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Resumo de termoquimica...

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INTRODUÇÃO Nesse trabalho iremos abordar uma parte da química que é denominada de termoquímica, apresentando cada ponto previsto dessa parte da termodinâmica química e explicando sinteticamente cada um deles. São assuntos como calor, trabalho, calorimetria, as três leis da termodinâmica, funções de estado, entalpia, entropia, lei de Hess, entre outros, assim como foi visto no sumário. Em uma análise geral a termoquímica é uma parte da disciplina de termodinâmica e é o ramo da química que diz respeito à relação entre calor e transformações químicas. São as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente, e o possível aproveitamento desse calor na realização do trabalho que é desenvolvido durante certa reação química. Não podemos esquecer que também há algumas transformações físicas na termoquímica e também as estudamos para um melhor entendimento de todo o conteúdo. Para o desenvolvimento desse trabalho realizamos uma pesquisa bibliográfica em autores tais como: Martha Reis (2003), John B. Russel (1994), assim como pesquisas em sites da Internet como consta logo mais nas nossas referências bibliográficas. Diante de tais informações apresentamos o trabalho e concluímos expondo e abordando cada ponto os quais foram cobrados.

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OBJETIVO O objetivo deste trabalho é apresentar o conceito de termoquímica e abordar cada ponto que a constitui. Assuntos como calor, trabalho, calorimetria, as três leis da termodinâmica, funções de estado, entalpia, entropia, lei de Hess, energia livre de Gibbs e aplicações da termoquímica na indústria conceituando-os e exemplificando-os de forma simples e direta e apresentando imagens e gráficos para um melhor entendimento de todo assunto.

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Calor Conforme é do senso comum pelos estudos e análises a forma de energia que é naturalmente e diretamente transferida de um objeto mais quente para um mais frio é chamada de calor. Por Definição representamos a quantidade de calor pelo símbolo “q” q = quantidade de calor absorvida pelo corpo. Logo, q será um número positivo quando o sistema absorver calor das vizinhanças, porém quando o fluxo de calor estiver na direção oposta, ou seja, quando o sistema perder calor para as vizinhanças, q será um número negativo. Confira a tabela a seguir: Processo

Sinal de q

Nome do processo

O sistema ganha calor

Positivo (q >0)

Endotérmico

O sistema perde calor

Negativo (q 0. O sistema exerce sobre o pistão uma força maior que a força oposta quando o sistema perde energia sob forma de trabalho ocorre a expansão, logo W < 0. O trabalho mecânico realizado por um dado sistema é nulo se: 1) O sistema é isolado 2) O número de moles dos reagentes no estado gasoso é igual ao número de moles dos produtos de reação no estado gasoso 3) O recipiente é indeformável, o que implica volume fixo Podemos calcular o trabalho pela seguinte fórmula: W =−P × ∆ V

Onde, W é o trabalho, P é a pressão aplica, e volume

∆V

é a variação do

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Podemos expressar o trabalho assim como o calor em joules ou quilojoules. Primeira lei da Termodinâmica Nada mais é que o princípio da conservação de energia e, apesar de ser estudado para os gases, pode ser aplicado em quaisquer processos em que a energia de um sistema é trocado com o meio externo na forma de calor e trabalho. O primeiro princípio da Termodinâmica segundo Reis consiste no fato de “A variação de energia interna, ∆ U , de um sistema é igual a diferença entre o calor, Q, trocado com o meio ambiente e o trabalho, W, realizado pelo (ou sobre o) sistema” (2003, p.338). Em um trabalho de expansão (+) : ΔU = Q – W Já em trabalho de compressão (-): ΔU = Q – (-W) => ΔU = Q + W E quando uma transformação ocorre sem que haja troca de calor entre o sistema e o meio ambiente, Q = 0, está transformação é adiabática e ΔU = -W se for uma expansão adiabática, mas se for uma compressão adiabática temos que: ΔU = +W. - Imagem auto explicativa da 1ª Lei

Funções de Estado Para fixar as propriedades físicas e químicas de um sistema é necessário antes determinar o seu estado. E o estado(sólido, líquido ou gasoso) de determinada substância só é definido quando conhecemos algumas de suas propriedades que são as funções de estado.

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Em termodinâmica temos várias funções de estado, mas as principais são a temperatura, pressão e volume. A temperatura é o grau de agitação das moléculas de um corpo ou do meio. O volume de um corpo é a quantidade de espaço ocupada por esse corpo. E a pressão é uma grandeza normalmente definida como força por unidade de área.

