Energia e entropia3 - Química 12

QUÍMICA – 12º ANO
ENERGIA E ENTROPIA
CALOR, TEMPERATURA E CAPACIDADES CALORÍFICAS
Nem todas as substâncias têm a mesma capacidade calorífica, isto é, para
a mesma energia calorífica recebida, a elevação de temperatura é
diferente.
C — capacidade calorífica
q — calor
∆T — variação de temperatura
C = q/∆T
sendo
C = n. C m
ou
q = n. Cm . ∆T
n — quantidade de substância
C m — capacidade calorífica molar
Exercício:
Dados:
Calcule a variação da energia interna, sabendo que a volume
constante, 360 g de água elevaram a sua temperatura de
18,7ºC para 26,0 ºC.
Capacidade calorífica molar da água, a volume constante:
C vm (H 2 0) = 75,4 J/mol.K
Mr(H 2 O) = 18,0
Resolução:
W = ± P. ∆V
W = 0 J
∆U = q + W
q = n. Cm . ∆T
q = (360/18,0) x 75,4 x (26,0 — 18,7) = 1,10x10 4 J
q > 0 (porque foi absorvido) —> ∆U = + 1,10x10 4 J
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ENERGIA E ENTROPIA
CALORES DE REACÇÃO E LEI DE HESS
Para se perceber o que é o calor de reacção deve-se fazer uma
interpretação das alterações estruturais que ocorrem numa reacção
química.
Assim, as reacções químicas envolvem:
ü Quebra de ligações químicas dos reagentes
Requer sempre absorção de energia (energia de dissociação) q>0
ü Estabelecimento de novas ligações químicas que originarão os
produtos da reacção.
Ocorre sempre com libertação de energia (energia de ligação) q 2H 2 O(g)
1.ª Fase: quebram-se as ligações H—H e O=O
sendo:
En. de ligação H—H = 2 x 436 kJ/mol
En. de ligação O = O = 498 KJ/mol
En. absorvida = 2 x 436 + 498 = 1370 kJ
2.ª Fase: estabelecem-se novas ligações O—H
sendo: En. média de ligação O—H = 436 kJ/mol
En. libertada = —4 x 436 = —1852 kJ
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ENERGIA E ENTROPIA
Logo,
q = soma das energias + soma das energias das
de dissociação
ligações estabelecidas
ou seja:
q = +1370 — 1852 = — 482 kJ
Logo a reacção de síntese da água é exotérmica.
Se quando se formam 2 moles de água se libertam 482 kJ, podemos dizer
que o calor de formação — ∆H f — é de –241 kJ/mol.
A equação termoquímica será:
H 2 (g) + ½ O 2 (g) —> H 2 O(g) ∆H f = –241 kJ/mol
Numa reacção química, a variação de entalpia (calor de reacção) para se
passar de um estado inicial para um estado final é a mesma quer se evolua
por uma única etapa quer por várias.
Reagentes
Caminho 1
Produtos
Caminho 2A
Intermediários
Caminho 2B
∆H caminho 1 = ∆H caminho 2A + ∆H caminho 2B
∆H reacção = H produtos — H reagentes
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ENERGIA E ENTROPIA
Considere a reacção em que A, B, C e D são compostos:
aA + bB —> cC + dD
∆Hº reacção = Σ∆H produtos — Σ∆H reagentes
∆Hº reacção = ( c.∆Hº f (C) + d∆Hº f (D) ) — (a.∆Hº f (A) + b∆Hº f (B) )
Exemplo:
No processo de combustão da grafite
Caminho 1: C(s) + O 2 (g) —> CO 2 (g) ∆Hº 1,m = ∆Hº f,m (CO 2 )
Caminho 2A: C(s) + ½ O 2 (g) —> CO(g) ∆Hº 2A,m = ∆Hº f,m (CO)
Caminho 2B: CO(g) + ½ O 2 (g) —> CO 2 (g) ∆Hº 2b,m =
∆Hº f,m (CO 2 ) = ∆Hº f,m (CO) + ∆Hº 2b,m
∆Hº 2b,m = ∆Hº f,m (CO 2 ) — ∆Hº f,m (CO)
∆Hº 2b,m = — 393,5 — (—283,0) = — 110,5 KJ/mol
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ENERGIA E ENTROPIA
Reacções Espontâneas:
Existem numerosas reacções químicas que ocorrem espontaneamente, isto
é, ocorrem naturalmente assim que os reagentes entram em contacto.
Muitas das reacções espontâneas são bastantes extensas, ou seja o grau
de conversão dos reagentes é de quase 100%.
Exemplos:
HCl(aq) + H 2 O(l) —> H 3 O + (aq) + Cl — (aq)
CH 4 (g) + O 2 (g) —> H 2 O(g) + CO 2 (g)
Outras ocorrem espontaneamente até atingirem o equilíbrio.
Exemplo:
NH 3 (g) + H 2 O(l) ⇔ NH 4 + (aq) + OH — (aq)
Critérios para a espontaneidade
Critério da energia mínima: muitas reacções permitem que o sistema
progrida para um estado de energia mínima. Este critério explica o facto
das reacções exotérmicas serem em geral espontâneas.
Existem situações que não são explicadas por este critério, por exemplo:
ü Num sistema não isolado, quando a sua energia diminui devido a
uma reacção exotérmica, a energia da vizinhança aumenta
espontaneamente.
ü Existem reacções endotérmicas que ocorrem espontaneamente,
por exemplo:
H 2 O(s) —> H 2 O(l)
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ENERGIA E ENTROPIA
Para prever se uma dada reacção é ou não espontânea, além da
entalpia é necessário ter em conta a entropia.
ENTROPIA (S):
É o grau de desordem de um sistema.
Quanto maior é a desorganização, maior é a entropia
S sólido < S líquido < S gás
Tal como a entalpia, a entropia é uma função de estado, ou seja:
∆S = S final — S inicial
Um aumento de desordem ⇒ ∆S > 0
Verifica-se que qualquer transformação espontânea ocorre sempre com
um aumento da entropia do universo, até que ao atingir o equilíbrio se
mantém constante.
2.ª LEI DA TERMODINÂMICA
Como consequência:
A entropia de um cristal perfeito a 0 K é de zero (Sº = 0 )
3.ª LEI DA TERMODINÂMICA
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ENERGIA E ENTROPIA
Sistemas Não Isolados:
ü Processo Exotérmico
Universo
∆H sistema 0
Sistema
Calor
S
∆H sistema ↑ ⇒ T viz. ↓ ⇒ S viz . ↓
Verifica-se então que:
∆H sistema = —T. ∆S viz.
T — temperatura em K
Para qualquer processo espontâneo:
∆S universo = ∆S sistema + ∆S vizinhança >0
∆S universo = ∆S sistema — (1/T) ∆H sistema >0
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