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Termodinâmica

Sistema e Estado:. Sistema aberto – troca matéria e energia. Sistema fechado – troca energia. Sistema isolado – não há troca. Sistema adiabático – isolado termicamente. Vizinhança. Sistema. Termodinâmica. Definição:

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Termodinâmica

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  1. Sistema e Estado: • Sistema aberto – troca matéria e energia. • Sistema fechado – troca energia. • Sistema isolado – não há troca. • Sistema adiabático – isolado termicamente Vizinhança Sistema Termodinâmica • Definição: Estuda as mudanças de energia que acompanham os processos físicos e químicos! • Estado – indica as condições físicas e químicas do sistema.

  2. w <0 – vizinhança → sistema w w >0 – sistema → vizinhança q >0 – absorção de energia (endotérmico) q q <0 – liberação de energia(exotérmico) Termodinâmica • Trabalho: Movimento contra uma força – w = Fxd (1J = 1kgm2/s2) ou Capacidade do sistema de realizar trabalho • Energia: Transferência de energia para um sistema! . • Calor (q) – energia transferida devido a diferença de temperatura. (1cal = 4,184J) • Energia interna (U) – energia do sistema.

  3. 1a Lei da Termodinâmica: (Conservação de Energia) A energia interna de um sistema adiabático é constante. ΔU = q - W • Entalpia do Sistema (ΔH): Calor absorvido ou liberado sob pressão constante. q = ΔH ΔH = ΔU + W Termoquímica • Entalpia de Reação (ΔHReação): Calor trocado durante uma reação química. Hf >Hi→ΔH >0 – absorção de energia(endotérmico) Hf <Hi→ΔH <0 – liberação de energia(exotérmico)

  4. Equação Termoquímica: Equação química balanceada + ΔHReação. H2(g) + ½O2(g) H2O(l)ΔH= - 68,3 kCal/mol CO(g) +½O2(g) +½O2(g) -110,5 kJ/mol -283,5 kJ/mol C(grafite) CO2(g) +O2(g) -393,5 kJ/mol Termoquímica • Estado-padrão (o): Substância pura, sob pressão de 100 kPa e a temperatura de 298,15 K (25 oC). • Função de estado: Funções que dependem apenas dos estados inicial e final do processo!

  5. C(s) + O2(g) CO2(g)ΔHo= -393,5 kJ/mol • 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)ΔHo= 2x(-285,8 kJ/mol) • CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)ΔHo= +890,3 kJ/mol + Termoquímica • Lei de Hess: Previsão do ΔHReação. Independe das etapas (função de estado)! C(s) + 2H2(g) CH4(g)ΔHo= ? • C(s) + O2(g) CO2(g)ΔHo= -393,5 kJ/mol • H2(g) + ½O2(g) H2O(l)ΔHo= -285,8 kJ/mol • CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔHo= -890,3 kJ/mol C(s) + 2H2(g) CH4(g)ΔHo= -74,8kJ/mol

  6. Sf >Si→ΔS >0desordem aumenta Sf <Si→ΔS <0desordem diminui Termoquímica • Entropia (S): É a medida da desordem de um sistema! • A entropia é uma função de estado  ΔS = Sfinal - Sinicial Ságua>Sgelo→ΔSfusão >0gelo derrete espontaneamente! • 2a Lei da Termodinâmica: A entropia de um sistema adiabático aumenta no decorrer de uma mudança espontânea!

  7. Energia Livre de Gibbs (G): Mede a variação de energia aproveitada para realizar trabalho útil em um processo espontâneo! ΔG = ΔH – TΔS No equilíbrio Q = Ke ΔG = 0 ΔGo = -RT lnk Termoquímica

  8. Termoquímica • Movimento Atômico: • Translaçàodeslocamento no espaço. • Vibraçãomudança de ângulo e comprimento das ligações. • Rotaçãogiro da molécula em torno de um eixo. • 3a Lei da Termodinâmica: A entropia de uma substância pura e cristalina, perfeitamente ordenada, é igual a zero, no zero absoluto (0 K)!

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