APOSTILA FISQUIM - PRIMEIRA PARTE

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 GOVERNO DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO 
 SECRETARIA DE ESTADO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
 
 
 
 
 
 
COLEGIADO DE CIÊNCIAS 
BIOLÓGICAS E DA SAÚDE (CCBS) 
 
 
APOSTILA BÁSICA 
DE 
FÍSICO-QUÍMICA 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
A Físico-Química é um conjunto de abordagens de problemas químicos de características 
quantitativas. Procura explicar e/ou predizer eventos químicos usando modelos e postulados. Tem 
abordagem fenomenológica a nível macro e/ou microscópica. 
Um exemplo é a ligação entre a molécula de O2 com a hemoglobina. A hemoglobina é uma 
proteína formada por 4 subunidades com 2 cadeias α (com aproximadamente 141 aminoácidos) e 
2 cadeias β (com aproximadamente 146 aminoácidos), em que cada cadeia contém grupo heme 
que pode ser ligado a 1 mol de O2 . Tal proteína tem a finalidade de carregar o oxigênio no sangue 
dos pulmões para os tecidos, transfere o oxigênio para a mioglobina. 
 
1) Essa ligação serve para investigar química de coordenação dos íons de metais de transição 
(exemplo, Fe) – teoria do orbital molecular ferro-ligante (conhecimento dos orbitais moleculares) 
 
2) Cor: sangue venoso (deoxiemoglobina) X sangue arterial (oxiemoglobina) 
 
3) Função biológica da ligação cooperativa – Interação alostérica (interação ao longo alcance entre 
sítios de ligação espacialmente distantes mediados pela estrutura da proteína) 
 
4) Função e eficiência da maioria das proteínas e enzimas – pH (hemoglobina pode atuar como 
tampão: processo é uma reação ácido-base); ligações químicas normais; forças eletrsotáticas; 
ligações de hidrogênio; forças de van der Waals 
 
5) Proteína tem sua especificidade (reação entre o sítio ativo e a vizinhança) – conformação das 
estruturas – energia de Gibbs mínima 
 
Ácido glutâmico Valina 
 
 
 
Deslocamento de um ácido glutâmico pela valina nas cadeias β da hemoglobina pode ser 
suficiente (alteração) para produzir mudança conformacional significativa, que irão gerar: aumento 
na atração entre as moléculas de proteína ⇒ polimerização ⇒ distorcer glóbulos vermelhos na 
forma foice ⇒ sintomas da anemia falciforme. 
 
 
UNIDADES DO SISTEMA INTERNACIONAL: 
 
Massa kg 
Tempo s 
Temperatura K 
Quantidade de substância mol 
Força N (1 kg.m/s2) 
Pressão Pa (N/m2) 
 
 
 
 
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DEFINIÇÕES: 
 
1 bar 105 Pa 
1 atm 1,01x105 Pa 
1 atm 1,01325 bar 
1 atm 760 torr = 760 mm Hg 
1 psi (libra/pol2) 6,894757x103 Pa 
1 J 1 N . m 
1 cal 4,184 J 
1 L.atm 101,3 J 
 
CNTP = 0 º C, 1 atm 
CNATP = 25º C, 1 bar 
 
atm = empregado para definir pontos de fusão e ebulição normais das substâncias 
bar = definir estados-padrão em físico-química 
 
Equação de estado em que fornece relações matemáticas entre as propriedades que definem o 
estado de um sistema P, T e V PARA GASES IDEAIS 
PV = n R T ; 
em que R = constante dos gases Ideais = 0,08206 L. atm / K. mol ou 8,314 J/K. mol 
 
Equilíbrio mecânico: pressões iguais 
Equilíbrio térmico: temperaturas iguais 
 
Fronteiras diatérmica: há troca térmica 
Fronteiras adiabáticas: não há troca térmica 
 
Sistema: parte determinada do Universo na qual estamos interessados 
Vizinhança: resto do Universo 
 
Sistema aberto: troca massa e energia com a vizinhança 
 fechado: não troca massa com a vizinhança 
 isolado: não troca massa e nem energia com a vizinhança 
 
