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FCAV/ UNESP
NOÇÕES DE TERMODINÂMICA
Profa. Dra. Luciana Maria Saran
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1.TERMODINÂMICA
• Compreende o estudo da energia e suas transformações.
• Em grego, thérme-; calor, dy´namis, energia.
• Termoquímica: área da termodinâmica que
estuda as relações entre reações químicas e
variações de energia envolvendo calor.
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2. ENERGIA CINÉTICA E ENERGIA POTENCIAL
• Energia Cinética: é a energia do movimento.
Objetos, sejam eles bolas de tênis ou moléculas,
podem possuir energia cinética, Ec.
Ec = ½(mv2)
• Energia Potencial, Ep : é a energia do objeto
devida a sua posição em relação a outros objetos.
Ep = mgh
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3. UNIDADES DE ENERGIA
• No SI: a unidade para energia é o joule, J. Em
geral, as energias associadas com reações químicas
são expressas em quilojaules, kJ.
1J = 1 kg m2/s2
• A unidade usada para expressar as variações de
energia que acompanham reações químicas é
caloria, cal.
1 cal = 4,184 J
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3. UNIDADES DE ENERGIA
• Em nutrição: a unidade de energia usada é a
Caloria nutricional.
1 Cal = 1.000 cal = 1 kcal
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4. SISTEMA E VIZINHANÇAS
• Na termodinâmica a parte do universo selecionada
para a análise das mudanças de energia é denominada sistema.
• Vizinhança: é o restante do universo.
• Sistemas fechados: podem trocar energia sem
se importar com suas vizinhanças.
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5. TRANSFERÊNCIA DE ENERGIA
• A energia é transferida de duas maneiras:
a) para causar o movimento de um objeto contra
uma força, ou seja, para realizar trabalho;
b) para causar uma mudança de temperatura.
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6. TRABALHO
• Força: é qualquer tipo de tração ou compressão
exercida em um objeto.
• Trabalho, w: é a energia utilizada para fazer um
objeto se mover contra uma força
• O trabalho, w, que realizamos ao mover objetos
contra uma força se iguala ao produto da força, F,
e à distância, d, pela qual o objeto é movido:
w=Fxd
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7. CALOR E ENERGIA
• Calor: é a energia transferida de um objeto mais
quente para um objeto mais frio.
• Energia: é a capacidade de realizar trabalho ou
transferir calor.
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8. PRIMERIA LEI DA TERMODINÂMICA
• Energia não pode ser criada nem destruída, ou
seja, a energia é conservada.
• Qualquer energia perdida pelo sistema deve ser
aproveitada pela vizinhança e vice-versa.
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9. ENERGIA INTERNA
• Energia Interna: a energia interna do sistema é
a soma de toda a energia cinética e potencial de
todos os componentes do sistema.
• Quando um sistema sofre qualquer mudança
química ou física, a variação obtida em sua energia
interna, E, é dada pelo calor adicionado ou
liberado, q, mais o trabalho realizado pelo ou no
sistema, w:
E = q + w
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9. ENERGIA INTERNA
• Quando calor é adicionado ao sistema ou trabalho
é realizado pela vizinhança no sistema, sua energia
interna aumenta.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 145.
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10. RELAÇÃO ENTRE q, w e E
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 145.
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11. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS
• Processo Endotérmico: ocorre com a absorção de
calor pelo sistema, ou seja, calor flui da vizinhança
para dentro do sistema. (Endo- é um prefixo que
significa “para dentro”). Ex.: fusão do gelo.
• Processo Exotérmico: processo no qual o sistema
emite calor, ou seja, o calor flui para fora do sistema
em direção à sua vizinhança. Ex.: reações de combustão.
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12. FUNÇÕES DE ESTADO
• Função de estado: depende somente dos estados
inicial e final do sistema e não de como a energia
interna é utilizada.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 147.
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13. ENTALPIA
• As reações químicas podem absorver ou liberar
calor.
• No entanto, elas também podem provocar a
realização de trabalho.
• Exemplo: quando um gás é produzido, ele pode
ser utilizado para empurrar um pistão, realizando,
assim, trabalho.
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
• O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de pressão-volume (PV).
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13. ENTALPIA
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 148.
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13. ENTALPIA
• Entalpia: corresponde ao fluxo de calor nas
reações químicas que ocorrem à pressão constante
quando nenhuma forma de trabalho é realizada
a não ser trabalho PV.
• A entalpia, H, é igual à energia interna mais o
produto da pressão, P, pelo volume, V, do sistema.
H = E + PV
• A entalpia é uma função de estado porque a
energia interna, a pressão e o volume o são também.
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13. ENTALPIA
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 149.
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14. ENTALPIAS DE REAÇÃO
• A variação de entalpia que acompanha uma reação
é chamada entalpia de reação ou calor de
reação, H.
