1ª Lei da Termodinâmica

A termodinâmica é o ramo da física que estuda as relações entre o calor trocado, representado pela letra Q, e o trabalho realizado, representado pela letra w, num determinado processo físico que envolve a presença de um corpo e/ou sistema e o meio exterior. 

É através das variações de temperatura, pressão e volume, que a física busca compreender o comportamento e as transformações que ocorrem na natureza.

Por isso, em essência, a Termodinâmica estuda o movimento da energia e como a energia cria movimento. Historicamente, a Termodinâmica se desenvolveu pela necessidade de aumentar-se a eficiência das primeiras máquinas a vapor, sendo em essência uma ciência experimental, que diz respeito apenas a propriedades macroscópicas ou de grande escala da matéria e energia.

1ª Lei da Termodinâmica

 Chamamos de 1ª Lei da Termodinâmica, o princípio da conservação de energia aplicada à termodinâmica, o que torna possível prever o comportamento de um sistema gasoso ao sofrer uma transformação termodinâmica.

Analisando o princípio da conservação de energia ao contexto da termodinâmica:

Um sistema não pode criar ou consumir energia, mas apenas armazená-la ou transferi-la ao meio onde se encontra, como trabalho, ou ambas as situações simultaneamente, então, ao receber uma quantidade Q de calor, esta poderá realizar um trabalho e aumentar a energia interna do sistema ΔU, ou seja, expressando matematicamente:

Sendo todas as unidades medidas em Joule (J).

Calor (q): Quantidade de calor absorvida por um sistema.é energia térmica em trânsito, que ocorre em razão das diferenças de temperatura existentes entre os corpos ou sistemas envolvidos. O calor flui naturalmente de uma região mais quente para uma região mais fria.

Processo	Sinal de q	Nome do Processo
O sistema absorve calor	Positivo (q>0)	Sistema Endotérmico
O sistema perde calor	Negativo (q<0)	Sistema Exotérmico

O resultado é expresso e joules (J), porém, se for grandes quantidades de calor, utiliza-se kilojoules (KJ)

Trabalho (w): Quantidade de trabalho realizado sobre o sistema. Realizar trabalho sobre um sistema é uma maneira de aumentar a energia do sistema.

Trabalho realizado	Sinal de w	Processo
O sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças.	Positivo (w>0)	Expansão
As vizinhanças realizam trabalho sobre o sistema	Negativo (w<0)	Compressão

w: expresso em J (joules) ou kJ (kilojoules).

Energia Interna (U):é a capacidade que um corpo tem de realizar trabalho. Ainda que a energia absoluta de um sistema não possa ser medida, variações na energia de um sistema são mensuráveis.

 ΔU = U final – U inicial,  Onde: ΔU = variação de energia interna.

                                       Energia aumenta

- Adicionando calor ao sistema (q>0)

-Vizinhança realizando trabalho sobre o sistema (w<0)

Energia diminui

- Retirando calor do sistema (q<0)

- Sistema realizando trabalho sobre a vizinhança (w>0)

 

Se nenhum trabalho é realizado sobre ou pelo sistema, o aumento da energia do sistema iguala-se a qualquer calor absorvido:

ΔU = q (não há trabalho realizado)

Se o trabalho é realizado pelo ou sobre o sistema, mas não há calor absorvido ou liberado:

ΔU= - w (não há calor transferido)

Quando calor e trabalho estão envolvidos, a variação de energia de um sistema está relacionada com estas quantidades por:

ΔU = q – w

  Esta relação é conhecida como a Primeira Lei da Termodinâmica.

Conhecendo esta lei, podemos observar seu comportamento para cada uma das grandezas apresentadas:

Calor	Trabalho	Energia Interna	Q//ΔU
Recebe	Realiza	Aumenta	>0
Cede	Recebe	Diminui	<0
não troca	não realiza e nem recebe	não varia	=0

Exemplo:

(1) Ao receber uma quantidade de calor Q=50J, um gás realiza um trabalho igual a 12J, sabendo que a Energia interna do sistema antes de receber calor era U=100J, qual será esta energia após o recebimento?

 

  

Trabalho de Expansão 

 O trabalho mecânico é feito quando alguma coisa é movida contra uma força de oposição. A pressão externa, pext, é equivalente a um peso colocado sobre o pistão, e provoca uma força que se opõe à expansão e que é dada por Fext.

l = distância percorrida pelo pistão pela expansão do gás.

Trabalho de expansão = l .  Fext 

pext = Fext/A

A = área superficial

 

Fext = pext . A

Trabalho de expansão = l . pext . A

 

Trabalho de expansão =p . l . A

l . A = é o volume de um cilindro

l . A = V2 – V1 = ΔV

 

Trabalho de expansão = pext . ΔV

Desde que o sistema realize trabalho nas vizinhanças quando se expande, w, o trabalho realizado pelo gás, é expresso por:

w = - pext . ΔV

w = +p. ΔV

Unidade: 1L.atm = 101,3 J

Capacidade Calorífica Molar (C)

  A energia interna de uma substância aumenta quando a temperatura se eleva. O aumento depende das condições em que se faz o aquecimento e supondo que o aquecimento se faça a volume constante. A capacidade calorífica molar, é a capacidade calorífica por mol de substância.

q = n .C .ΔT

onde: q = quantidade de calor; n = número de mols; C = capacidade calorífica molar; ΔT = variação de temperatura.

Unidade de C: J 0C-1 mol-1

Entalpia

  No laboratório, a maioria dos processos são conduzidos à pressão constante, ou quase constante. A quantidade de calor q, absorvida durante o processo tem um valor fixo.

