Termodinâmica

1. Termodinâmica

2. Conceitos Fundamentais Sistema aberto – Permite transferência de matéria entre o sistema e as vizinhanças; Sistema fechado – Não troca matéria com as vizinhanças; Sistema Isolado – Não troca matéria nem energia com as vizinhanças (ex: Garrafa Térmica)

3. Conceitos Fundamentais • Trabalho (W) – Energia utilizada para modificar a altura de um corpo. • Relacionado com energia potencial (Ep = mgh) • Trabalho pode ser positivo ou negativo. • Sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças - Wsist é positivo e Wviz é negativo. • Vizinhanças realizam trabalho sobre o sistema - Wsist é positivo e Wviz é negativo.

4. Conceitos Fundamentais • Calor (Q) – Energia utilizada para modificar temperatura de um corpo. • Relacionado com energia térmica • Calor pode ser positivo ou negativo: • Sistema perde calor para as vizinhanças - Qsist é negativo e Qviz é positivo. • Sistema ganha calor das vizinhanças - Qsist é positivo e Qviz é negativo.

5. Temperatura (T) é uma medida da energia cinéticamédia (velocidade) das moléculas de uma substância (Ec = ½ mv2). Quanto mais energia na forma de calor for fornecida ao sistema, maior o aumento da energia cinética. Conceitos Fundamentais Calor vs Temperatura

6. Conceitos Fundamentais • Varáveis termodinâmicas • Qualquer variável utilizada para descrever um sistema termodinâmico (P, T, V, n, W, Q, ...) • Funções de Estado • Variáveis cujo valor depende apenas do estado do sistema, e não depende da forma como o sistema chegou àquela condição (P, T, V, n)

7. O Princípio da Conservação da Energia A energia do universo é constante

8. Termodinâmica • Calor pode ser transformado em outras formas de energia (Potencial, química, elétrica, luminosa...) • Trabalho ser transformado em outras formas de energia (Térmica, química, elétrica, luminosa...) Termodinâmica estuda os processos que envolvem transferência de energia, principalmente nas formas de Calor e Trabalho.

9. Primeira Lei da Termodinâmica • Energia Interna (U) • É a energia total de um sistema termodinâmico • É uma função de estado (independe do caminho). • Sistemas fechados só podem trocar energia nas formas de calor ou trabalho. Portanto: DU = W + Q PRIMEIRA LEI A energia interna de um sistema isolado é constante.

10. A Primeira Lei Trabalho de Expansão W = - F x d 1) DV = A x d  d = DV/A 2) P =F/A  F = P x A 3) Wsist = - (P x A) x (DV/A) Wsist = - P x DV

11. Primeira Lei Calorimetria Q = m.c.DT Água QH2O = mH2O.cH2o.DTH2O - Qam = QH2O = mH2O.cH2O.DTH2O Amostra Qam = mam.cam.DTam

12. Expansão Livre DU = Qsist + Wsist = - Qviz - Wviz DU = Qsist – pext.DV • Se trabalharmos contra uma pressão de 0 atm (expansão livre) DU = Qsist – 0 DU = Qsist • Sistema se expande as custas de sua energia interna, ou seja, sua temperatura diminui. • Aplicação - Refrigeradores

13. SISTEMAS ADIABÁTICOS Se trabalharmos com um sistema isolado adiabaticamente (Q = 0) DU = Qsist – pext.DV DU = -pext.DV SISTEMAS FECHADOS Se trabalharmos com um sistema fechado (DV = 0) DU = Qsist – pext.DV DU = Qv Energia Interna é o calor absorvido a volume constante

14. Entalpia • Entalpia é definida como: H = U + PV • U, P e V são funções de estado, então H também é função de estado • Na prática, a maioria das reações ocorre sem variação de pressão. Portanto, a ENTALPIA pode ser considerada como uma medida do CALOR ABSORVIDO A PRESSÃO CONTANTE (demonstrar).

