Curso de termodinâmica/Termoquímica: diferenças entre revisões

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A termoquímica é a aplicação da primeira lei às reações químicas isotermas e isóbaras. O fundamento da termoquímica é a equação <math>Q_P =\Delta H</math>, que fornece uma função de estado ligada à energia do sistema e mensurável experimentalmente. É graça às propriedades de função de estado de <math>Q_P</math> ou H que não é necessário medir os calores de reação de todas reações possíveis. Como H depende só dos estados inicial e final, poderemos calcular <math>\Delta H</math> para qualquer reação, simplesmente montando um caminho do estado inicial e para o estado final composto de etapas elementares para quais a mudança de entalpia é conhecida.
 
 
Exemplo: procurar a mudança de<math>\Delta H_AC</math> associada à transformação <math> A\rightarrow C</math>. É inútil de medir-la se conhecermos já os calores de<math> A\rightarrow B\ e\ B \rightarrow C</math>. Em efeito, como H é uma função de estado, <math>H_AC</math> a o mesmo valor que a transformação de A em C seja efetuada diretamente ou passando pelo intermediário B:
 
<center><math>\Delta H_{AC}\;=\;\Delta H_{AB}\;+\Delta H_{BC}</math></center>
 
Em outras palavras, a mudança de entalpia durante um processo cíclico, por exemplo<math> A\rightarrow B\rightarrow C\rightarrow A </math> é nulo, os estados inicias e finais sendo os mesmos:
 
<center><math>\Delta H_{ABCA}\;=\;\Delta H_{AB}\;+\;\Delta H_{BC}\;+\;\Delta H_{CA}\;=\;0</math></center>
 
Para H, como para qualquer função de estado:
<center><math>\Delta H_{AC}\;=\;-\Delta H_{CA}</math></center>
 
 
<center>[[Imagem:Abs.gif]] </center>
 
 
 
 
 
Para poder determinar a entalpia de qualquer reação, basta de ter uma coletânea de <math>\Delta H</math> para reações elementares . Foram escolhidas as reações de formação das moléculas.
 
 
 
 
 
DEFINIÇÕES
 
''Entalpia de formação de um composto'': É o calor liberado ou absorvido ,<math>\Delta H_f</math>, quando um mol do composto é formado a partir dos elementos a pressão constante.
 
''Estado'' : é o estado estável sob 1 bar. Anotado pelo expoente º.
 
''Entalpia de formação padrão'': É o calor liberado ou absorvido,<math>\Delta H_f^o</math>, quando há formação de um mol do composto , sob 1 bar e a 298K a partir dos elementos no seus estados padrões.
 
 
<center>[[Imagem:termo1.gif]]</center>
 
Por conseqüência, a entalpia padrão de formação dos elementos é nula por definição. As seguintes reações são exemplos de reações de formação padrões:
 
<center><math>H_{2\;(g)}\;+\;\frac{1}{2}O_{2\;(g)}\rightarrow H_2O_{(l)}</math></center>
 
<center><math>H_{2\;(g)}\;+\;\frac{1}{2}O_{2\;(g)}\rightarrow H_2O_{(g)}</math></center>
 
<center><math>C_(s)\;+\;2H_{2\;(g)}\rightarrow CH_{4\;g}</math></center>
 
Se conhecermos as entalpias padrões de formação de todos corpos que intervem numa reação química, podemos calcular a entalpia desta reação. Por exemplo, para calcular a entalpia <math>\Delta H_{r}</math>da reação :
 
 
<center><math>C_2H_{4\;(g)}\;+\;H_{2\;(g)}\rightarrow C_2H_{6\;(g)}</math></center>
 
a 25°C sob 1 bar, a partir das entalpias padrões de formação de <math>C_2H_4</math> e <math>C_2H_6</math> a 25ºC, basta de construir o seguinte ciclo:
 
<center>[[imagem:termo2.gif|center]]</center>