Entalpia A entalpia é uma quantidade usada para indicar o total de calor absorvido ou liberado durante um processo realizado à pressão constante. De forma mais prática em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada por H, e a sua variação é conhecida como ΔH. ΔH = ΔU – W Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação será a medida do ∆H. Onde ∆H = Hf – Hi . (Hf estado final, Hi – estado inicial) Em uma reação exotérmica o Hf é menor que Hi, logo pela fórmula temos que o ∆H assumirá valores negativos (∆H < 0).

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Entretanto em uma reação endotérmica o Hf é maior que o Hi, desse modo o ∆H assumirá valores positivos (∆H > 0).

Calorimetria O calor liberado ou absorvido durante as transformações físicas e químicas é medido por laboratório pelo calorímetro, a variação da temperatura é acompanhada no calorímetro e a sua temperatura final é determinada.

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- Imagem de um Calorímetro.

Para calcularmos a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação, é necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Essa capacidade calorífica de um sistema é a quantidade de calor necessária para elevar C a temperatura desse sistema em 1ºC. A unidade do Sistema Internacional de Unidade (SI) da capacidade calorífica é a seguinte: J ºC mol A esse respeito Russel fala: “A capacidade calorífica relaciona a quantidade de calor, q, absorvida por uma substância ao aumento de temperatura de um sistema. Se nós representarmos ∆T como a variação da temperatura (∆T = Tfinal – Tinicial), C, a capacidade calorífica molar, e n, o número de mols da substância” (RUSSEL 1994, p.122) Então, temos a seguinte fórmula: q=nC ∆ T Vale salientar também que os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor entre o interior e as vizinhanças o mínimo possível. Relembrando que em Calorimetria também vemos o que vimos em uma das partes desse mesmo trabalho onde abordamos sobre as formas de calor, como calor sensível, calor latente e calor específico, justamente pelo fato do calor ser estudado na calorimetria que é uma das divisões da Termoquímica. Nesse sentido, veremos um determinado exemplo hipotético criado por Pablo Eduardo Nikolais Teixeira Bonifácio da Silva, que é um dos autores desse trabalho. Exemplo 1.1 Uma amostra de 6,355g de Cobre (Dado à capacidade calorífica do Cu = 24,4 J/ºC*mol) é aquecido de 20ºC para 50ºC. Na hipótese de que a capacidade calorífica do Cobre seja absolutamente constante nesse intervalo, calcule a quantidade de calor absorvida pelo cobre.

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-Solução:A massa atômica do cobre é 63,55. Portanto, 6,355g de cobre é: 6,355g / 63,55g/mol = 0,1 mol ∆T = 50ºC – 20ºC = 30ºC q=nC ∆ T

q = 0,1 mol x 24,4 J/ºC*mol x 30ºC q = 73,2 J

Lei de Hess A variação de entalpia envolvida numa reação química,depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, isso mesmo se a reação ocorrer em apenas uma etapa ou em várias. Ou seja, como não depende do número de etapas para esse processo ocorrer, temos que: ∆ H =Hprodutos − Hreagentes

A combinação de uma equação química balanceada e o correspondente e o correspondente valor de ∆ H para a reação é uma equação termoquímica. E a unidade do ∆ H pode ser cal ou kcal. Vejamos o seguinte exemplo: Equação I. 1 C + 1 O2  1 CO2 ∆ H Equação II. 2 CO + 1 O2  2 CO2

= -94,1 kcal

∆H

= -135,4 kcal

Multiplicando a equação I por 2, temos: Equação I x 2 = 2 C + 2 O2  2 CO2

∆H

Invertendo a equação II, temos: 2 CO2  2 CO + 1 O2 ∆ H

= +135,4 kcal

Somando a equação I com a II, obtemos: 2 C + 1 O2  2 CO

∆H

= -52,8 kcal.

= -188,2 kcal

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Entalpia de Formação Quando uma reação química se realiza à pressão constante, a quantidade de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação da entalpia do sistema. Este fato é chamado de calor da reação ou entalpia de formação e é representado por ∆ Hf ou por ∆ Hreação e o seu sinal indica se é um processo endotérmico ou exotérmico. Confira a tabela a seguir: Sinal de

Reação

∆ Hf

+

Endotérmica

-

Exotérmica

Logo, podemos calcular a variação da entalpia de uma reação pela diferença entre as entalpias de formação dos produtos e as entalpias de formação dos reagentes. Vejamos a fórmula:

∆ Hreação=∑ ∆ H f produtos −∑ ∆ H f reagentes

Processos Espontâneos Segundo o Princípio de Thompsen e Berthelot, uma reação química será progressivamente mais espontânea à medida que for mais exotérmica, ou seja, quando o sistema perder calor. Um outro critério que se é levado em conta para medir a espontaneidade de uma reação é que toda reação espontânea tende para um aumento de

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desordem no sistema, visto que estamos falando de um processo que se torna mais exotérmico ao passar do tempo. E como a Entropia é uma medida da desordem do sistema, se torna também um dos critérios para se levar em conta na espontaneidade da reação, mas sobre a entropia iremos abordar no próximo tópico.

