Prof. Antonio Guerra/ Aline Monteiro
– CEFET/RJ
Termodinâmica
 Definição:
Estuda as mudanças de energia que acompanham os processos físicos e
químicos!
 Sistema e Estado:
Vizinhança
 Sistema aberto – troca matéria e energia.
 Sistema fechado – troca energia.
Sistema
 Sistema isolado – não há troca.
 Sistema adiabático – isolado termicamente
 Estado – indica as condições físicas e químicas do sistema.
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Termodinâmica
 Trabalho:
Movimento contra uma força – w = Fxd (1J = 1kgm2/s2)
ou
Capacidade do sistema de realizar trabalho
 Energia:
Transferência de energia para um sistema!
.
 Calor (q) – energia transferida devido a diferença de temperatura. (1cal = 4,184J)
 Energia interna (U) – energia do sistema.
w
w <0 – vizinhança → sistema
w >0 – sistema → vizinhança
q
q >0 – absorção de energia (endotérmico)
q <0 – liberação de energia (exotérmico) 2
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Termoquímica
 1a Lei da Termodinâmica: (Conservação de Energia)
A energia interna de um sistema adiabático é constante.
ΔU = q - W
 Entalpia do Sistema (ΔH):
Calor absorvido ou liberado sob pressão constante.
q = ΔH
ΔH = ΔU + W
 Entalpia de Reação (ΔHReação):
Calor trocado durante uma reação química.
Hf >Hi → ΔH >0 – absorção de energia (endotérmico)
Hf <Hi → ΔH <0 – liberação de energia (exotérmico)
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Termoquímica
 Equação Termoquímica:
Equação química balanceada + ΔHReação.
H2(g) + ½O2(g)  H2O(l)  ΔH= - 68,3 kCal/mol
 Estado-padrão (o):
Substância pura, sob pressão de 100 kPa e a temperatura de 298,15 K (25 oC).
 Função de estado:
Funções que dependem apenas dos estados inicial e final do processo!
+½O2(g)
C(grafite)
CO(g)
-110,5 kJ/mol
+½O2(g)
-283,5 kJ/mol
+O2(g)
-393,5 kJ/mol
CO2(g)
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Termoquímica
 Lei de Hess:
Previsão do ΔHReação. Independe das etapas (função de estado)!
C(s) + 2H2(g)  CH4(g)  ΔHo= ?
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H2(g) + ½O2(g)  H2O(l)
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
ΔHo= -393,5 kJ/mol
ΔHo= -285,8 kJ/mol
ΔHo= -890,3 kJ/mol
C(s) + O2(g)  CO2(g)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)
ΔHo= -393,5 kJ/mol
ΔHo= 2x(-285,8 kJ/mol)
ΔHo= +890,3 kJ/mol
C(s) + 2H2(g)  CH4(g)
+
ΔHo= -74,8kJ/mol
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Termoquímica
 Entropia (S):
É a medida da desordem de um sistema!
 A entropia é uma função de estado  ΔS
= Sfinal - Sinicial
Sf >Si → ΔS >0  desordem aumenta
Sf <Si → ΔS <0  desordem diminui
Ságua > Sgelo → ΔSfusão >0  gelo derrete espontaneamente!
 2a Lei da Termodinâmica:
A entropia de um sistema adiabático aumenta no decorrer de uma mudança
espontânea!
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Termoquímica
 Energia Livre de Gibbs (G):
Mede a variação de energia aproveitada para realizar trabalho útil em um
processo espontâneo!
ΔG = ΔH – TΔS
G  G  RT ln Q
No equilíbrio  Q = K e ΔG = 0
ΔGo = -RT lnk
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Termoquímica
 Movimento Atômico:
 Translaçào  deslocamento no espaço.
 Vibração  mudança de ângulo e comprimento das ligações.
 Rotação  giro da molécula em torno de um eixo.
 3a Lei da Termodinâmica:
A entropia de uma substância pura e cristalina, perfeitamente ordenada, é igual a
zero, no zero absoluto (0 K)!
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