ΔU = q - w

q = ΔU + w

Quer dizer que o calor absorvido durante o processo é igual ao aumento na energia do sistema menos qualquer trabalho realizado sobre o sistema. O calor absorvido sob condições de pressão constante é representado por outra propriedade termodinâmica do sistema, a entalpia, H.  Como a entalpia é função de estado, o que temos é a Variação de Entalpia do Sistema, ΔH.

q = ΔH (à pressão constante)

ΔH = qp

qp = ΔU + w

ΔH =ΔU + w

Reação Endotérmica

Reagentes + Calor = Produtos

ΔH > 0 (Processo Endotérmico)

 

Reação Exotérmica

 Reagentes = Produtos + Calor

 

ΔH < 0 (Processo Exotérmico)

Variação de Entalpia Padrão

  As variações de entalpia são geralmente registradas para os processos que ocorrem em condições admitidas como padrões. O estado padrão de uma substância , numa certa temperatura, é o da substância pura sob pressão de 1 bar ~ 1 atm

Variação de Entalpia Padrão = ΔH0

Ex.: H2O (l)  →  H2O (g)  ΔH0vap = + 40,66 kJ mol-1

  A variação de entalpia padrão pode referir a qualquer temperatura, porém a temperatura adotada para o registro é de 298,15 K (250C).

Entalpia de Transformações Físicas

-Entalpia Padrão de Fusão Þ  ΔH0fus

- Entalpia Padrão de Vaporização Þ ΔH0vap

H2O (s) → H2O (l)  ΔH0fus = + 6,01 kJ mol-1

H2O (l) → H2O (g)   ΔH0vap = + 40,66 kJ mol-1

H2O (s)  →  H2O (g)  ΔH0sub = + 46,67 kJ mol-1

 

Lei de Hess

  A entalpia padrão de uma reação é igual à soma das entalpias padrões das reações parciais em que a reação possa ser dividida.

EX.1: A equação termodinâmica para combustão do acetileno, um combustível usado nos maçaricos é dada pela equação:

(1)2 C2H2 (g) + 5 O2 (g)  →  4 CO2 (g)  +  2 H2O (l)  ΔH01 = - 2602 kJ

O etano, um outro hidrocarboneto combustível, reage da seguinte forma:

(2) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)  →  4 CO2 (g)  +  6 H2O (l)  ΔH02 = - 3123 kJ

 

E o hidrogênio e o oxigênio combinam-se conforme a equação:

(3) H2 (g) + ½ O2 (g)  →  H2O (l)  ΔH03 = - 286 kJ

 

Todos estes dados correspondem à mesma temperatura e pressão: 250C e 1,0 atm.   

Use estas equações termodinâmicas para calcular o calor de hidrogenação do acetileno.

(4) C2H2 (g) + 2 H2 (g)  →   C2H6(g)  ΔH04 = ?

(1)1 C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  →   2 CO2 (g)  +  1 H2O (l)    

ΔH01 = - 1301 kJ

(2)2 CO2 (g)  +  3 H2O (l)  →   1 C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)    

ΔH02 = + 1561,5 kJ

(3)2 H2 (g) + 1 O2 (g)  →   2 H2O (l)   

ΔH03 = - 572 kJ

 

ΔH04 =  ΔH01 +  ΔH02 + ΔH03

ΔH04 = (- 1301) + (+ 1561,5) + (- 572)

ΔH04 = -311,5 kJ

 

Energia de Ligação

  É a variação da entalpia verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasosos, a 250C e 1 atm.

  A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico, portanto a entalpia (DH) é sempre positiva.

H – H ou H2 (g) → 2 H (g)      ΔH = + 435,5 kJ mol-1

Cl – Cl ou Cl2 (g) → 2 Cl (g)    ΔH = + 242,0 kJ mol-1

O = O ou O2 (g) → 2 O (g)      ΔH = + 497,8 kJ mol-1

N ≡ N ou N2 (g) → 2 N (g)      ΔH = + 943,8 kJ mol-1

CH4 (g) → C (g) + 4 H (g)       ΔH = + 1651,6 kJ mol-1

C – H                                          ΔH = + 412,9 kJ mol-1

ΔHr = (∑ ΔH Reagentes) + (∑ ΔH Produtos)

DH Reagentes = Energia total necessária para quebrar as moléculas dos reagentes.

DH Produtos = Energia total devolvida das moléculas dos produtos.

Variação de Entalpia Padrão de Formação

 A entalpia padrão de formação, DH0f, de uma substância é a entalpia padrão da reação de formação do composto a partir dos respectivos elementos, cada qual no seu estado de referência. O estado de referência de um elemento é o seu estado mais estável, numa certa temperatura, sob pressão de 1 bar.

 As entalpias padrões de formação são expressas como entalpias por mol do composto.  Por exemplo, a entalpia padrão de formação do benzeno líquido, a 298 K, é a entalpia da reação

6 C (s, grafita)  +  3 H2 (g)  ®  C6H6 (l)

e vale + 49,0 kJ mol-1.

 

Com as entalpias de formação podemos calcular a entalpia de qualquer reação usando:

Onde cada entalpia de formação aparece multiplicada pelo coeficiente estequiométrico correspondente. 

Humor

Existem várias versões humorísticas destas leis. Uma delas, atribuída ao escritor e cientista inglês Charles Percy Snow , é a seguinte:

• Zero: Você tem que entrar no jogo
• Um: Você não consegue ganhar
• Dois: Você não consegue empatar
• Três: Você não consegue parar de jogar

Fonte:

• http://www.sofisica.com.br/conteudos/Termologia/Termodinamica/1leidatermodinamica.php 
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A2mica 
• Apostila de Termodinâmica Química (Físico-Química 1).