Entropia A entropia(S) de um sistema é uma medida de desordem desse mesmo sistema. Por exemplo: se mantermos dois sistemas X e Y isolados por uma placa móvel. No sistema A adiciona-se um gás, no sistema B produz-se vácuo. Se a placa que mantém os sistemas X e Y isolados for removida, o gás se espalhará por todo o espaço disponível. Logo, a entropia do sistema aumenta quando o gás se difunde no vácuo, pois tem-se uma melhor distribuição de matéria. Como há um aumento de desordem dizemos que o ∆ S > 0, porém se houvesse uma diminuição na desordem dizemos que o ∆ S .< 0 . Devido isso, à medida que a entropia do sistema aumenta, a capacidade de esse sistema realizar uma transformação espontânea diminui também progressivamente. Para um melhor entendimento de maneira mais dinâmica vejamos a seguinte imagem:

No recipiente 1 temos um sistema mais organizado, logo sua entropia é menor, já no recipiente 2 temos um sistema menos organizado, mais desordenado, ou seja, com maior entropia.

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Segunda lei da Termodinâmica O consumo de determinada quantidade de trabalho (W), de qualquer origem, produz sempre a mesma quantidade de calor (Q) e vice-versa. Devido isso podemos afirmar que a relação trabalho e calor é sempre um constante: T/Q = constante As grandezas trabalho e quantidade de calor devem ser expressas em joules (J), de acordo com o Sistema Internacional de Unidade (SI). E o Segundo Princípio da Termodinâmica enuncia que é impossível extrair calor de um reservatório quente e convertê-lo em trabalho sem que, durante a operação, umas parte desse calor seja transferida a outro reservatório frio.

Terceira lei da Termodinâmica Não é possível medir diretamente a entropia, ou seja, a desordem de um sistema, mas é possível determinar a variação de entropia, ∆ S , que ocorre no sistema após uma transformação qualquer. Para um sistema onde ocorre uma reação química, temos que: ∆ Sreagente=∑ S produtos−∑ S reagentes E o valor do ∆ S

é expresso em cal/ K*mol

Podemos também relembrar que toda reação química que ocorre com um aumento de entropia tende a ser mais espontânea e consequentemente irreversível, logo a reação inversa de uma determinada reação não ocorrerá espontaneamente. Analogamente, quanto mais exotérmica for a reação (menor valor de ∆ H que é a entalpia mínima) e, ao mesmo tempo, quanto maior for a distribuição de matéria e energia no final do processo (maior valor de ∆ S que é a entropia máxima), mais espontânea será a reação. E como é conhecido na química os processos espontâneos jamais se reverterão por conta própria. Devido isso para diminuir a entropia de um sistema é necessário realizar trabalho sobre ele.

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E a Terceira lei da Termodinâmica diz que “A entropia de uma substância na forma de um cristal perfeito, em que as partículas que o constituem estão mais organizadas possível, na temperatura de zero kelvin, é igual a zero”. Mede-se a quantidade de calor necessária para aquecer as substâncias desde as temperaturas mais próximas do zero absoluto (zero K) até 298K.

Energia Livre de Gibbs Gibbs relacionou a entropia com a entalpia criando assim uma terceira grandeza que é a Energia Livre de Gibbs (G). Calculando o valor de G, é possível prever de forma bem mais ampla a espontaneidade de processos químicos e físicos. A energia livre de Gibbs (∆Gº) é uma grandeza termodinâmica definida como a diferença entre variação de entalpia (∆Hº) e a temperatura (T) vezes a variação de entropia (∆Sº) em uma reação. De acordo com a equação abaixo: ∆Gº=∆Hº – T∆Sº Onde : ∆Hº= é uma função de estado chamada de variação de entalpia que informa a variação de energia em pressão constante. T= a temperatura é uma grandeza física intensiva que é influenciada ou sofre influência das variações energéticas durante a movimentação das partículas. ∆Sº= a variação de entropia é uma função de estado que informa a variação de energia em função do estado de liberdade das partículas. A energia livre é simplesmente um método de medição do trabalho máximo realizado durante um processo. Essa função é uma das mais usadas na química e na bioquímica Para que um processo ocorra espontaneamente o ∆Gº da reação deve ser negativo como, por exemplo, uma reação exotérmica que apresenta um henergia livre, o que por sua vez é favorecido por um valor pequeno e positivo de T∆Sº. Se a ∆Gº=0 o sistema está em equilíbrio, tendência de toda reação química. Visto isso, analisemos a seguinte imagem que é alto explicativa em relação ao sinal da variação da Energia Livre de Gibbs:

