Em muitas reações químicas o principal
objetivo não é obter os produtos da reação
mas aproveitar a energia envolvida na
transformação.
Energia das reações químicas
Sistema químico
É parte do universo que se
pretende estudar
Meio exterior
É a parte do universo que não
está em estudo
A vizinhança
É a parte do meio exterior que
interage com o sistema em estudo.
Sistema Isolado
Não há trocas de matéria nem de
energia com o meio exterior.
Sistema Fechado
Não há trocas de matéria mas há trocas
de energia com o meio exterior.
Sistema aberto
Há trocas de matéria e de energia
com o meio exterior.
Energia interna de um sistema
químico tem duas componentes:
Energia cinética - que resulta dos
movimentos das partículas do sistema
Energia potencial - que resulta da
interação entre as partículas do sistema.
U = Ec + Ep
Quanto maior for a energia cinética
interna mais elevada é a sua
temperatura.
Energia potencial - que resulta da
interação entre as partículas do sistema.
U = Ec + Ep
1º Princípio da termodinâmica ou princípio da
conservação da energia
A quantidade total de energia do Universo
permanece constante
U = constante  ∆U = 0
Ec + Ep = constante  ∆Ec + ∆Ep = 0
∆Ec = -∆Ep
SISTEMA ISOLADO
SISTEMA NÃO ISOLADO
Classificação de reações químicas
Em sistemas isolados
Reação exotérmica
Reação endotérmica
A temperatura do sistema
aumenta.
A temperatura do sistema
diminui.
A energia cinética interna
aumenta.
A energia potencial associada
às ligações diminui.
A energia cinética interna
diminui.
A energia potencial associada
às ligações aumenta.
Reações químicas exotérmicas:
Reação
exotérmica
Reações químicas endotérmicas
Reação
endotérmica
Sistemas não isolados:
Em sistemas não isolados
Reação exotérmica
Reação endotérmica
Há transferência de energia do
sistema para a vizinhança.
Há transferência de energia da
vizinhança para o sistema.
A energia libertada na
formação das ligações dos
produtos é superior à energia
absorvida na quebra de
ligações dos reagentes.
A energia libertada na
formação das ligações dos
produtos é inferior à energia
absorvida na quebra de
ligações dos reagentes.
Esquemas evidenciando os processos de rutura de
ligações e formação de novas ligações
Na rutura de ligações há sempre absorção de energia e na formação de ligações
há sempre libertação de energia.
Esquemas evidenciando os processos de rutura de
ligações e formação de novas ligações
Na rutura de ligações há sempre absorção de energia e na formação de ligações
há sempre libertação de energia.
Variação de entalpia
A variação de entalpia, ∆H, mede a energia
transferida entre o sistema e a vizinhança, a
pressão constante.
Não é mais do que a diferença entre a energia
dos produtos e a energia dos reagentes.
Reação exotérmica:
∆H < 0
Reação endotérmica:
∆H > 0
Designa-se por calor da reação (Q), a uma dada
temperatura, a quantidade de calor trocada entre o
sistema e o meio exterior necessária para que a
temperatura do sistema depois da reação seja a
mesma que no início da reação.
Se uma reação for exotérmica a sua
inversa será endotérmica.
CO2 (g) + H2 (g)  CO (g) + H2O (g)
CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g)
As variações de entalpia da reação
direta e inversa são simétricas.