Para entendermos um sistema completamente precisamos entender certas variáveis 
experimentais ⇒ P, T, composição (tais variáveis coletivamente descrevem o Estado do Sistema). 
As propriedades da Matéria são: Extensivas: propriedades em que os valores são diretamente 
proporcionais à quantidade de material presente (exemplos: massa, volume, força, área, energia) e 
Intensivas: não dependem da quantidade de material (exemplos: temperatura, densidade, pressão) 
 
 
Lei Zero da Termodinâmica: 
 
 Se A está em equilíbrio térmico com B; 
 Se B está em equilíbrio térmico com C, então ..... 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
• Ciência macroscópica que trata de propriedades com P, V, T; 
• Ciência do calor / temperatura 
• Leis que governam a conversão de energia térmica em energia mecânica, elétrica ou 
outras formas de energia 
• A primeira lei sistematiza a informação obtida de experimentos realizados em sistema. 
Permite predizer se uma dada reação vai acontecer e qual poderá ser o seu rendimento 
máximo 
• Na primeira lei há dois conceitos que são a base desta lei: CALOR e TRABALHO. 
 
 
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TRABALHO (w) 
 (sinal negativo indica: sistema que realiza trabalho sobre a vizinhança) 
 
 
P for constante P = Pext, w = - Pext (V2 – V1) 
P baseada na lei dos gases reais (P = nRT / V) w = - n R T ln (V2 / V1) ou 
 w = - n R T ln (P1 / P2) 
 
Exemplo: 0,85 moles de gás ideal inicialmente à pressão de 15 atm e 300 K se expande 
isotermicamente até pressão final de 1 atm. Calcule o trabalho se a expansão for realizada: 
a) contra vácuo 
b) contra pressão externa de 1 atm 
c) reversivelmente 
(valores negativos indicam que o trabalho é realizado pelo sistema sobre a vizinhança!!) 
 
 
 
 
 
 
 
O trabalho deve ser pensado como um modo de transferência de energia. Como os valores 
são diferentes dependendo do processo (caminho) embora os estados final e inicial sejam os 
mesmos nos 3 casos, pode-se concluir que o trabalho não é uma função de estado. 
 
6 
 
CALOR (q) 
 
• Transferência de energia entre dois corpos que estão em temperaturas diferentes 
• Aparece na fronteira do sistema e é definido por um processo 
• Calor trocado dependerá do caminho (do processo) 
 
Logo, trabalho e calor não são funções de estado. São medidas de transferência de energia e 
alterações nessas medidas dependem do caminho. 
 
 
 
 
Exemplo: Uma pessoa de 73 kg bebe 500 g de leite (valor calórico de 720 cal/g). Se apenas 17% 
de energia do leite for convertida em trabalho mecânico, a que altura (em metros) poderá subir com 
base nesse consumo de energia? 
 
 
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1ª LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 Estabelece que a energia pode ser convertida de uma forma para outra, mas não pode ser 
criada ou destruída. Energia total do Universo é uma constante. 
 
Euniv = Esist + Evizi 
 
 Se a variação de energia do universo é nula, logo a variação de energia do sistema é o valor 
em módulo a variação de energia da vizinhança (sinais opostos). 
 
Na Química estamos interessados nas mudanças de energia associados ao sistema 
 
E total = E c + E p + U 
 
 
Energia cinética + Energia potencial + Energia interna 
 
(é uma função de estado porque só depende apenas dos parâmetros termodinâmicos do estado 
tais como T, P, x) 
 
dU = dQ + dw 
∆U = q + w 
(1ª Lei é uma lei de conservação de energia) 
 
Maioria dos processos químicos e físicos são sob pressão constante em relação as 
condições de volume constante. 
 
 ∆U = qP – P ∆V (P constante) 
 U2 – U1 = qP - P (V2 – V1) 
qP = (U2 + PV2) – (U1 + PV1) 
qP = U + PV 
H = U + PV 
(Calor a Pressão constante é denominado de Entalpia, que é uma função de estado, pois depende 
de três funções de estado U, P e V) 
∆H = ∆U + ∆(PV) 
Se envolver gases ideais, pode-se substituir PV = nRT, então a variação de entalpia será 
∆H = ∆U + RT(∆n) 
 
A variação de entalpia pode ser medida a pressão constante e medido em processos 
físicos como transições de fase e em processos químicos como neutralização ácido-base. 
 
