Adriéle Rosa de Almeida 14425 Maria Elisângela de Pina 14458

ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO

Neste capítulo examinaremos alguns dos aspectos da termodinâmica química, a área da química que explora as relações de energia.

Tópicos abordados:

• Processos espontâneos• Entropia e a 2ª Lei da Termodinâmica• Interpretação molecular da entropia• Variação de entropia nas reações químicas• Energia livre de Gibbs• Energia livre e temperatura• Energia livre e constante de equilíbrio

Certa massa delimitada por uma fronteira.

Vizinhança do sistema.

O que fica fora da fronteira

Sistema isolado

Sistema que não troca energia nem massa com a sua vizinhança.

Sistema fechado

Sistema que não troca massa com a vizinhança, mas permite passagem de calor e trabalho por sua fronteira.

A 1ª Lei da termodinâmica:

A energia é conservada e pode ser transferida entre o sistema e a vizinhança.

∆E = q + w

Um processo espontâneo tem sentido definido no qual ele acontece.

A espontaneidade de um processo pode depender da temperatura.

Num processo reversível a variação no sistema é feita de tal forma que ele possa ser restaurado ao seu estado original exatamente pela reversão da variação.

Um processo irreversível não pode simplesmente ser revertido para restaurar o sistema e a vizinhança a seus estados originais.

Causas que tornam um processo irreversível:Atrito

Expansão não resistida.

Mistura de duas substâncias diferentes.

Outros fatores: efeito Joule, combustão etc.

Troca de calor com diferença finita de temperatura.(O processo de troca de calor pode ser reversível se for feita mediante diferença infinitesimal de temperatura, mas que exige tempo infinito ou área infinita.)

Conclusão: todos os processos reais de troca de calor são irreversíveis.

A natureza espontânea do processo está relacionada com uma função de estado da termodinâmica chamada entropia.A entropia (S) está relacionada com a aleatoriedade ou desordem.

Quanto mais desordenado um sistema, maior sua entropia.Relacionando a entropia à transferência de calor sob temperatura (constante):

2ª Lei da Termodinâmica:

∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin

Processo reversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin = 0Processo irreversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin > 0

Sistema isolado:

Um sistema isolado é o que não troca energia ou matéria com sua vizinhança.

Processo reversível : ∆Ssis = 0Processo irreversível : ∆Ssis > 0

A entropia do sistema aumenta (∆S >0 ) à medida que as moléculas de gases se espalham em um volume maior.

Uma reação em que leva à diminuição no número de moléculas gasosas geralmente leva à diminuição na entropia.

2 NO (G) + O2 (G) → 2 NO2 (G)

As molécula podem variar seus arranjos movimentando-se de um número diferente de maneiras:

• Movimento translacional• Movimento rotacional• Movimento vibracional

A 3ª Lei da Termodinâmica afirma que a entropia de uma substância cristalina pura a zero Kelvin é ZERO.

A entropia geralmente aumenta com o aumento da temperatura

Sgás > Sliq > Ssol

Substância S°, J/mol·KH2O (g) 188,8

C6H6 (g) 269,2

H2O (l) 69,9

C6H6 (l) 172,8

Na (s) 51,3

Fe (s) 27,3

Entropias Molares Padrão de algumas substâncias (298 K):

Massa Molar

Número de átomos na moléculaENTROPIA

A energia livre de Gibbs (G) é uma função de estado termodinâmica que combina as duas funções de estado, entalpia e entropia:

G = H – TS

À temperatura constante:

∆G = ∆H – T∆S∆G > 0 Reação não espontânea∆G < 0 Reação espontânea∆G = 0 Reação em equilíbrio e reversível

∆H ∆S – T∆S ∆G = ∆H – T∆S Característica da reação Exemplo

- + - Sempre < 0 Espontânea a todas as temperaturas

2 O3 (G) → 3 O2 (G)

+ - + Sempre > 0

Não espontânea a todas as temperaturas; reação inversa sempre

espontânea

3 O2 (G) → 2 O3 (G)

- - + < 0 a baixas T e > 0 a altas T

Espontânea a baixa T; torna-se não

espontânea a altas TH2O (L) → H2O (S)

+ + - > 0 a baixas T e < 0 a altas T

Não espontânea a baixas T; torna-se

espontânea a altas TH2O (S) → H2O (L)

A variação de energia livre sob quaisquer outras condições, ∆G, é dada pela seguinte expressão:

∆G = ∆G° + RT ln Q

No equilíbrio a equação transforma-se como segue:

∆G° = - RT ln Keq

A partir da equação anterior, podemos ver que se:

∆G° < 0 : Keq > 1∆G° > 0 : Keq < 1∆G° = 0 : Keq = 1

Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 9ª edição.

http://www.qmc.ufsc.br/quimica

http://www.ecientificocultural.com

www.feg.unesp.br