Seminário de QuímicaTermoquímica

Professor: Élcio Rogério BarrakAlunos: Frank José Gonçalves Filho Tiago Egídio Paiva Barbosa

Termoquímica

• Aspecto da termodinâmica que estuda as relações químicas e variações de energia envolvendo calor

Energia• Energia cinética: (mv2)/2

• Energia potencial gravitacional: mgh

• Energia potencial eletrostática: kQ1Q2/d

• Unidades de energia: joule (J) , caloria (cal)

• Obs: 1 cal = 4,184 J

Primeira lei da termodinâmica• A energia é conservada

Energia interna (E)

• ΔE= Efinal – Einicial

Segunda lei da Termodinâmica• Entropia: Está associada ao grau de desordem das

moléculas em um sistema fechado.

• A entropia total de um sistema termodinâmico isolado tende a aumentar com o tempo.

Conseqüências• O calor não pode passar naturalmente de um corpo

frio a um corpo quente;

• É impossível construir uma máquina térmica com 100% de rendimento.

Sistema e vizinhança

• Sistema - parte específica sob estudo

• Vizinhança - o entorno da área analisada

Transferência de energia: Trabalho e calor

• Trabalho: ω = F x d

• Calor: Energia transferida de um objeto mais quente para um mais frio

• ΔE = q - ω

Função de estado

• São funções de estado: pressão, volume, temperatura, temperatura, entalpia etc.

• Não são funções de estado: trabalho, calor etc.

Entalpia (H)• Função de estado que representa o fluxo

de calor nas reações químicas que ocorrem à pressão constante e sem outro tipo de trabalho a não ser o PV.

• H = E + PV

• ΔH = Δ(E + PV)

Entalpia de formação

• ΔHf = entalpia de 1 mol do composto formado por elementos em suas formas alotrópicas mais estáveis à temperatura ambiente e pressão de 1 atmosfera;

• H = 0 (elementos em suas formas mais estáveis);

• ΔH = Σ ΔHf (produtos) – Σ ΔHf (reagentes)

• Processo endotérmico: Ocorre com absorção de calor pelo sistema, logo ΔH > 0

• Hp = entalpia dos produtos• Hr = entalpia dos reagentes

                                           

• Processo exotérmico: Ocorre com liberação de calor pelo sistema, logo ΔH < 0

• Hp = entalpia dos produtos• Hr = entalpia dos reagentes

                                           

Leis da Termoquímica

1ª) A entalpia é uma propriedade extensiva, logo o ΔH depende da quantidade de reagente consumido no processo:

• CH4(g) + 2 O2 CO2(g) + 2 H2O ΔH = - 890 kJ

De acordo com a primeira lei:

• 2 CH4(g) + 4 O2 2 CO2(g) + 4 H2O ΔH = - 1780 kJ

2ª) O ΔH de uma reação é igual em valores absolutos mas oposta em sinais da reação inversa:

• H2O(l) H2O(g) ΔH = + 40,7 kJ 100ºC

• H2O(g) H2O(l) ΔH = - 40,7 kJ 100ºC

Lei de HessA soma das etapas é a entalpia total

• C(g) + O2(g) CO2(g) ΔH = - 393,5

• CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH = - 283,0• CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) ΔH = +283,0 (x 2)

__________________________________• C(g) + ½ O2 (g) CO(g) ΔH= - 110,5 kJ

Calorimetria• Estuda as trocas de calor entre os corpos

e suas medidas.

• Quando dois corpos a temperaturas diferentes são colocados em contato térmico, verifica-se que, após certo tempo, ambos adquirem a mesma temperatura, denominada temperatura de equilíbrio térmico.  

Equações TermoquímicasQ = m.c.ΔT onde:

• Q – calor absorvido pela substância (J)

• c – calor específico da substância (J.g-1.K-1)

• m – massa da substância (g)

• ΔT – variação da temperatura (K)

• c da água é 4,18 J.g-1.K-1

Calorímetro• Mede a troca de temperatura que acompanha

o processo

• C = m.c

• C – capacidade térmica do calorímetro

• m – massa do calorímetro

• c – calor específico do calorímetro

Bomba calorimétrica• É usada para estudar as reações de combustão

Alimentos• Calor específico de combustão de uma

substância• Carboidratos• Energia química• Diferentes calores específicos

Combustíveis• Combustão completa• Porcentagem de carbono e hidrogênio• Combustíveis fósseis• Gaseificação do carvão• Outras fontes: solar, nuclear, eólica,

hidrelétrica, biomassa, geotérmica.

• Painéis de energia solar

• Energia eólica: aerogerador

Referências Bibliográficas

• Brown, Theodore L; LeMay Jr., H. Eugene; Brown, Theodore L; LeMay Jr., H. Eugene; Bursten, Bruce E. Bursten, Bruce E. Química: Química: A ciência central. A ciência central. 9ª ed.. São Paulo: Pearson, 2005.9ª ed.. São Paulo: Pearson, 2005.

• www.wikipedia.org.brwww.wikipedia.org.br