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:
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.
Energia aumentaΔU = U final – U inicial, Onde: ΔU = variação de energia interna.
- 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.
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
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)
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).
