiabática porque o
sistema encontra-se termicamente isolado de suas vizinhanças.
Nesse caso:
ΔU = w ∴ q = 0
Para um sistema totalmente isolado ∆U =0;
Quando um sistema sofre qualquer mudança química
ou física, a variação obtida em sua energia interna, ∆U,
é dada pelo calor adicionado ou liberado, q, mais o
trabalho realizado pelo ou no sistema, w:
∆U = q + w
Exemplo
O volume de uma amostra de gás varia de 4,00L para 6,00L
contra uma pressão externa de 1,50atm e, simultaneamente,
absorve 1000J de calor. Qual a variação da energia interna do
sistema?
ENERGIA INTERNA
• Quando calor é adicionado ao sistema ou trabalho é
realizado pela vizinhança no sistema, sua energia interna
aumenta.
RELAÇÃO ENTRE q, w e ∆E ou ∆U 
Funções de estado Sua altitude independe
do caminho escolhido
A altitude é uma função
de estado pois independe
do caminho
Uma função de estado é qualquer propriedade termodinâmicacujo valor para o processo seja independente do caminho;
Funções de estado são simbolizadas por letras maiúsculas ;
Funções que não são de estado por minúsculas;
Energia interna é função de estado, calor e trabalho não.
∆U = Uf – Ui e w ≠ wf - wi
FUNÇÕES DE ESTADO
• Função de estado: depende somente dos estados
inicial e final do sistema e não de como a energia interna
é utilizada.
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS
•Processo Endotérmico: ocorre com a absorção de calor pelo
sistema, ou seja, calor flui da vizinhança para dentro do
sistema. (Endo- é um prefixo que significa “para dentro”). Ex.:
fusão do gelo.
•Processo Exotérmico: processo no qual o sistema emite calor,
ou seja, o calor flui para fora do sistema em direção à sua
vizinhança. Ex.: reações de combustão.
ENTALPIA
• As reações químicas podem absorver ou liberar calor. No
entanto, elas também podem provocar a realização de trabalho.
• Exemplo: quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado
para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho. Zn(s) +
2H+(aq) →Zn
2+
(aq) + H2(g)
• O trabalho realizado pela reação acima é denominado
trabalho de pressão-volume (PV).
ENTALPIA
• Não há realização de trabalho mecânico durante um processo
mecânico que ocorre a volume constante. ∆U= qv
• Se a pressão for mantida constante, como por exemplo, nos
experimentos realizados no laboratório.
∆U=qp
• Entalpia: corresponde ao fluxo de calor nas reações químicas
que ocorrem à pressão constante quando nenhuma forma de
trabalho é realizada a não ser trabalho PV.
• A entalpia, H, é igual à energia interna mais o produto da
pressão, P, pelo volume, V, do sistema.
H = U + PV
• A entalpia é uma função de estado porque a energia
interna, a pressão e o volume o são também.
Exemplo
ENTALPIA 
ENTALPIAS DE REAÇÃO
• A variação de entalpia que acompanha uma reação é
chamada entalpia de reação ou calor de reação, ∆H.
• A variação de entalpia de uma reação química é dada
pela entalpia dos produtos menos a entalpia dos
reagentes:
∆H = Hprodutos – H reagentes
ENTALPIAS DE REAÇÃO 
•A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de
grandeza do ∆H é diretamente proporcional à
quantidade):
CH4(g) + 2O2(g) →CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = - 890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ∆H = - 1780 kJ
ENTALPIAS DE REAÇÃO 
Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ∆H:
CO2(g) + 2H2O(l) →CH4(g) + 2O2(g)∆H = + 890 kJ
•A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g) → H2O(l)∆H = - 88 kJ
Na maioria dos casos, mudanças de fase ( sólido ⇌
líquido, líquido ⇌ gás) ocorrem a pressão constante
De modo que o calor envolvido, q, também é igual a ∆H 
Uma certa quantidade de calor é necessária por grama
ou mol, para que ocorra a mudança de fase.
Na mudança de fase a temperatura permanece
constante...
❖ Como não há ∆T a equação Q=mc ∆T não se aplica.
❖ A quantidade de calor envolvida é proporcional à quantidade 
de material;
❖ A constante de proporcionalidade é chamada calor de fusão 
(∆fusãoH)
Q= m. ∆fusãoH Q= n. ∆fusãoH Unidade: J/g
massa mol
Analogamente para a vaporização: Q= m. ∆vaporizaçãoH
CALORIMETRIA
•O valor de ∆H pode ser determinado experimental-
mente pela medida do fluxo de calor que acompanha
uma reação à pressão constante.
•Quando o calor flui para dentro ou para fora de uma
substância, a temperatura da substância varia.
•Experimentalmente, podemos determinar o fluxo de
calor associado a uma reação química medindo- se a
variação de temperatura produzida.
CALORIMETRIA 
•A medição do fluxo de calor é denominada calorimetria.
•Aparelho utilizado para medir o fluxo de calor:
calorímetro.
Cálculo da quantidade de
calor a pressão constante
Qp = ∆H = nCp∆T
Gases monoatômicos: 
Cv=3/2R e Cp=5/2R
Gases diatômicos: 
Cv=5/2R e Cp=7/2R
Gases triatômicos: 
Cv=7/2R e Cp=9/2R
Calorimetria Bomba calorimétrica 
(calorimetria de volume constante) 
•Utiliza uma bomba calorimétrica. 
•Normalmente estuda a combustão. 
Cálculo da quantidade de calor a volume constante
QV = ∆U = nCV∆T
Gases monoatômicos: 
Cv=3/2R e Cp=5/2R
Gases diatômicos: 
Cv=5/2R e Cp=7/2R
Gases triatômicos: 
Cv=7/2R e Cp=9/2R
Entalpias de formação
• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus
elementos constituintes, a variação de entalpia para a
reação é denominada entalpia de formação, ΔHof .
• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298
K).
• A entalpia padrão, ΔHo, é a entalpia medida quando
tudo está em seu estado padrão.
• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é
formado a partir de substâncias em seus estados padrão.
Entalpias de formação
• Se existe mais de um estado para uma substância sob 
condições padrão, o estado mais estável é utilizado.
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável 
de um elemento é zero.
ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 
Entalpia de transformação química
Consiste em escrever a equação química e então registrar a 
entalpia padrão de reação, ∆rH
ꝋ
Para a reação hipotética:
2A + B 3 C + D
Utilização de entalpias de formação para o cálculo de 
entalpias de reação
• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de 
uma reação a partir das entalpias de formação.
LEI DE HESS
•A lei de Hess estabelece que se uma reação for
executada em uma série de etapas, o ∆H para a reação
será igual à soma das variações de entalpia para as
etapas individuais.
•Por exemplo: