Estudo P2 - 2° Trimestre

Estudo P2 - 2° Trimestre

1. Cálculo da variação de entalpia

   • É realizado pela subtração da entalpia dos produtos pela entalpia dos reagentes.
   • A + B → C + D
     • É necessário conhecer as entalpias dos reagentes e produtos
     • • HA = Entalpia da substância A • HB = Entalpia da substância B • HC = Entalpia da substância C • HD = Entalpia da substância D
   • ΔH = Hp – Hr
     • • Hp = Soma da entalpia dos produtos.(C,D) • Hr = Soma da entalpia dos reagentes.(A,B)

2. Cálculo da variação de entropia

   • É realizado pela subtração da entropia dos produtos pela entropia dos reagentes.
   • Mede a desordem em um sistema químico
     • • Sólido: moléculas sem liberdade de movimento (juntas). Possuem uma menor desordem.
     • • Líquido: possuem um pouco de liberdade de movimento e menos proximidade, com uma maior desordem do que o estado sólido.
     • • Gasoso: Muita liberdade de movimento. Por essa razão, elas apresentam uma elevada desordem.
   • ΔS = Sp - Sr
     • ΔS = variação da entropia de um sistema;
       • Sp = entropia dos produtos; Sr = entropia dos reagentes;
     • Utiliza como unidade de medida cal/K.mol ou cal.mol-1.K-1

3. Cálculo energia livre de gibbs

   • Utiliza as variações de entalpia e entropia para determinar a espontaneidade de um sistema químico.
   • De acordo com Gibbs, sempre que um processo químico espontâneo ocorre, ela acaba liberando energia. Porém, parte dessa energia liberada é utilizada pelo próprio sistema (substâncias) para que ele possa reorganizar-se.
   • Para calcular ele usou termos da Termodinâmica também
     • ΔG = ΔH – T. ΔS
       • ΔG = Variação da energia livre de Gibbs ΔH = Variação da entalpia do sistema ΔH = Variação da entropia do sistema T = Temperatura do sistema
   • se o resultado for negativo, o processo é espontâneo; porém, se o resultado for positivo, o processo não será espontâneo.
     • ΔG < 0 (negativo): processo espontâneo
       • ΔG > 0 (positivo): processo não espontâneo

4. processos espontâneos ou não.

   • Quando uma transformação química ou física acontece sem ser provocada por uma influência externa, é um processo espontâneo. Quando essas transformações precisam ser direcionadas numa direção contrária, elas são processos não espontâneos.

5. leis da termodinâmica.

   • 1°
     • Feita por James P. Joule --> é possível elevar a temperatura de um sistema pela adição de energia térmica, mas também com trabalho sobre ele. Ele fez uma experiência: suspensão de dois corpos pesados, por meio da carretilha, e depois liberá-la.
   • 2°
     • Feita por Rudolf Clausius --> estabelece condições para que as transformações termodinâmicas ocorram. Para um sistema realizar conversões de calor em trabalho, ele precisa fazer os ciclos entres fontes de calor quente e fria de forma sucessiva. então, ocorre a transformação de calor em trabalho por um processo cíclico. Ela se baseia nos enunciados:
       • Kelvin: é impossível a construção de uma máquina que, operando em um ciclo termodinâmico, converta toda a quantidade de calor recebido em trabalho;
       • Clausius: o calor não pode fluir, de forma espontânea, de um corpo de temperatura menor, para um outro corpo de temperatura mais alta;
       • Entropia: essa lei também se baseia no conceito de entropia

6. Lei de hess

   • permite calcular a variação da entalpia, que é a quantidade de energia presente nas substâncias após sofrerem reações químicas. Isso porque não é possível medir a entalpia em si, mas sim a sua variação.
   • fundamenta o estudo da Termoquímica.
   • Foi desenvolvida por Germain Henry Hess
     • "A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações."
   • A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):
     • ΔH = Hf – Hi
       • Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.
         • ΔH = ΔH1 + ΔH2

7. Energia de ligação.

   • É a energia absorvida na quebra de um mol de ligação, no estado gasoso, entre átomos a 25°C e 1 atm.
     • a energia presente na formação da mesma ligação entre os mesmos átomos (separados), mas ela apresentará sinal diferente.

8. Cinética química

   • Estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam, bem como a possibilidade de controlá-la, tornando a reação mais rápida ou mais lenta.
   • fatores que influenciam a rapidez com que uma reação se processa:
     • Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade da reação;
       • Temperatura: Um aumento na temperatura, geralmente, aumenta a velocidade das reações;
         • Catalisadores: São substâncias químicas capazes de acelerar determinadas reações sem serem consumidas durante o processo;
           • Concentração dos reagentes: Com o aumento da concentração dos reagentes há um aumento no número de choques efetivos entre suas partículas constituintes, o que resulta em um aumento da velocidade da reação.
             • Pressão: A influência é diretamente proporcional, ou seja, com o aumento da pressão, a reação química processa-se mais rapidamente.
   • velocidade média: pode ser medida por meio da variação da concentração dos reagentes ou da variação da concentração dos produtos em relação ao tempo transcorrido de reação
   • Teoria das colisões
     • Especifica como devem ocorrer os choques entre as moléculas dos reagentes para que a reação se processe com maior velocidade

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