• A variação de entalpia de uma reação química é
dada pela entalpia dos produtos menos a entalpia
dos reagentes:
H = Hprodutos – Hreagentes
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14. ENTALPIAS DE REAÇÃO
• A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem
de grandeza do H é diretamente proporcional à
quantidade):
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
H = - 890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) H = - 1780 kJ
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14. ENTALPIAS DE REAÇÃO
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal
do H:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) H = + 890 kJ
• A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g)  H2O(l)
H = - 88 kJ
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15. COMBUSTÃO COMPLETA DO ÁC. ACÉTICO
C2H4O2(l) + 2O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(l) H = - 871,1 kJ
C2H4O2(l) + 2O2(g)
H
H = - 871,1 kJ
2CO2(g) + 2H2O(l)
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16. DECOMPOSIÇÃO DO CARBONATO DE Zn
ZnCO3(s)  CO2(g) + ZnO(s) H = + 71,5 kJ
CO2(g) + ZnO(s)
H
H = + 71,5 kJ
ZnCO3(s)
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17. CALORIMETRIA
• O valor de H pode ser determinado experimentalmente pela medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à pressão constante.
• Quando o calor flui para dentro ou para fora de
uma substância, a temperatura da substância varia.
• Experimentalmente, podemos determinar o fluxo
de calor associado a uma reação química medindose a variação de temperatura produzida.
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17. CALORIMETRIA
• A medição do fluxo de calor é denominada
calorimetria.
• Aparelho utilizado para medir o fluxo de calor:
calorímetro.
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18. CAPACIDADE CALORÍFICA E CALOR
ESPECÍFICO
• Capacidade calorífica: é a quantidade de calor
necessária para aumentar a temperatura de um
objeto em 1oC.
• Capacidade calorífica molar: é a capacidade
calorífica de 1 mol de substância.
• Calor específico = capacidade calorífica
específica: é a capacidade calorífica de 1 g de
substância.
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18. CAPACIDADE CALORÍFICA E CALOR
ESPECÍFICO
• O calor específico de uma substância pode ser
determinado experimentalmente medindo-se a
variação de temperatura, T, que uma massa, m,
da substância sofre ao perder certa quantidade
específica de calor, q.
Calor específico =
q
m x T
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Calorimetria
Calorimetria a Pressão Constante
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 155.
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Calorimetria
Bomba Calorimétrica
(calorimetria de volume constante)
• Utiliza uma bomba
calorimétrica.
• Normalmente estuda a
combustão.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 156.
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19. LEI DE HESS
• A lei de Hess estabelece que se uma reação for
executada em uma série de etapas, o H para a
reação será igual à soma das variações de entalpia
para as etapas individuais.
• Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
2H2O(g)  2H2O(l)
H = - 802 kJ
H = - 88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
H = - 890 kJ
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20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
• Muitos dados experimentais são relacionados em
tabelas de acordo com o tipo de processo.
• Entalpia de vaporização: H para a conversão
de líquidos em gases.
• Entalpia de combustão: H para a combustão
de uma substância.
• Entalpia de formação: Hf associado ao processo de formação de um composto a partir de seus
elementos constituintes. Outra denominação:
calor de formação.
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20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
• O estado padrão de uma substância é sua forma pura à
pressão atmosférica (1 atm) e à temperatura de 298 K
(25oC).
• Entalpia padrão: a entalpia padrão (H0) de uma reação
é definida como a variação de entalpia quando todos os
reagentes e produtos estão em seus estados padrão.
• Entalpia padrão de formação, H0f: é a variação de
entalpia para a reação que forma 1 mol do composto a
partir de seus elementos, com todas as substâncias em
seus estados padrão.
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20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 161.
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21. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS
Y  X
X  Z
H = + 35kJ
H = + 90kJ
Y  Z
H = +125kJ
+
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22. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
3O2(g)  2O3(g)
H = - 483,6kJ
H = + 284,6kJ
x (1,5)
: (2)
3H2(g) + 1,5O2(g)  3H2O(g)
O3(g)  1,5O2(g)
H = - 725,4kJ
+
H = - 142,3kJ
3H2(g) + O3(g)  3H2O(g)
H = - 867,7kJ
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23. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
2N2O(g)  2N2(g) + O2(g)
H = + 180,6kJ
H = - 113,1kJ
H = - 163,2kJ
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
NO2(g)  NO(g) + ½ O2(g)
N2O(g)  N2(g) + ½ O2(g)
H = + 180,6kJ
H = + 56,6kJ +
H = - 81,6kJ
N2O(g) + NO2(g)  3NO(g)
H = + 155,6kJ
: (2)
: (2)
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24. APLICAÇÃO DA LEI DA HESS (Hof)
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(g)
Mg(OH)2(s)  MgO(s) + H2O(l)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
Ho = -1203,6kJ :(2)
Ho = + 37,1kJ
Ho = - 571,7kJ :(2)
Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(g)
MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
Ho = - 601,8kJ
Ho = - 37,1kJ +
Ho = - 285,8kJ
Mg(s) + O2(g) + H2(g)  Mg(OH)2(s) Hof = - 924,7kJ
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25. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS (Hof)
4B(s) + 3O2(g)  2B2O3(g)
Ho = -2509,1kJ : (2)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
Ho = -571,7kJ x(1,5)
B2H6(g) + 3O2(g)  B2O3(l) + 3H2O(l) Ho = - 2147,5kJ
2B(s) + 1,5O2(g)  B2O3(g)
Ho = -1254,6kJ : (2)
3H2(g) + 1,5O2(g)  3H2O(l)
Ho = -857,6kJ x(1,5)
B2H3(g) + 3H2O(g)  B2H6(l) + 3O2(g) Ho = +2147,5kJ
2B(s) + 3H2(g)  B2H6(s)
Hof = + 35,3kJ
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26. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS
• Calor específico de combustão: é a energia
liberada quando 1 g de uma substância sofre
combustão.
