Seminário de Química Termoquímica Professor: Élcio Rogério Barrak Alunos: Frank José...
-
Upload
adelina-fortunato-bayer -
Category
Documents
-
view
268 -
download
40
Transcript of Seminário de Química Termoquímica Professor: Élcio Rogério Barrak Alunos: Frank José...
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