Volume constante ⇒ dU= dqV = cv dT ⇒ ∆U = cv (T2 – T1) 
Pressão constante ⇒ dH = dqP = cp dT ⇒ ∆H = cp (T2 – T1) 
Processo Isotérmico ⇒ dT = 0 → dU = dH = 0 → dq = -dw 
Processo Adiabático ⇒ dq = 0 → dU = dw 
 
Adiabático PVγ =const.⇒ P1V1γ = P2V2γ em que γ = cp/cv (razão das capacidades caloríferas) 
Isoterma PV =const. ⇒ P1V1 = P2V2 
 
 
 
 
 
 
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TERMOQUÍMICA 
 
 
a) Entalpia padrão de Reação (Lei de Hess) 
 
a A + b B → c C + d D 
 
∆Hr = c HC + d HD – (a HÁ + b HB) 
se a variação de entalpia for positivo o processo é endotérmico e se a variação de entalpia for 
negativa o processo é exotérmico. 
 
Lei de Hess (químico suíço, 1802-1850) 
 “ Quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação na entalpia é a mesma quer a 
reação ocorra em uma etapa, quer em varias etapas.” 
 A lógica dessa lei se fundamenta que a Entalpia é uma função de estado, sua variação 
independe do caminho e sim dos estados final e inicial do processo! 
 
 
Exemplo: Calcule a entalpia molar padrão de formação do acetileno (C2H2) a partir de seus 
elementos 2Cgrafite + H2 (g) → C2H2 (g) 
 
As equações para combustão e as variações de entalpia correspondentes são: 
(1) Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hr = -393,5 kJ/mol 
(2) H2 + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ∆Hr = -285,8 kJ/mol 
(3) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆Hr = -2598,8 kJ/mol 
 
 
b) Dependência da Entalpia de Reação com a Temperatura 
 
∆H = ∆cp (T2 – T1) 
 Em que a variação da capacidade calorífera a pressão constante é em função da diferença 
entre a capacidade calorífera dos produtos menos a dos reagentes, não esquecendo dos 
coeficientes estequiométricos da reação. 
 
Lei de Kirchhoff (físico alemão, 1824-1887) 
 “Essa lei estabelece que a diferença entre as entalpias de uma reação a duas temperaturas 
diferentes é somente a diferença entre as entalpias de aquecimento dos produtos e dos reagentes 
de T1 a T2.” 
 
 
 
Exemplo: Variação de entalpia padrão para a reação de formação de ozônio a 298 K e 1 bar é de 
285,4 kJ/mol. Quanto será a variação de entalpia padrão da reação a 380 K? 
3 O2 (g) → 2 O3 (g) 
Dados: Supor que as capacidades caloríferas são independentes da temperatura e que 
cp (O3) = 38,2 J/K.mol e cp (O2) = 29,4 J/K.mol. 
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3. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A 1ª Lei especifica que a energia flui de uma parte do Universo para outra ou é convertida de 
uma forma para outra, ou seja, Energia não pode ser criada nem destruída. A quantidade total de 
energia do Universo permanece constante. 
Porém a 1ª Lei não consegue prever a direção da mudança. A 1ª Lei ajuda fazer balanço 
contábil da entrada de energia, do calor liberado, do trabalho realizado, porém não diz se um 
processo particular pode ocorrer de fato. Recorrer ao conceito central da 2ª Lei que introduz uma 
nova função termodinâmica, a Entropia (S) que também é uma função de estado. As variações de 
entropia (∆S) nos fornecem os critérios necessários para se prever a direção de qualquer processo. 
 
ENTROPIA (S) 
 
 ∆S = ∆H / T = qrever / T dS = dq / T 
 
Como o calor depende do caminho (não é uma função de estado) pode ser: 
 dS = dqrev / T (processo reversível) 
 dS > dqirrev / T (processo irreversível) 
 
Enunciado da 2ª Lei da Termodinâmica 
 
 “A Entropia de um sistema isolado aumenta em um processo irreversível e permanece 
inalterada em um processo reversível. Nunca pode diminuir.” 
 
