Aula 2

Aula 2 – Termodinâmica (revisão)

- Estuda como a energia é transformada de uma forma em outra e transferida de um

lugar para o outro.

Em termodinâmica, o mundo está dividido em um sistema e suas vizinhanças.

Exemplo: produção de energia elétrica, digestão de alimentos.

Transformações da energia: calor e trabalho

Divide-se em duas partes:

1ª lei da termodinâmica: preocupa-se em observar as variações de energia e permite-

nos calcular, por exemplo, quanto calor uma reação produz.

2ª lei da termodinâmica: explica porque algumas reações ocorrem, mas outras não.

Sistema aberto: pode trocar massa e energia com as vizinhanças;

Exemplo: motores, corpo humano.

Sistema fechado: pode trocar somente energia;

Exemplo: bolsas de gelo

Sistema isolado: não troca nada.

Exemplo: café quente dentro de uma garrafa térmica.

Energia e trabalho

Principal conceito de termodinâmica é trabalho ou movimento contra uma força.

Trabalho = força x distância (J = 1 kg.m2.s

-2)

Exemplo: calcule o trabalho necessário para uma pessoa de massa 65 kg ir de um andar

a outro de uma casa, onde a diferença de altura é de 3,5 kg.

Energia interna (U): é a capacidade total de um sistema realizar trabalho.

Não podemos medir a energia total de um sistema e sim as variações na energia.

Se um sistema realiza trabalho de 15 J, ele consumiu uma parte de sua energia

armazenada, e dizemos que sua energia interna diminuiu 15 J. Para representar esta

mudança, escrevemos ∆� = −15 �.

Usamos o símbolo para representar a energia transferida a um sistema pelo trabalho

realizado, de modo que ∆� = .

∆� ↑ �� ��� + (compressão do gás)

∆� ↓ �� ��� − (expansão do gás)

Calor

A energia interna de um sistema pode também ser alterada pela transferência de energia

de ou para as vizinhanças como calor.

Em termodinâmica, calor é a energia transferida como resultado de uma diferença de

temperatura.

A energia flui como calor de uma região de maior temperatura para uma de menor

temperatura.

A quantidade de energia transferida como calor é medida em J.

1 cal = 4,184 J

O termo técnico para a parede isolada termicamente é parede adiabática.

∆� = �

A 1ª lei diz que a energia interna de um sistema modifica-se como resultado de ambos,

trabalho e calor.

∆� = + �

A 1ª lei é fato experimental (conservação de energia): a energia interna de um sistema

isolado é constante.

Exemplo 1: Um sistema foi aquecido usando 300 J de calor, enquanto sua energia

interna diminuiu 150 J (ou seja ∆� = −150 �). Calcular . Foi realizado trabalho sobre

o sistema ou o sistema realizou trabalho?

Exemplo 2: Um sistema tinha 200 J de trabalho realizado sobre ele, mas sua energia

interna diminuiu somente 40 J. Calcular �. O sistema ganhou ou perdeu calor no

processo?

Função de estado

Uma função de estado depende somente do estado em que se encontra o sistema. A

mudança na função de estado entre dois estados é independente do caminho entre eles.

A energia interna é uma função de estado, calor e trabalho não são.

A volume constante: ∆� = �

Entalpia

Vimos que se não ocorre variação no volume de um sistema e nenhum trabalho de

expansão é realizado, então a variação na energia interna é igual a energia fornecida ao

sistema como calor (∆� = �, a volume constante).

Entretanto, em química estamos mais preocupados com transferência calor a pressão

constante. Muitas reações químicas ocorrem em recipientes abertos à atmosfera, logo,

ocorrem a pressão constante (1 atm).

Transferência de calor a pressão constante

A função de estado que permite obter informações sobre as variações de energia a

pressão constante é chamada de entalpia, !.

! = � + "#

Onde U, P e V são a energia interna, a pressão e o volume do sistema.

A primeira lei fala que a variação na entalpia de um sistema é igual ao calor liberado ou

absorvido a pressão constante.

∆! = ∆� + "∆#

∆� = � +

∆! = � + + "∆#

= −"$%&∆#

∆! = � − "$%&∆# + "∆#

"$%& = "

∆� = � (pressão constante)

A entalpia de um sistema, uma propriedade de estado, é uma medida da energia do

sistema que está disponível como calor a pressão constante. Para um processo

endotérmico, ∆! > 0; para um processo exotérmico, ∆! < 0.

Exemplo: Em uma certa reação exotérmica à pressão constante, 50 kJ de calor deixam o

sistema e 20 kJ de energia deixam o sistema como trabalho de expansão para deixar

espaço para os produtos. Quais os valores de (a) ∆! e (b) ∆� para este processo?

Exemplo: Em uma certa reação endotérmica a pressão constante, 30 kJ de calor entram

no sistema. Os produtos ocupam menos volume que os reagentes, e 40 kJ de energia

entram no sistema como trabalho que a atmosfera exterior faz sobre ele. Quais os

valores de (a) ∆! e (b) ∆� para este processo?

Entalpias de mudanças de fases

As substâncias sofrem mudanças de estado chamadas de transições de fase, tais como

vaporização, condensação e congelamento. Cada uma destas transições envolve uma

mudança de energia da substância (exemplificar: condensação, vaporização,

congelamento).

A diferença de entalpia entre os estados de vapor e líquido de uma substância é

chamada de entalpia de vaporização, ∆!012.

∆!012 = !01234 − !5í789:3

Para a água em seu ponto de ebulição, 100 ℃, ∆!012 = 40,7 >�. ?�@AB, mas a 25 ℃,

∆!012 = 44,0 >�. ?�@AB. Este último valor significa que, para vaporizar 1,00 mol de

H2O (l) (18,02 g de água a 25 ℃, devemos fornecer 44,0 kJ de energia como calor.

Entalpia de uma mudança química

As variações de entalpia acompanham mudanças físicas, tais como, vaporização.

As entalpias de reação

As entalpias padrão de reação (aula 3) (pg 370 – Atkins)