TERMOQUÍMICA – CAP 5
ENERGIA POTENCIAL ELETROSTÁTICA:
K= 8,99 . 10⁹ Jm/C²
Energia química: Energia potencial
acumulada nos arranjos dos átomos das
substâncias.
Energia térmica: Energia cinética das
moléculas da substâncias.
e= 1,60 . 10⁻¹⁹ C
SI: Joule (J) 1 J = 1Kgm²/s²
Ec=
⅟2 (2 Kg)(1m/s)²
1Kgm²/s² = 1J
•1cal = 4,184 J (exatos)
1 cal é a energia gasta
para elevar a
temperatura de 1g de
água de 14,5 ºC para
15,5 ºC
James Joule(1818-1889)
• Sistema
• Fronteira
• Vizinhança ou meio ambiente
ENERGIA
Movimento(Contra uma
força)
TRABALHO
Mudança de temperatura
CALOR
Energia transferida de um corpo
mais quente para um corpo mais
frio.
Se definirmos o objeto como sistema – nós – (como parte
do sistema) - estamos realizando trabalho naquele
sistema, transferindo energia para ele.
CALOR
MOLÉCULAS
COMBUSTÃO
ENERGIA
TRABALHO
MOVIMENTO
Um corpo de 5,4 kg é levantado por uma pessoa até uma
altura de 1,6 m do chão. Em seguida essa pessoa joga o corpo
de volta no chão. Sabendo que no momento da queda do
corpo toda energia potencial adquirida pelo corpo é
transformada em energia cinética e que a pessoa realizou um
trabalho W para elevar o corpo . Qual a velocidade do corpo
no momento do impacto com o chão? (Adotar g=9,8m/s²)
RESOLUÇÃO
W = Fd = mgh = (5,4)(9,8)(1,6) = 85 J
No instante do impacto a energia é totalmente convertida em energia
cinética.
Ec=⅟2mv² =85 j = ⅟2(5,4)v²  v² =(85)(2)/(5,4)  v = 5,6 m/s²
Conservação da energia
Energia de um sistema: Energia interna
ΔE(J)= q + W
q > 0  sistema recebe calor...
q < 0  sistema doa calor...
W > 0  trabalho realizado sobre
o sistema
W < 0  sistema realiza trabalho
Processos:
•Endotérmicos:
Sistema absorve calor
•Exotérmicos: Sistema
libera calor
q1 + W1
=
q 2 + W2
=
q3 +W3
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
A + B = C + D + calor
Hr > Hp, portanto ΔH>0
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
A + B + calor = C + D
Hp > Hr, portanto ΔH<0
mais estabilidade = menos energia = menor ΔH = reação mais espontânea
1. TEMPERATURA
2. PRESSÃO
3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS
4. FASE DE AGREGAÇÃO
energia da fase sólida < energia da fase líquida < energia da fase gasosa
5. VARIEDADE ALOTRÓPICA
6. PRESENÇA DE SOLVENTE
Os diferentes calores de reação
•Entalpia-padrão de combustão
•ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
•ENTALPIA PADRÃO DE DISSOLUÇÃO
•ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
•MEDIÇÃO DO FLUXO DE CALOR
•CAPACIDADE CALORÍFICA
•CALOR ESPECÍFICO
Q=mcΔT
CALORÍMETRO = reação sob pressão
constante
Q= quantidade de calor
M= massa
c= calor específico
ΔT= variação da temperatura
qsolução = - qreação
• Capacidade calorífica: é a quantidade de calor necessária
para que um corpo aumente sua temperatura em 1 K (1ºC).
• Capacidade calorífica molar: é a capacidade calorífica de 1
mol de substância (pura).
qreação=m(solução)c(solução)ΔT
BOMBA CALORIMETRICA
Calorimetria sob volume constante
1g de C7H6O2  Produz 26,38 kj
1g de C7H6O2  combustão  ΔTcal = 4,857 ºC
Ccal=
26,38 kJ
4,857 ºC
qr = -Ccal x ΔT
Capacidade calorífica do
calorímetro
Variação da temperatura
Calor de reação
(liberado)
·Lei de Hess
“A variação de entalpia envolvida numa reação química,
sob determinadas condições experimentais,
depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes
e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada
em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas.”
Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes
de uma reação termoquímica por um número qualquer,
deve-se multiplicar ou dividir o valor de D H desta reação
pelo mesmo número.
Devemos lembrar que, ao inverter uma reação termoquímica,
deve-se inverter o sinal do D H, pois, se num determinado
sentido a reação libera calor, para voltar, em sentido
contrário, a reação terá que absorver a mesma quantidade
de calor que havia liberado, e vice-versa.
2 C(grafita) + 1 O2(g) -> 2 CO(g) ΔH = ?
Podemos medir no calorímetro, porém, o ΔH das seguintes reações:
I.) 1 C(grafita) + 1 O2(g) -> 1 CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal
II.) 2 CO(g) + 1 O2 (g) -> 2 CO2 (g) ΔH = - 135,4 Kcal
Resultado:
2 C(grafita) + 1 O2 (g) -> 2 CO(g) ΔH = - 52,8 Kcal
C6H12O6 (glicose) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.803kj