∆Suniverso = ∆Ssistema + ∆Svizinh ≥ 0 
 
 
Exemplo: Uma quantidade de 0,5 moles de gás ideal a 20ºC expande-se isotermicamente contra 
uma pressão constante de 2 atm de 1 para 5 litros. Calcule os valores de ∆Ssist, ∆Svizin e ∆Suniver. 
 
 
A) Variação de Entropia decorrente da mistura de gases ideais 
 
 ∆SA = nA R ln (VA +VB) / VA 
 ∆SB = nB R ln (VA +VB) / VB 
 
∆Smist = ∆SA + ∆SB (V α n = Lei de Avogadro) 
 
 = nA R ln (nA +nB) / nA + nB R ln (nA +nB) / nB 
 
 = nA R ln (1/xA) + nB R ln (1/xB) = - R (nA ln xA + nB ln xB) 
 
 > 0 (processo é espontâneo) 
 
 
B) Variação de Entropia decorrente das transições entre fases 
 
 ∆Sfusão = ∆Hfusão / Tfusão 
 
 ∆Svaporização = ∆Hvaporização / Tvaporização 
 
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C) Variação de Entropia decorrente do aquecimento 
 
 dS = dqrever / T = dH / T = cp / T dT 
 
(caso capacidade calorífera seja constante) ∆S = cp ln (T2 / T1) 
 
 
Exemplo: A pressão constante, 200 g de água é aquecido de 10ºC para 20ºC. Calcule o aumento 
na entropia para tal processo, sendo a capacidade calorífera molar a pressão constante é de 75,3 
J/K.mol. 
 
 
 
 
4. TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
“Toda substancia tem uma entropia positiva finita, mas no zero absoluto de temperatura a entropia 
pode tornar-se zero, e isso ocorre no caso de uma substancia pura, cristalina perfeita.” 
 
lim S = 0 (substancia cristalina pura) 
 
T→ 0 K
 
 
A importância desta terceira lei é de permitir calcular os valores absolutos das Entropias. 
 
 
Entropia das reações químicas 
 
a A + b B → c C + d D 
 
∆Sr = c SC + d SD – (a SÁ + b SB) 
 
 
Exemplo: Calcule os valores de ∆Suniverso , ∆Ssistema e ∆Svizinh para a síntese da amônia a 25ºC 
 
 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆HR = -92,6 kJ /mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. ENERGIA DE GIBBS E SUAS APLICAÇÕES 
 
INTRODUÇÃO 
 
É uma função que forma a base da Termodinâmica Química. Lembrando que a Primeira Lei 
da Termodinâmica trata de balanço energético, enquanto a Segunda Lei decide quais processos 
podem ocorrer espontaneamente. 
 
Energia de Gibbs (G) 
 
 dSUNIV = dSSIST + dSVIZ ≥ 0 
 = dSSIST + dqVIZ ≥ 0 
 T 
 = dSSIST – dqSIST ≥ 0 
 T 
 = dSSIST – dHSIST ≥ 0 
 T 
 = TdSSIST – dHSIST ≥ 0 
 = dHSIST - TdSSIST ≤ 0 
 = dGSIST ≤ 0 (Energia de Gibbs) 
 
∆G = ∆H - T∆S = 0 (processo está em equilíbrio) 
 < 0 (processo espontâneo do estado inicial para final) 
 
A energia de Gibbs, G, é uma função de estado (depende apenas do estado inicial e do 
estado final); G é uma propriedade do sistema; ela não depende do universo. Se a ∆G for positivo, 
o processo consome energia (processo endergônico) e se a variação for negativa, o processo 
produzirá energia (processo exergônico). 
 
∆G é avaliada com base nas propriedades - ∆H, S e T - mensuráveis do sistema que está 
sendo estudado. Como ∆G é igual a - T∆SUNIV, um valor negativo de ∆G (∆G < 0 correspondendo a 
T∆SUNIV > 0) indica um processo espontâneo (favorecido pelos produtos). Ao contrário, um valor 
positivo de ∆G indica um processo não espontâneo. 
 
 
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Exemplos 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
 
 
 
 
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Energia de Gibbs padrão de reação (∆rGº) 
 
 É definida de forma análoga, porém, a partir de energias molares padrões de reagentes e 
produtos. Em outras palavras, é a diferença na energia de Gibbs entre produtos puros em seus 
estados padrões e reagentes puros em seus estados padrões, numa dada temperatura. 
 
