Segunda Lei da Termodinâmica

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1 Físico- Química |Jordana Cesco 
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Conceitos Fundamentais 
➢ Algumas coisas ocorrem 
naturalmente; outras, não. 
 
➢ “Espontâneo” tem que ser 
interpretado como uma tendência 
natural que pode ou não pode ser 
percebida na prática. 
 
➢ A Segunda Lei da Termodinâmica 
resume a existência de duas classes 
de processos: espontâneos e não 
espontâneos. 
 
Enunciado de Kelvin 
A Segunda Lei da Termodinâmica pode ser 
expressa de diversas formas equivalentes, 
uma delas foi formulada por Kelvin: 
 
Não é possível um processo que tenha como 
único resultado a absorção de calor de um 
reservatório térmico e a sua completa 
conversão em trabalho 
 
Por exemplo, em uma máquina térmica há 
sempre uma parcela de energia na forma de 
calor que não será transformada em trabalho. 
 
Esse enunciado não conflitua com a Primeira 
Lei, pois a energia é conservada. 
 
Processos Espontâneos 
➢ Mudanças espontâneas em um sistema 
são sempre acompanhadas por dispersão 
de energia. 
 
➢ Quando ocorre uma mudança em um 
sistema isolado, a energia total do sistema 
permanece constante, mas ela se 
redistribui de formas diferentes. 
 
Exemplo 
Imagine a seguinte situação: uma bola 
(sistema) que quica sobre uma superfície 
(vizinhança), como na figura abaixo. 
 
 
Em cada pulo, a bola não sobe tão alto 
quanto no anterior, pois há perdas inelásticas 
na colisão entre a bola e a superfície. 
Parte da energia cinética do movimento é 
degradada em movimento térmico dos 
átomos da superfície, e há dispersão da 
energia. 
 
Entropia (S) 
A 2ª Lei da Termodinâmica também se exprime 
em termos de uma função de estado, que 
chamamos de entropia. 
 
A entropia é uma medida da dispersão de 
energia em um processo. Ela serve para 
identificar as mudanças espontâneas entre as 
mudanças permitidas. 
 
A entropia total (entropia do sistema mais a 
entropia das suas vizinhanças) de um sistema 
isolado aumenta em uma mudança 
espontânea 
 
∆𝑆𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧𝑖𝑛ℎ𝑎𝑛ç𝑎 
∆𝑆𝑣𝑖𝑧𝑖𝑛ℎ𝑎𝑛ç𝑎 =
𝑞𝑣𝑖𝑧
𝑇𝑣𝑖𝑧
 
 
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2 Físico- Química |Jordana Cesco 
Cálculo da Entropia de um Gás Ideal nos diferentes processos 
 
Isotérmico 
∆𝑆 = 𝑛𝑅𝑙𝑛 (
𝑉𝑓
𝑉𝑖
) 
Isovolumétrico 
∆𝑆 = 𝑛𝑐𝑣𝑙𝑛 (
𝑇𝑓
𝑇𝑖
) 
𝑐𝑣 =
𝑔
2
𝑅 
Isobárico 
∆𝑆 = 𝑛𝑐𝑝𝑙𝑛 (
𝑇𝑓
𝑇𝑖
) 
𝑐𝑝 = 𝑐𝑣 + 𝑅 
Reversível (Ciclo) 
∆𝑆 = 0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo 1: Calcular a entropia quando o 
volume de 1,00 mol de qualquer gás ideal é 
duplicado, a uma temperatura constante, 
Vf/Vi = 2 
∆𝑆 = 𝑛𝑅𝑙𝑛 (
𝑉𝑓
𝑉𝑖
) 
∆𝑆 = (1𝑚𝑜𝑙) ∙ (8,3145 J𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1) ∙ ln 2 
∆𝑆 = +5,76 J𝐾−1 
 
Exemplo 2: Calcular a variação de entropia 
das vizinhanças quando se forma 1,00 mol de 
𝐻2𝑂(𝑙) a partir dos seus elementos nas 
condições padrões: 𝑇 = 289𝐾 e ∆𝐻° = −286𝑘𝐽 
 
∆𝑆𝑣𝑖𝑧 =
𝑞𝑣𝑖𝑧
𝑇𝑣𝑖𝑧
 
∆𝑆𝑣𝑖𝑧 =
2,86 × 105𝐽
298𝐾
 
∆𝑆𝑣𝑖𝑧 = +960𝐽𝐾
−1 
 
 
Referências bibliográficas: 
Físico-Química (Vol. 1) – 9ª Edição 
de Peter Atkins e Julio de Paula