15. Entalpia • Entalpia Padrão (DH0) - Definida para a substância pura a 1 atm, na temperatura em questão. • Entalpia para a conversão de líquidos a gases – entalpia de vaporização (DHvap) • Entalpia para a combustão de uma substância – Entalpia de combustão (DHcomb) • Entalpia associada com a formação de um composto a partir de seus elementos constituintes é chamada entalpia de formação (DHf). A entalpia padrão de formação de um elemento puro no seu estado padrão é nula

16. Entalpias de Formação Tabela 1: Entalpias padrão de formação de alguns compostos comuns a 25oC

17. Lei de Hess A variação de entalpia total de uma reação química é a soma das variações de entalpia de todas as reações em que o processo possa ser subdividido Ex1: A partir dos dados da tabela 1, calcular o calor de combustão do benzeno (C6H6). Ex2: A partir dos dados da tabela 1, Calcular o calor de combustão do etanol (C2H5OH)

18. Espontâneo x Não Espontâneo O que determina a espontaneidade?

19. Postulado de Kelvin Em qualquer processo termodinâmico, parte da energia do sistema sempre será perdida para as vizinhanças na forma de calor.

20. Entropia • A ENTROPIA é uma medida do grau de desorganização de um sistema termodinâmico.

21. Entropia • Entropia aumenta com a temperatura

22. A Segunda Lei A Entropia de um sistema termodinâmico isolado aumenta no sentido de uma mudança espontânea A segunda lei é uma questão de probabilidade

23. Resumo • Primeira Lei – Identifica quais processos são termodinamicamente possíveis de acontecer (aqueles cuja energia se conserva). • Segunda Lei – Identifica os processos espontâneos espontaneidade de um processo (aqueles que levem a um maior grau de desordem).

24. A Terceira Lei A entropia de um sólido cristalino puro a temperatura de zero Kelvin (O K) é nula.

26. Mudanças de Estado Quais os sinais de DH e DS? Qual o estado final do sistema? O que acontece com T, P e V?

27. Reações Químicas H2O  H2 + O2 DH = ? DS = ? Espontâneo? T, P e V?

28. Reações Químicas N2O4 2 NO2

29. Solubilidade Solubilidade é um processo de diminuição de entropia, mas que é espontâneo

30. A Energia Livre de Gibbs • Dissolução – Aumenta energia (absorve calor), mas diminui entropia - espontâneo. • Vaporização e Fusão– energia e entropia aumentam – espontâneo. • Expansão – Energia diminui (perde calor) e entropia aumenta – espontâneo • Solidificação e liquefação – Energia e entropia diminuem – não é espontâneo. • Todos os processos dependem da temperatura de trabalho (T) • Gibbs - espontaneidade depende de fatores entrópicos (DS) e energéticos (DH). DG = DH - TDS

31. A Energia Livre de Gibbs • Permite prever a espontaneidade de qualquer processo; • Engloba a energia interna, a entalpia, a entropia e a temperatura em sua equação; • Processo espontâneo  DG negativo (Obs – Voltar aos slides de 26 a 29, e aplicar a energia livre de Gibbs)

32. Equilíbrio H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) O estado mais entrópico é o C

33. Equilíbrio

34. Equilíbrio • Todo processo termodinâmico tende a um ponto de equilíbrio. • O equilíbrio pode ser formar mais próximo aos reagentes ou mais próximo aos produtos. • A posição do equilíbrio pode ser alterada mudando-se os parâmetros termodinâmicos

35. Equilíbrio • Sólido-Líquido Aumento de T? Aumento de V? Aumento de P?

36. Equilíbrio • Líquido - Gás Aumento de T? Aumento de P? Aumento de V?

37. Diagramas de Fase • Previsão do Ponto de Equilíbrio em qualquer T, P e V

38. Diagramas de Fase CO2

39. Diagramas de Fase Água

40. Diagramas de Fase

41. Água – Alta Pressão

42. Equilíbrio de Fases Sólidas