 
 
 
 
 
Energia de Gibbs em função de Temperatura e Pressão 
 
dG = dH – d(TS) = dH - TdS - SdT 
 = dU + PdV + VdP - TdS - S dT 
 = dq + dw + PdV + VdP - TdS - S dT 
 = TdS - PdV + PdV + VdP - TdS - S dT 
 = VdP - SdT 
 
 
Variação da Energia de Gibbs em relação à PressãoExistem dois casos especiais nos quais a equação assume uma forma mais simples. 
 
a) a volume constante (sólidos e líquidos), o volume é praticamente independente da pressão 
(ordinária). 
 
b) Gases ideais – o volume é extremamente dependente da pressão (V = nRT/P) 
 
 
 
 
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Energia de Gibbs e Equilíbrio entre fases 
 
Fase é a parte homogênea que está em contato com outras partes de um sistema, mas 
separada delas por fronteiras bem definidas. Exemplos de equilíbrio entre fases: processos físicos 
de congelamento e ebulição. 
 
 
a) Sólido x Líquido 
 Duas fases em equilíbrio = 
 > ⇒ derrete sólido > ⇒ líquido congela 
 
∆ = - < 0 (para sempre ser um processo espontâneo). 
 
 
 
 
 
 
 
Essa equação indica a taxa de variação da pressão com a temperatura, em termos de uma 
temperatura T de equilíbrio entre as duas fases da substância pura. Esse coeficiente é determinado 
por essa temperatura T e pelos desníveis de entalpia (H) e de volume (V), por mol de substância 
entre as fases em equilíbrio. 
 
 
 
 
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Equilíbrio sólido-líquido 
 
A fusão é acompanhada por uma ∆Hf, a qual ocorre a uma determinada temperatura, sendo 
assim, a equação de Clausius-Clapeyron torna-se: 
 
 
Equilíbrio líquido-vapor 
Sabe-se que ∆V é grande e positiva na vaporização. Sendo assim, será positiva. 
Entretanto, a inclinação será menos significativa do que na transição sólido-líquido (fusão), já que 
. Lembrando que uma vez que . 
Portanto, . Sendo assim, a equação de Clausius-Clapeyron torna-se: 
 
Considerando que o gás se comporte idealmente (PV = nRT), , a equação de 
Clausius-Clapeyron assume a seguinte forma: 
 
 
 
 
Clausius demonstrou que durante a vaporização (líquido-gás) a sublimação (sólido-gás), a 
equação de Clapeyron podia ser simplificada, desde que fosse assumido que: 
1) O gás apresente comportamento ideal; 2) O volume do líquido ou do sólido fosse desprezado, 
quando comparado com o volume do gás. 
 
 
Equilíbrio sólido-vapor 
 
Este tipo de equilíbrio (sublimação) é pouco discutido nos livros, uma vez que não considera 
um aquecimento uniforme. Em relação à equação: 
 
 
ou 
Como , mas como , ela apresenta uma inclinação 
intermediária quando comparada aos outros dois tipos de equilíbrios discutidos. 
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DIAGRAMA DE FASES 
 
É um diagrama P vs T que indica a estabilidade de uma substância pura em cada fase do 
sistema. Mostra as várias regiões nas quais as fases desse sistema são termodinamicamente 
estáveis. O diagrama é composto por pontos, linhas e áreas com significados próprios. 
 
• Pontos: Além dos pontos de ebulição, fusão e sublimação. 
 
Tríplice: É o único ponto de coordenadas (P, T) no qual há um equilíbrio trifásico, ou seja, a 
substância pura pode existir nos três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. 
Crítico: É o ponto que representa as condições limites (Pc, Tc) acima das quais, pelo princípio da 
continuidade dos estados, não é possível distinguir líquido de gás, por isso são denominados de 
fluidos. 
 
• Linhas: Indicam as misturas bifásicas, ou seja, os valores de T e P nos quais duas fases 
coexistem em equilíbrio. 
 
Sólido-Líquido: Todos os pontos (P, T) nos quais sólidos e líquidos podem coexistir. 
Líquido-Gás: Pontos de coexistência de líquido e gás. 
Sólido-Gás: Pontos de Coexistência de sólido e gás. 
 
