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Understanding Thermodynamics: Energy Changes in Physical and Chemical Processes

Explore the principles of thermodynamics, including open, closed, and isolated systems, energy transfer, and the laws governing energy changes in various processes. Learn about heat, work, enthalpy, entropy, and the 3 laws of thermodynamics.

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Understanding Thermodynamics: Energy Changes in Physical and Chemical Processes

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Presentation Transcript

  1. Sistema e Estado: • Sistema aberto – troca matéria e energia. • Sistema fechado – troca energia. • Sistema isolado – não há troca. • Sistema adiabático – isolado termicamente Vizinhança Sistema Termodinâmica • Definição: Estuda as mudanças de energia que acompanham os processos físicos e químicos! • Estado – indica as condições físicas e químicas do sistema.

  2. w <0 – vizinhança → sistema w w >0 – sistema → vizinhança q >0 – absorção de energia (endotérmico) q q <0 – liberação de energia(exotérmico) 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.

  3. 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 Termoquímica • 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)

  4. Equação Termoquímica: Equação química balanceada + ΔHReação. H2(g) + ½O2(g) H2O(l)ΔH= - 68,3 kCal/mol CO(g) +½O2(g) +½O2(g) -110,5 kJ/mol -283,5 kJ/mol C(grafite) CO2(g) +O2(g) -393,5 kJ/mol Termoquímica • 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!

  5. C(s) + O2(g) CO2(g)ΔHo= -393,5 kJ/mol • 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)ΔHo= 2x(-285,8 kJ/mol) • CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)ΔHo= +890,3 kJ/mol + 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)ΔHo= -393,5 kJ/mol • H2(g) + ½O2(g) H2O(l)ΔHo= -285,8 kJ/mol • CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔHo= -890,3 kJ/mol C(s) + 2H2(g) CH4(g)ΔHo= -74,8kJ/mol

  6. Sf >Si→ΔS >0desordem aumenta Sf <Si→ΔS <0desordem diminui Termoquímica • Entropia (S): É a medida da desordem de um sistema! • A entropia é uma função de estado  ΔS = Sfinal - Sinicial Ságua>Sgelo→ΔSfusão >0gelo derrete espontaneamente! • 2a Lei da Termodinâmica: A entropia de um sistema adiabático aumenta no decorrer de uma mudança espontânea!

  7. Energia Livre de Gibbs (G): Mede a variação de energia aproveitada para realizar trabalho útil em um processo espontâneo! ΔG = ΔH – TΔS No equilíbrio Q = Ke ΔG = 0 ΔGo = -RT lnk Termoquímica

  8. 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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