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Agora vejamos uma tabela que apresenta melhor a espontaneidade de uma reação em determinadas condições, tais com variação de entalpia, entropia e temperatura: ∆H

∆S

T

Menor que zero

Maior que zero

Qualquer

É espontâneo

Maior que zero

Menor que zero

Qualquer

Não é espontâneo

Menor que zero

Menor que zero

Baixa

Possivelmente é espontâneo

Menor que zero

Menor que zero

Alta

Possivelmente não é espontâneo

Maior que zero

Maior que zero

Baixa

Possivelmente não é espontâneo

Maior que zero

Maior que zero

Alta

Possivelmente é espontâneo

Espontaneidade

Valendo salientar também que o resultado do ∆G é representado pelo SI da seguinte forma: J∙K-1∙mol-1 .

Aplicação da Termodinâmica Química na Indústria

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As utilizações dos conceitos de termoquímica estão presentes no nosso cotidiano em diversas áreas, por exemplo, indústria e comércio. Em relação à aplicação da termoquímica na indústria basta olharmos para as siderúrgicas, mas antes disso vamos exprimir o conceito de termoquímica que assim como já foi dito anteriormente é o ramo da química que diz respeito à relação entre calor e transformações químicas. São as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente. Tendo em vista isso, podemos nos questionar: O que relaciona a termoquímica com as indústrias siderúrgicas? A resposta é: Praticamente tudo. Na Revolução Industrial, com a invenção de fornos que permitiam não só corrigir as impurezas do ferro, como adicionar-lhes propriedades como resistência ao desgaste, ao impacto, à corrosão, etc. Por causa dessas propriedades e do seu baixo custo o aço passou a representar cerca de 90% de todos os metais consumidos pela civilização industrial e isso só foi devido a termodinâmica química. Para produzirmos ferro, aço e outros minérios precisaram das trocas de calor e isso só ocorre se utilizarmos do uso da termoquímica.

Essa imagem acima mostra uma das partes do trabalho em uma siderúrgica. Temos também a aplicação da Termodinâmica na parte das indústrias alimentícias, que são propriedades termodinâmicas de alimentos congelados. E esse conhecimento de propriedades físicas e térmicas de alimentos é essencial para o projeto de processos e de equipamentos na área de alimentos congelados. Só é possível determinar requisitos de refrigeração e tempos de congelamento se houver informações quantitativas disponíveis sobre as propriedades de alimentos.

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Como por exemplo, durante o processo de congelamento, a água muda gradualmente do estado líquido para o estado sólido. Como as propriedades do gelo são diferentes daquelas da água líquida, as propriedades de alimentos determinadas a temperaturas acima do congelamento não costumam ser válidas para temperaturas abaixo do ponto de congelamento e isso é estudado nas funções de estado que é outra parte da Termoquímica. Visto isso, podemos dizer que a aplicação da termodinâmica química nas indústrias é bastante ampla. E é realmente de grande importância.

CONCLUSÃO Realizar uma pesquisa bibliográfica sobre a Termodinâmica Química foi de tal importância, pois podemos aprender um pouco mais de cada conceito imposto, cada lei e cada assunto que constituem a termoquímica. Tendo um maior contato, vendo exemplos e suas aplicações no dia-a-dia como por exemplo as aplicações nas indústrias. Com a conclusão do trabalho podemos entender melhor a termoquímica, ver a perspectiva de diferentes autores e aprender cada vez mais tendo os objetivos propostos no trabalho conquistados.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGÁFICAS RUSSEL, John B. Química Geral, 2ª Ed. – São Paulo: Pearson Makron Book, 1994 Volume 1. REIS, Martha. InterAtividade Química – Cidadania, participação e transformação. – São Paulo: FTD, 2003 Volume Único. http://www.infoescola.com/quimica/entalpia/ http://www.infoescola.com/quimica/entropia/ http://www.brasilescola.com/quimica/lei-hess.htm...