• Áreas: São regiões onde só há estabilidade de uma fase. 
 
Sólida: Todas as condições de P e T nas quais apenas a fase sólida é estável. 
Líquida: Todas as condições de P e T nas quais apenas a fase líquida é estável. 
Gasosa: Todas as condições de P e T nas quais apenas a fase gasosa é estável. 
 
A equação de Clausius-Clapeyron indica, em cada ponto da curva, a inclinação (dP/dT) em 
função de ΔH e ΔV e da temperatura T correspondente a este ponto. 
 
 
 
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6. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
“Quando um sistema está em equilíbrio químico, uma variação em um dos parâmetros do 
equilíbrio produz um deslocamento em uma direção de tal modo que, se não houvesse outros 
fatores envolvidos, esse deslocamento levaria a uma variação de sinal oposto no parâmetro 
considerado.” 
Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936) 
 
 O equilíbrio químico é um estado no qual não há mudanças observáveis com o passar do 
tempo, isto é, as concentrações de reagentes e produtos em uma reação química permanecem 
constantes. 
 
 
EQUILIBRIO QUIMICO EM SISTEMAS GASOSOS 
 
Neste item iremos derivar uma expressão relacionando a variação na energia de Gibbs para 
uma reação na fase gasosa às concentrações dos reagentes e à temperatura. Primeiro 
consideraremos o comportamento ideal dos gases (isomerização cis-trans; racemização e reações 
de abertura do anel aromático). 
 
A (g) ⇔ B (g) 
 
 O progresso de uma reação pode ser monitorado pelo grau de avanço (extensão) de 
reação, ξ. Quando uma quantidade infinitesimal de A é convertida em B, a variação do número de 
moles será: 
dnA = -dξ 
 
dnB = dξ 
 
- Grandeza termodinâmica derivada em função a composição (n) gera o que chamamos de 
potencial químico de uma substância pura (como se fosse a grandeza termodinâmica molar) 
 
 
 
 
19 
 
 
 
 
A) PARA GASES IDEAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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B) PARA GASES REAIS 
 
 
Fugacidade 
 
É uma medida verdadeira da tendência de escape de uma substancia e está relacionada 
diretamente com a pressão. Mede a G de um gás real do mesmo modo que a P mede G de um gás 
ideal. 
 
 
Onde B é uma constante que depende somente da temperatura e da natureza da 
substância. Como B só pode ser calculada quando se dispõe dos valores absolutos de G, é 
necessário estabelecer um ponto de referencia padrão para determiná-la. Por analogia: 
 
 
 
Sendo assim, a diferença entre G e G°: 
 
 
 
 
Coeficiente de fugacidade (relação entre a fugacidade e a pressão), quando for menor que 
1 indica que as forças intermoleculares atrativas são dominantes e Quando o coeficiente for maior 
que 1 as forças intermoleculares repulsivas são dominantes. 
 
 
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Constante de equilíbrio termodinâmico para equação de gases reais. 
 
 
 
 
 
EQUILIBRIO QUIMICO EM SOLUÇÕES 
 
 O tratamento do equilíbrio químico em solução é análogo ao da fase gasosa, embora em 
solução as concentrações dos reagentes são usualmente expressas nos termos da molalidade ou 
da molaridade. Suponha a equação abaixo, sendo A e B são solutos não-eletroliticos; 
 
 
 
 
Variação da Energia de Gibbs padrão será: 
 
 
 
 
22 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM NO EQUILIBRIO QUIMICO 
 
A) CATALISADOR 
 
B) PRESSÃO 
 
 
C) TEMPERATURA 
 
 
Equação de van´t Hoff 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1ª LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
1- A partir dos dados que são apresentados a seguir, determine ∆Hform do diborano, B2H6, a 298 K: 
(1) B2H6 (g) + 3O2 (g) → B2O3 (s) + 3H2O (g) ∆Hform = -1941 kJ/mol 
(2) 2 B(g) + 3/2O2 (g) → B2O3 (s) ∆Hform = -2368 kJ/mol 
(3) H2 (g) + 1/2O2 (g) → H2O (s) ∆Hform = -241,8 kJ/mol 
 
