Termodinâmica
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Termodinâmica
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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)
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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.
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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.
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Conceitos Fundamentais
• Temperatura (T) é uma medida da energia cinética média (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.
Calor vs Temperatura
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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)
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O Princípio da Conservação da Energia
A energia do universo é constante
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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.
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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:
U = W + Q
PRIMEIRA LEI
A energia interna de um sistema isolado é constante.
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Wsist = - P x V
A Primeira Lei
Trabalho de Expansão
W = - F x d
2) P =F/A F = P x A
V = A x d d = V/A
3) Wsist = - (P x A) x (V/A)
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Primeira LeiCalorimetria
Q = m.c.T
Água
QH2O = mH2O.cH2o.TH2O
Amostra
Qam = mam.cam.Tam
- Qam = QH2O = mH2O.cH2O.TH2O
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U = Qsist + Wsist = - Qviz - Wviz
U = Qsist – pext.V
• Se trabalharmos contra uma pressão de 0 atm (expansão livre)
U = Qsist – 0
U = Qsist
Expansão Livre
•Sistema se expande as custas de sua energia interna, ou seja, sua temperatura diminui.
•Aplicação - Refrigeradores
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SISTEMAS ADIABÁTICOS
Se trabalharmos com um sistema isolado adiabaticamente (Q = 0)
U = Qsist – pext.V
U = -pext.V
SISTEMAS FECHADOS
Se trabalharmos com um sistema fechado (V = 0)
U = Qsist – pext.V
U = Qv
Energia Interna é o calor absorvido a volume constante
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• Entalpia é definida como:
H = U + PV
Entalpia
•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).
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Entalpia
• Entalpia Padrão (H0) - Definida para a substância pura a 1 atm, na temperatura em questão. – Entalpia para a conversão de líquidos a gases – entalpia de
vaporização (Hvap)
– Entalpia para a combustão de uma substância – Entalpia de combustão (Hcomb)
– Entalpia associada com a formação de um composto a partir de seus elementos constituintes é chamada entalpia de formação (Hf).
A entalpia padrão de formação de um elemento puro no seu estado padrão é nula
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Entalpias de Formação
Tabela 1: Entalpias padrão de formação de alguns compostos comuns a 25oC
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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)
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Espontâneo x Não Espontâneo
O que determina a espontaneidade?
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Postulado de Kelvin
Em qualquer processo termodinâmico, parte da energia do sistema sempre será perdida para as vizinhanças na forma de calor.
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Entropia
• A ENTROPIA é uma medida do grau de desorganização de um sistema termodinâmico.
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Entropia
• Entropia aumenta com a temperatura
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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
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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).
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A Terceira Lei
A entropia de um sólido cristalino puro a
temperatura de zero Kelvin (O K) é nula.
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Mudanças de Estado
Quais os sinais de H e S?
Qual o estado final do sistema?
O que acontece com T, P e V?
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Reações Químicas
H2O H2 + O2
H = ? S = ? Espontâneo? T, P e V?
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Reações Químicas
N2O4 2 NO2
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Solubilidade
Solubilidade é um processo de diminuição de entropia, mas que é espontâneo
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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 (S) e energéticos (H).
G = H - TS
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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 G negativo
(Obs – Voltar aos slides de 26 a 29, e aplicar a energia livre de Gibbs)
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Equilíbrio
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g)
O estado mais entrópico é o C
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Equilíbrio
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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
SiO4(s) + H2O(l) SiO4(aq)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
NaCl(s) + H2O(l) Na+(aq)
+ Cl
-(aq)
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Equilíbrio
• Sólido-Líquido
Aumento de T?
Aumento de V?
Aumento de P?
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Equilíbrio
• Líquido - Gás
Aumento de T?
Aumento de P?
Aumento de V?
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Diagramas de Fase
• Previsão do Ponto de Equilíbrio em qualquer T, P e V
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Diagramas de Fase
CO2
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Diagramas de FaseÁgua
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Diagramas de Fase
![Page 41: Termodinâmica](https://reader035.fdocumentos.tips/reader035/viewer/2022062423/568143b3550346895db03c46/html5/thumbnails/41.jpg)
Água – Alta Pressão
![Page 42: Termodinâmica](https://reader035.fdocumentos.tips/reader035/viewer/2022062423/568143b3550346895db03c46/html5/thumbnails/42.jpg)
Equilíbrio de Fases Sólidas