1ª Lei da Termodinâmica

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	Sinélcio Samuel
Aplicação de 1a lei da termodinâmica nos gases ideais e reais
 Termoquímica 
(Licenciatura em Ensino de Química)
Universidade Rovuma
Extensão de Niassa
2020
	Sinélcio Samuel	
Aplicação de 1a lei da termodinâmica nos gases ideais e reais
 Termoquímica
Trabalho investigação científica da cadeira de Química-Física I a ser apresentado ao Departamento de Ciências Naturais e Matemática, sob orientação do docente: Msc Estêvão Clâvel para fins avaliativos.
Universidade Rovuma
Extensão de Niassa
2020
1. Aplicação da 1a lei da Termodinâmica nos Gases Ideais e Reais 
1.1. Transformação Isobárica (pressão constante)
Essa é a transformação caracterizada pela mudança na temperatura e volume do gás mas sem alterar o valor da pressão a que ele está submetido.
Como nessa transformação temos variação do volume, o trabalho realizado pelo gás é dado por
Além do volume, a temperatura do gás também se altera o que se reflete na troca de calor entre o gás e o ambiente que o envolve, a quantidade de calor trocada é dada pela equação
.
Portanto, já que a variação da temperatura também acarreta mudança da energia interna do gás, essa transformação apresenta mudança de todas as variáveis termodinâmicas que aparecem na Primeira Lei da Termodinâmica: 
1.2. Transformação Isométrica  (volume constante)
Esta é a transformação na qual o volume do gás permanece constante. Portanto, como o trabalho envolvido no processo depende da variação do volume, para essa transformação vamos ter de concluir que seu valor é zero (nulo).
O calor trocado nesse processo é dado por:
Comparando agora com a primeira lei da termodinâmica, vamos concluir que ela não apresenta a parcela relativa ao trabalho, por que como vimos algumas linhas acima, este é zero. Daí temos que:
Isso significa que na transformação isométrica, todo calor absorvido/cedido pelo gás contribui para modificar sua energia interna.
1.3. Transformação Isotérmica (temperatura constante)
Nessa transformação é a temperatura que permanece inalterada, isto é, seu valor não muda durante o processo. Entretanto, como a variação da energia interna do gás depende da variação da temperatura, neste caso, seu valor será zero (nulo).
Portanto, embora a temperatura não mude, há variação do calor envolvido nesse processo por meio do trabalho realizado/sofrido pelo gás.
1.4. Transformação Adiabática
Esse tipo de transformação ocorre quando o gás ideal não troca calor com o ambiente no que se encontra. Isso é possível quando as paredes do recipiente onde ele está confinado são isolantes térmicas ou quando uma compressão ou expansão do gás ocorre muito rapidamente sem dar tempo para que qualquer transferência de calor aconteça. Ou seja, para essa transformação .
Nesse caso a primeira Lei da Termodinâmica fica assim:
A equação demonstra que a energia interna do gás diminui se ele realiza trabalho (expansão – aumento de volume) ou aumento se trabalho for realizado sobre o gás (compressão – diminuição de volume).
2. Termoquímica
Termoquímica é o estudo do calor trocado quando ocorrem reacções químicas. É uma ramo da termodinâmica, pois o vaso da reacção e seu conteúdo constituinte um sistema, e as reacções químicas provocam troca de energia entre um sistema e as suas vizinhanças. (ATKINS & DE PAULA, 2010).
Assim, podemos usar a calorimetria para medir o calor produzido ou absorvido numa reacção e identificar q á variação de energia interna se a reacção ocorrer a pressão constante. Inversamente se ou forem conhecidas para uma certa reacção, é possível calcular a quantidade de calor que a reacção pode produzir. (idem, 2010).
Já comentamos que o processo que libera calor para as vizinhanças é exotérmico, e um que absorve calor das vizinhanças é endotérmico. Como a liberação de calor corresponde á diminuição da entalpia de um sistema, podemos dizer que um processo exotérmico a pressão constante é aquele no qualpara dar l mol de como dióxido de carbono puro a l bar e 2 mol como agua liquida pura a l bar; o valor numérico é para a reacção a 298 K. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
Outra forma de registrar a variação de entalpia que acompanha uma reacção química consiste em escrever a equação química e então registrar a entalpia-padrão de reacção, .
Assim, para a reacção de combustão, escrevemos
 