2- Conforme gráfico P x V e admitindo que o gás seja perfeito, calcule: 
(a) o número de moles do gás e os volumes nos estados B e C; 
(b) o trabalho nos processos ACB e ADB; 
(c) o trabalho na isoterma AB; 
(d) o calor nos três processos (AB, ACB e ADB); 
(e) a variação de energia interna em cada um dos processos. 
(Dados: Cv,m = 3/2 R e T = 313 K) 
 
3- Um sistema sofre um processo no qual a variação de sua entropia é +5,51 J/K. Durante o 
processo, o sistema recebe 1,5 kJ de calor a 350 K. O processoé termodinamicamente reversível? 
Justifique por cálculos. 
 
4- A seguinte reação é espontânea a 25ºC? Justifique por cálculos. 
C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 11 H2O (l) 
 
5- Estime a variação da energia de Gibbs de 1,0 L de água quando a pressão sobre o liquido 
aumenta de 100 kPa para 300 kPa. 
 
6- A pressão de vapor do diclorometano a 24,1ºC é 400 torr e sua entalpia de vaporização é 28,7 
kJ/mol. Estime a temperatura em que a pressão de vapor é de 500 torr. 
 
7- Quando certo líquido congela a -3,65ºC a sua densidade passa de 0,789g/cm3 para 0,801 g/cm3. 
A entalpia de fusão é 8,68kJ/mol. Estime o ponto de congelamento deste liquido com diferença de 
pressão de 99,9MPa. 
 
8- A 2257 K e 1 atm de pressão total a água está 1,77% dissociada na reação 2H2O (g) ⇒ 2 H2 (g) 
+ O2 (g) em equilíbrio. Calcule K, ∆G0 e ∆G na temperatura mencionada. 
 
9- Qual a entalpia padrão de reação de uma reação cuja constante de equilíbrio (a) fica duplicada 
(b) fica dividida por dois quando a temperatura aumenta de 15 K a partir de 310 K. 
 
10- Analisemos a dissociação do metano nos seus elementos (gás hidrogênio e carbono/grafita). 
Sendo ∆Hf0 do metano -74,85 kJ/mol e ∆Sf0 do metano -80,67 J/K.mol a 298 K. Calcule: 
(a) O valor da constante de equilíbrio a 298 K 
(b) K a 50ºC, admitindo que ∆Hf0 seja independente da temperatura. 
(c) grau de dissociação do metano a 25ºC e à pressão total de 0,010 bar. 
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ANEXO 1 - Dados Termodinâmicos para compostos orgânicos selecionados a 
Pressão de 1 bar e Temperatura de 298 K. 
 
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ANEXO 2 - Dados Termodinâmicos de elementos e compostos inorgânicos 
selecionados a Pressão de 1 bar e Temperatura de 298 K. 
 
 
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ANEXO 3 - Variação das Capacidades Caloríferas Molares 
 
Cp (J/K.mol) = a + bT + c/T2 
 
 
 
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ANEXO 4 - Ajuste de Reta pelo Método dos Quadrados Mínimos 
 
 
 
 
Sxx = ∑ (xi – x )2 = ∑ xi 2 – (∑ xi)2 Syy = ∑ (yi – y )2 = ∑ yi 2 – (∑ yi)2 
 N N 
 
Sxy = ∑ (xi – ) (yi – ) = ∑ xi yi – ∑ xi ∑ yi 
 N 
 
= ∑ yi = ∑ xi b = Sxy a = – b. 
 N N Sxx 
 
 
Exemplo: Dada tabela (xi; yi) abaixo, determine pelo Método dos Quadrados Mínimos a equação da 
reta que melhor se ajusta a esses pontos. 
 
xi -1,0 -0,1 0,2 1,0 
yi 1,000 1,099 0,808 1,000 
 
N = 4 
∑ xi = 0,1 ; = 0,025 ; ∑ xi 2 = 2,05 
∑ yi = 3,907 ; = 0,97675 ; ∑ yi 2 = 3,840964 
Sxx = 2,0475 
∑ xi yi = 0,0517 
Sxy = -0,045976 
b = -0,0224 
a = 1,1406765 
 
Nova reta: y = 0,9773 – 0,0224 x