SeminÃ¡rio de QuÃmica - PowerPoint PPT Presentation

Presentation Transcript

Seminário de Química

Termodinâmica Química

Adolfo Tribst Corrêa - nº 14232

Aline Faraco - nº 14233

Introdução

Processos espontâneos
Entropia e segunda lei da termodinâmica
Interpretação molecular da entropia
Variações de entropia nas reações químicas
Energia livre de Gibbs
Energia livre e temperatura
Energia livre e constante de equilíbrio

Processos Espontâneos

A espontaneidade de um processo está relacionada com o caminho termodinâmico que o sistema toma a partir do estado inicial para o estado final.

Ex.: - Combustão do gás natural no ar

- Prego exposto ao ar

Processo reversível: o estado de um sistema pode variar. A variação é feita de tal forma que ela possa ser restaurada ao seu estado original EXATAMENTE pela reversão da avaliação.

Ex.: Interconversão entre gelo e água (mudanças de estado físico)

Processos irreversíveis: não pode ser restaurado sem causar alteração na vizinhança.

Ex.: Qualquer processo espontâneo é irreversível.

Entropia e Segunda Lei da Termodinâmica

Entropia (S) é a tendência ao caos. Está relacionada à aleatoriedade ou desordem.

(Os valores de entropia são geralmente expressos na unidades de joules/molkelvin.)

ΔS= Sfinal – Sinicial

Ex.: ΔS positivo ou negativo?

H2O(l) H2O(g)

Relação entre entropia e transferência de calor e temperatura

- Para um processo que ocorre à temperatura constante, a entropia do sistema é determinada pelo calor absorvido pelo sistema ao longo de um caminho reversível, dividido pela temperatura:

ΔSsist = qrev/T

Segunda Lei da Termodinâmica: a lei que expressa o conceito de que existe um sentido inerente no qual o processo ocorre.

ΔSuniv = ΔSsis + ΔSvizin

Processo Reversível:

ΔSuniv = ΔSsis + ΔSvizin = 0

Processo Irreversível:

ΔSuniv = ΔSsis + ΔSvizin > 0

Sistema isolado: Não troca energia ou matéria com sua vizinhança.

Em um sistema isolado, a Segunda Lei EXIGE:

ΔSsis = 0, para processos reversíveis

ΔSsis > 0, para processos irreversíveis

Interpretação Molecular da Entropia

As variações de entropia em um sistema químico estão associadas ao aumento no número de maneiras que as partículas do sistema podem ser arranjadas no espaço. As moléculas podem variar seus arranjos movimentando-se em um número diferente de maneiras:

Movimento translacional: molécula inteira movimenta-se no espaço;

Movimento vibracional: os átomos da molécula aproximam-se e afastam-se uns dos outros de maneira periódica;
Movimento rotacional: a molécula inteira roda como um pião.

Terceira Lei da Termodinâmica: a entropia de uma substância cristalina pura no zero absoluto é zero: S (0 K) = 0

Ludwig Boltzmann: entropia está relacionada com o número de arranjos possíveis de moléculas neste estado.

S = k ln W

W = número de arranjos possíveis no sistema

k = constante de Boltzmann (equivalente atômico das constantes dos gases: k = R/N; para

R = 8,314 J/molK e N = 6,022 x 10²³).

varia es de entropia nas rea es qu micas

Variações de Entropia nas Reações Químicas

Entropia molar padrão: entropia de 1 mol de uma substância sob condições-padrão, denominada Sº

Observações:

1) As entropias molares padrão dos gases são maiores do que as entropias de líquidos e sólidos;

2) As entropias molares padrão geralmente aumentam com o aumento das massas molares e também com o aumento do número de átomos na fórmula de uma substância.

Variação de entropia:

ΔSº = Σ n Sº(produtos) – Σ m Sº(reagentes)

Em que m e n são coeficientes na equação química.

Variações de entropia na vizinhança: esta dependerá de quanto calor for absorvido ou fornecido pelo sistema. Para um processo isotérmico, a variação de entropia na vizinhança é dada por:

ΔSvizin = - qsis/T

Energia Livre de Gibbs (G)

É uma função de estado termodinâmica que combina as duas funções de estado, entalpia e entropia.

G = H – T S

H: entalpia

T: temperatura absoluta

S: entropia

Para um processo que ocorre à temperatura constante, a variação da energia livre do sistema, ΔG, é dada pela expressão:

ΔG = ΔH – T ΔS

Com P e T constantes:

1) ΔG < 0, reação espontânea no sentido direto;

2) ΔG = 0, reação em equilíbrio;

3) ΔG > 0, reação não-espontânea no sentido direto.

Observações:

1) Em um processo espontâneo, à temperatura e pressão constantes, a energia livre sempre diminui;

2) A energia livre é também uma medida do trabalho útil máximo que pode ser realizado pelo sistema em um processo espontâneo.

Variações da energia livre padrão (ΔGº), podem ser calculadas a partir de tabelas de energias livres-padrão de formação, ΔGºf, que são definidas de maneira semelhante à das entalpias-padrão de formação, ΔHºf.

ΔGº = Σ n ΔGºf (produtos) – Σ m ΔGºf (reagentes)

ΔGº > 0, reage espontaneamente no sentido inverso para formar mais reagentes;

ΔGº < 0, reage espontaneamente no sentido direto para formar mais produtos;
ΔGº = 0, equilíbrio.

Energia Livre e Temperatura

Os valores de ΔH e ΔS geralmente não variam muito com a temperatura. Em decorrência, a dependência de ΔG com a temperatura é governada, principalmente, pelo valor de T na expressão ΔG = ΔH – T ΔS.

O termo de entropia (-T ΔS) tem maior efeito na dependência de ΔG na temperatura.

Exemplo: Um processo para o qual ΔH > 0 e ΔS > 0, como a fusão do gelo, pode ser não-espontâneo (ΔG > 0) a baixas temperaturas e espontâneo (ΔG < 0) a temperaturas mais altas.

Energia Livre e Constante de Equilíbrio

Sob condições não padrão, ΔG está relacionado ao ΔGº e ao valor do quociente da reação Q:

ΔG = ΔGº – R T lnQ

No equilíbrio (quando ΔG = 0 e Q = Keq),

ΔGº = - R T ln Keq

A variação de energia livre está diretamente relacionada à constante de equilíbrio da reação. Essa relação pode ser usada para explicar a dependência das constantes de equilíbrio com a temperatura.