Para a reacção
A entalpia-padrão de reacção é
(C) +(D)} – (
Onde (J) é a entalpia molar das espécies J na temperatura de interesse. Observe como o ‘por mol’ vem directamente do facto de as entalpias molares aparecerem nessa expressão. Interpreta-se observando os coeficientes estequiométricos na equação química. Neste caso, o ‘por mol’ em significa ‘por 2 mol de A’, ‘por mol de B’, ou ‘por mol de D’. Em geral:
	
Onde cada uma das entalpias molares das espécies esta multiplicada pelo respectivo coeficiente estequiométrico (ATKINS & DE PAULA, 2008).
Algumas entalpias-padrões da reacção têm nomes especiais e importância particular.
Por exemplo, a entalpia-padrão de combustão, , é a entalpia-padrão da reacção da oxidação completa de um composto orgânico formando CO2 gasoso e H2O liquida, se o composto contiver exclusivamente C, H e O, e também N2 gasoso, se N estiver presente. 
Como exemplo, a combustão de glicose:
 
O valor da entalpia monstra que há o desprendimento de 2808 kJ de color quando se queima 1 mol de C6H12O6 nas condições padrões, a 298 K. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
2.4. A lei de Hess
É possível combinarem-se as entalpias-padrões de várias reacções para se ter entalpia de outra reacção. Esta é a aplicação da primeira lei da termodinâmica e é conhecida como a lei de Hess: 
A entalpia-padrão de uma reacção é igual a soma das entalpias-padrões das reacções parciais em que a reacção possa ser divida.
As reacções parciais não estão, necessariamente, realizáveis na prática. Para o cálculo, elas podem ser reacções hipotéticas; a uma única exigência que se faz é a de as equações químicas estarem equilibradas. A base termodinâmica da lei de Hess é a independência de em relação ao caminho. Por isso, podemos partir dos reagentes especificados, passar por quaisquer reacções (algumas ate hipotéticas), até chegar aos produtos especificados e, no total, ter o mesmo valor da variação de entalpia. A importância de lei de Hess esta na possibilidade de ser uma informação sobre certa reacção, que pode ser difícil de conseguir directamente, através de informações obtidas em outras reacções. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
2.5. Entalpias-padrões de formação 
É definida como a entalpia padrão por mol de uma substância, para a sua formação, partindo dos seus elementos no seu estado de referência, ou seja, sua forma mais estável. A entalpia padrão de formação surgiu a partir da impossibilidade de se obter as entalpias padrões de reação para todas as reações.
Por exemplo, para chegar à entalpia padrão de formação do etanol podemos partir dos seus elementos em sua forma mais estável, na temperatura de 298,15 K (25 °C):
2C(gr) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(l) ΔH° = - 277,69 kJ
Logo, a entalpia padrão de formação para o etanol é: ΔfH° = - 277,69 kJ mol-1. (ATKINS & DE PAULA, 2010).
Por definição, a entalpia padrão de formação de um elemento em sua forma mais estável é igual a zero, por exemplo, a entalpia padrão de formação da grafita (C(gr) é zero - ΔfH° (C(gr) = 0. Entretanto, a entalpia de formação de um elemento em que sua forma não é a mais estável é diferente de zero: 
C(gr) → C(diamante) ΔH° = + 1,9 kJ
As entalpias padrão de formação combinam-se para chegar a entalpia padrão de reação (ΔrH°), que é definida como a diferença entre as entalpias padrão de formação dos produtos pelos reagentes:
Onde n, representa os coeficientes estequiométricos da equação química e, o símbolo Σ expressa soma.
Compostos exotérmicos apresentam entalpias padrão de formação negativa e, os compostos endotérmicos apresentam entalpias padrão de formação positiva.
2.5.1. Entalpias de reação em termo de entalpias de formação
Podemos considerar, conceitualmente, que uma reação avança pela decomposição dos reagentes nos respectivos elementos e depois pela combinação desses elementos nos produtos correspondentes. O valor de da reação global é igual á soma das entalpias de decomposição e de formação. Como a decomposição é a reação inversa da formação, a entalpia de uma etapa de decomposição é o negativo da entalpia de formação correspondente. Logo, com as entalpias de formação das substâncias temos a informação suficiente para calcular a entalpia de qualquer reação, usado 
Onde cada entalpia de formação aparece multiplicada pelo coeficiente estequiométrico correspondente. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
2.5.1. Entalpia de formação e modelagem molecular
Vimos como as entalpias-padrão de reação podem ser calculadas pela combinação das entalpias-padrão de formação. O problema que se coloca agora é saber se é possível chegar ás entalpias-padrão de formação a partir do conhecimento da constituição química das espécies. A resposta resumida desse problema é que não há nenhum procedimento termodinamicamente exato de expressar as entalpias de formação em termos das contribuições de átomo e ligações isoladas. No passado, adotavam-se procedimentos aproximados baseados na entalpia medias de ligação, isto é, na variação de entalpia media associada ao rompimento de uma ligação especifica,
 