• A maior parte da energia necessária ao nosso corpo
é proveniente de carboidratos e gorduras.
• A glicose é solúvel no sangue e no corpo humano
é conhecida por açúcar no sangue.
• A glicose (C6H12O6) é transportada pelo sangue
para as células, onde reage com O2, produzindo
CO2(g), H2O(l) e energia.
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26. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS
• Calor específico de combustão médio dos carboidratos: 4 kcal/g.
• Calor específico de combustão médio das gorduras:
9 kcal/g.
• Portanto:
- 5 g de gordura  45 kcal
- 9 g de carboidrato  36 kcal
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27. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS
• Consideremos 100 g de batata frita: 12 g de proteína, 14 g de gordura e 74 g de carboidrato.
• 12 g de proteína  12 g x 4 kcal/g = 48 kcal
• 14 g de gordura  14 g x 9 kcal/g = 126 kcal
+
• 74 g de carboidrato  74 g x 4 kcal/g = 296 kcal
Conteúdo calórico de 100 g de batata frita: 470 kcal,
das quais 26,81% é correspondente à gordura.
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28. PROCESSOS ESPONTÂNEOS
• Qualquer processo que ocorra sem intervenção
externa é espontâneo.
• Ex.: quando dois ovos caem no chão, eles se
quebram espontaneamente. A reação inversa não
é espontânea.
• Um processo espontâneo tem um sentido.
• Um processo que é espontâneo em um sentido
não é espontâneo no sentido contrário.
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28. PROCESSOS ESPONTÂNEOS
• O sentido de um processo espontâneo pode
depender da temperatura: gelo se transformando
em água é espontâneo a T > 0oC; água se
transformando em gelo é espontâneo a T < 0oC.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 683.
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29. ENTROPIA
• A entropia, S, é uma medida da desordem de um
sistema.
• As reações espontâneas seguem no sentido da
diminuição de energia ou do aumento da entropia.
• No gelo as moléculas são muito bem ordenadas
por causa das ligações de hidrogênio.
• Portanto, o gelo tem uma entropia baixa.
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29. ENTROPIA
• À medida que o gelo derrete, quebram-se as forças
intermoleculares (requer energia), mas a ordem é
interrompida (então a entropia aumenta).
• A água é mais desorganizada do que o gelo, então
o gelo derrete espontaneamente à temperatura
ambiente.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 687.
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29. ENTROPIA
• A entropia é uma função de estado.
• Para um sistema: S = Sfinal – Sinicial
• Se S > 0, a desordem aumenta.
• Se S < 0, a ordem aumenta.
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30. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA
ENTROPIA
• Um gás é menos ordenado do que um líquido, que
é menos ordenado do que um sólido.
• Qualquer processo que aumenta o número de
moléculas de gás leva a um aumento da entropia.
• Ex.: quando NO(g) reage com O2(g) para formar
NO2(g), o número total de moléculas de gás
diminui e a entropia diminui.
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 694.
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31. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA
ENTROPIA
2 mols de reagentes gasosos
3 mols de produtos gasosos
Sfinal > Sinicial
S > 0
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32. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA
ENTROPIA
Combinação de 2 gases
Formação de 1 sólido
Sfinal < Sinicial
S < 0
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33. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA
ENTROPIA
• A ebulição corresponde a uma maior variação na
entropia do que a fusão.
• A entropia aumenta quando:
- líquidos ou soluções são formados a partir de
sólidos;
- o número de moléculas de gás aumenta;
- a temperatura aumenta.
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34. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA
• Em qualquer processo espontâneo, a entropia do
universo aumenta.
• Suniverso = Ssistema + Svizinhança: a variação
de entropia do universo é a soma da variação de
entropia do sistema e da variação de entropia da
vizinhança.
• A entropia não é conservada: Suniverso está
aumentando.
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34. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA
• Para um processo reversível: Suniverso = 0.
• Para um processo espontâneo (e irreversível):
Suniverso > 0.
• Para um sistema isolado:
Ssistema = 0, para um processo reversível;
Ssistema > 0, para um processo espontâneo.
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