ECO-19

Adriéle Rosa de Almeida
Maria Elisângela de Pina
14425
14458
ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO
Neste capítulo examinaremos alguns dos aspectos
da termodinâmica química, a área da química que
explora as relações de energia.
Tópicos abordados:
• Processos espontâneos
• Entropia e a 2ª Lei da Termodinâmica
• Interpretação molecular da entropia
• Variação de entropia nas reações químicas
• Energia livre de Gibbs
• Energia livre e temperatura
• Energia livre e constante de equilíbrio
Certa massa delimitada por
uma fronteira.
Sistema fechado
Vizinhança do sistema.
O que fica fora da
fronteira
Sistema que não troca massa com a
vizinhança, mas permite passagem
de calor e trabalho por sua fronteira.
Sistema isolado
Sistema que não troca energia
nem massa com a sua vizinhança.
A 1ª Lei da termodinâmica:
A energia é conservada e pode ser
transferida entre o sistema e a vizinhança.
∆E = q + w
Um processo espontâneo tem sentido definido no
qual ele acontece.
A espontaneidade de um processo pode depender
da temperatura.
Num processo reversível a variação no sistema é
feita de tal forma que ele possa ser restaurado ao
seu estado original exatamente pela reversão da
variação.
Um processo irreversível não pode simplesmente ser
revertido para restaurar o sistema e a vizinhança a
seus estados originais.
Causas que tornam um processo irreversível:
Atrito
Expansão não resistida.
Mistura de duas substâncias diferentes.
Outros fatores: efeito Joule, combustão etc.
Troca de calor com diferença finita de temperatura.
(O processo de troca de calor pode ser reversível se for feita mediante
diferença infinitesimal de temperatura, mas que exige tempo infinito ou
área infinita.)
Conclusão:
todos os processos reais de troca de calor são irreversíveis.
A natureza espontânea do processo está relacionada com uma
função de estado da termodinâmica chamada entropia.
A entropia (S) está relacionada com a aleatoriedade ou
desordem.
Quanto mais desordenado um sistema, maior sua entropia.
Relacionando a entropia à transferência de calor sob
temperatura (constante):
2ª Lei da Termodinâmica:
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin
Processo reversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin = 0
Processo irreversível : ∆Suniv = ∆Ssis + ∆Svizin > 0
Sistema isolado:
Um sistema isolado é o que não troca energia ou
matéria com sua vizinhança.
Processo reversível : ∆Ssis = 0
Processo irreversível : ∆Ssis > 0
A entropia do sistema aumenta (∆S >0 ) à medida que as
moléculas de gases se espalham em um volume maior.
Uma reação em que leva à diminuição no número de
moléculas gasosas geralmente leva à diminuição na
entropia.
2 NO (G) + O2 (G) → 2 NO2 (G)
As molécula podem variar seus arranjos movimentandose de um número diferente de maneiras:
• Movimento translacional
• Movimento rotacional
• Movimento vibracional
A 3ª Lei da Termodinâmica afirma que a entropia de uma
substância cristalina pura a zero Kelvin é ZERO.
A entropia geralmente aumenta com o aumento da
temperatura
Sgás > Sliq > Ssol
Massa Molar
Número de átomos na molécula
ENTROPIA
Entropias Molares Padrão de algumas substâncias (298 K):
Substância
S°, J/mol·K
H2O (g)
188,8
C6H6 (g)
269,2
H2O (l)
69,9
C6H6 (l)
172,8
Na (s)
51,3
Fe (s)
27,3
A energia livre de Gibbs (G) é uma função de estado
termodinâmica que combina as duas funções de estado,
entalpia e entropia:
G = H – TS
À temperatura constante:
∆G = ∆H – T∆S
∆G > 0 Reação não espontânea
∆G < 0 Reação espontânea
∆G = 0 Reação em equilíbrio e reversível
∆H
-
+
-
+
∆S – T∆S
+
-
-
+
-
∆G = ∆H – T∆S
Sempre < 0
Característica da
reação
Espontânea a todas
as temperaturas
Exemplo
2 O3 (G) → 3 O2 (G)
+
Sempre > 0
Não espontânea a
todas as temperaturas;
3 O2 (G) → 2 O3 (G)
reação inversa sempre
espontânea
+
< 0 a baixas T e
> 0 a altas T
Espontânea a baixa T;
torna-se não
H2O (L) → H2O (S)
espontânea a altas T
-
> 0 a baixas T e
< 0 a altas T
Não espontânea a
baixas T; torna-se
espontânea a altas T
H2O (S) → H2O (L)
A variação de energia livre sob quaisquer outras condições,
∆G, é dada pela seguinte expressão:
∆G = ∆G° + RT ln Q
No equilíbrio a equação transforma-se como segue:
∆G° = - RT ln Keq
A partir da equação anterior, podemos ver que se:
∆G° < 0 :
∆G° > 0 :
∆G° = 0 :
Keq > 1
Keq < 1
Keq = 1
Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 9ª edição.
http://www.qmc.ufsc.br/quimica
http://www.ecientificocultural.com
www.feg.unesp.br