Entretanto, esse procedimento é pouco confiável, em parte porque os valores de são valores médios para uma serie de compostos aparentados uns com os outros. O procedimento também não distingue entre os isómeros geométricos, que tem os mesmos átomos as mesmas ligações, mas cujas entalpias de formação podem ser significantes diferentes.
A modelagem molecular por meios de computadores substitui em grande parte abordagem anterior. Mais primitiva. Softwares comerciais usam os princípios desenvolvidos no capito capitulo 11 para calcular a entalpia-padrão de formação de uma molécula desenhada na tela do computador. Essas técnicas podem ser aplicadas a diferentes conformações da mesma molécula. No caso do metilcicloxano, por exemplo, a diferença calculada de energia conformacional fica entre 5,9 e 7,9 kJ, como isómero equatorial tendo a menor entalpia-padrão de formação. Essas estimativas são bons razoáveis quando comparadas com o valor experimental de 7,5 kJentretanto, boa concordância entre valores experimentais e cálculos é rara. Métodos computacionais quase sempre predizem corretamente qual é o isómero mais estável, mas não predizem corretamente o valor da diferença de energia conformacional. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
2.6. Dependência das entalpias de reação com a temperatura
As entalpias-padrão de muitas reações importantes foram medidas em diferentes temperaturas. Entretanto, na ausência dessas informações, é possível estimar as entalpias-padrões de reações em diferentes temperaturas a partir das capacidades calorificas e da entalpia de reação em outra temperatura. Em muitos casos, dados de capacidade calorificas são mais exatos que as entalpias de reação, de modo que, desde que a informação seja disponível, o procedimento que será descrito é mais exato que a medida direta de uma entalpia de reação em temperatura elevada. (ATKINS & DE PAULA, 2008).
 
Admite-se que não há transição de fase no intervalo de temperatura considerado.) Como essa equação vale cada substancia que participa da reação, entalpia-padrão de reação varia de para
 Onde é a diferença entre as capacidades calorificas molares dos produtos e as capacidades calorificas molares dos reagentes, nas condições padrões, cada qual ponderada pelo coeficiente estequiométrico correspondente na equação química: 
3. Bibliogafia 
ATKINS, P. & DE PAULA, J. Físico-Químico, volume 1, Nona edição, Rio de Janeiro: LTC, 2010.
ATKINS, P. & DE PAULA, J. Físico-Química, Volume 1, 8a Edição, Rio de Janeiro: LTC, 2008.
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