Termodinâmica e Cinética Química

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MATERIAL DE ESTUDO
Termodinâmica, Termoquímica e Cinética Química — Guia para Passar a Limpo
PARTE 1: TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA
A Termodinâmica estuda as trocas de energia (calor e trabalho) e se uma reação tem a capacidade de
acontecer naturalmente (espontaneidade). A Termoquímica é o braço que foca especificamente no
calor envolvido das reações químicas.
1. Conceitos Fundamentais
Para entender essa matéria, você precisa imaginar o universo dividido em duas partes:
Sistema: É a porção específica que você está estudando (ex: a solução dentro de um béquer ou
uma célula no organismo).
Vizinhança: É absolutamente tudo o que está fora do sistema (ex: o ar ao redor, o próprio béquer).
Universo = Sistema + Vizinhança
Tipos de Sistemas:
Aberto: Troca matéria e energia com a vizinhança (ex: copo de café quente sem tampa).
Fechado: Troca apenas energia (calor), mas não matéria (ex: garrafa de água fechada).
Isolado: Não troca absolutamente nada (ex: uma garrafa térmica ideal).
Tipos de Processos Térmicos:
Isotérmico: Temperatura constante (ΔT = 0).
Isobárico: Presão constante (ΔP = 0).
Isocórico / Isovolumétrico: Volume constante (ΔV = 0).
Adiabático: Ocorre sem troca de calor com a vizinhança (q = 0).
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2. Entalpia (H) e Fluxo de Calor
A Entalpia representa o conteúdo de energia de uma substância sob pressão constante. Como não
conseguimos medir a entalpia total de algo, medimos a sua variação (ΔH):
ΔH = Hprodutos - Hreagentes
A) Reações Exotérmicas (ΔH 0)
O que acontece: O sistema absorve calor da vizinhança. O ambiente ao redor esfria.
Por que o ΔH é positivo? Porque os produtos acumulam mais energia do que os reagentes tinham
originalmente (Hprodutos > Hreagentes).
Exemplo prático: Derretimento do gelo, dissolução de nitrato de amônio (NH4Cl) em água.
Æ Nota de Atenção no Caderno: A Entalpia é uma função de estado. Isso significa que o ΔH
depende unicamente do ponto inicial (reagentes) e final (produtos), não importando o caminho
percorrido pela reação. 
3. Lei de Hess
Criada por Germain Henri Hess, diz que: "A variação de entalpia de uma reação química depende
apenas dos estados inicial e final, sendo independente dos estados intermediários".
Se você puder somar equações químicas intermediárias para chegar a uma equação global, você pode
somar algebricamente os seus ΔH!
Regras de Ouro para Manipular as Equações:
Inverter a equação: Se você precisar virar a reação ao contrário (reagentes viram produtos), você 
deve inverter o sinal do ΔH (de + para - ou vice-versa).
Multiplicar/Dividir por um número (n): Se multiplicar os coeficientes da reação por 2, deve 
multiplicar o ΔH por 2.
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Somar tudo: No final, cancele as substâncias que aparecem iguais nos reagentes de uma e
produtos de outra e some os valores de ΔH.
4. As Leis da Termodinâmica, Entropia (S) e Energia Livre de Gibbs (G)
Primeira Lei da Termodinâmica
É a lei da conservação da energia: a energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada
de uma forma em outra.
Segunda Lei da Termodinâmica e a Entropia (S)
A Entropia (S) mede o grau de desordem ou aleatoriedade de um sistema. A Segunda Lei afirma que
qualquer processo espontâneo no universo leva ao aumento da entropia total do universo.
Sólido: Organizado (Baixa Entropia).
Líquido: Mais livre (Média Entropia).
Gasoso: Totalmente desorganizado (Alta Entropia).
Energia Livre de Gibbs (G) — O Critério de Espontaneidade
Para prever se uma reação química vai acontecer sozinha (espontaneamente) sem precisarmos analisar
todo o universo, usamos a equação de Gibbs, que une entalpia, temperatura e entropia:
ΔG = ΔH - T · ΔS
(A temperatura T deve estar sempre em Kelvin: T(K) = T(°C) + 273)
Regras do Sinal de ΔG para a sua prova:
ΔG 0 (Positivo): A reação não é espontânea (precisa de energia externa para acontecer).
ΔG = 0: O sistema está em equilíbrio químico.
PARTE 2: CINÉTICA QUÍMICA
Enquanto a termodinâmica diz se uma reação pode acontecer (ΔG), a Cinética Química estuda a
velocidade com que essa reação ocorre e os mecanismos envolvidos.
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1. Velocidade de Reação
Dada uma reação simples A → B, o reagente A desaparece e o produto B aparece conforme o tempo
passa.
Velocidade média em relação a A = - Δ[A] / Δt (Sinal negativo porque a concentração diminui)
Velocidade média em relação a B = Δ[B] / Δt
Velocidade Geral e Estequiometria:
Se os coeficientes da reação forem diferentes (ex: aA + bB → cC), dividimos a variação pelo respectivo
coeficiente para termos uma velocidade única para a reação inteira:
Velocidade = - (1/a) · (Δ[A]/Δt) = - (1/b) · (Δ[B]/Δt) = (1/c) · (Δ[C]/Δt)
2. Teoria das Colisões
Para que os reagentes batam uns nos outros e se transformem em produtos, a colisão precisa ser
efetiva (eficaz). Para isso, são necessárias duas condições obrigatórias:
Orientação Espacial Correta: As moléculas precisam se chocar geometricamente na posição exata
para que as ligações antigas quebrem e as novas se formem.
Energia Mínima (Energia de Ativação - Ea): É a barreira de energia que os reagentes precisam
ultrapassar para alcançar o topo da reação.
Complexo Ativado: É o estado de transição instável localizado no ponto mais alto do gráfico de
energia, onde as ligações antigas estão se rompendo e as novas se formando simultaneamente.
3. Fatores que Alteram a Velocidade das Reações
Você pode acelerar ou retardar uma reação manipulando quatro fatores fundamentais:
Concentração dos Reagentes: Quanto mais moléculas em um mesmo espaço, maior o número de
colisões por segundo, o que aumenta a velocidade da reação.
Temperatura: O aumento da temperatura eleva a energia cinética (movimento) das moléculas. Elas
colidem com mais frequência e com muito mais força, ultrapassando a Ea facilmente.
Estado Físico / Superfície de Contato: Materiais triturados, em pó ou dissolvidos reagem muito
mais rápido do que um bloco sólido inteiro porque há mais área exposta para sofrer colisões
imediatas.
Presença de um Catalisador: É uma substância química que reduz a Energia de Ativação (Ea)
necessária, abrindo um "atalho" mais rápido para a reação acontecer, sem nunca ser consumido no
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(Nota: Catalisadores não alteram o ΔH da reação, apenas o tempo que ela leva para acabar).
4. Lei da Velocidade (Lei da Ação das Massas)
A velocidade de uma reação é diretamente proporcional à concentração dos seus reagentes elevados a
expoentes determinados experimentalmente:
Velocidade = k · [A]m · [B]n
k = Constante de velocidade (varia com a temperatura, mas não muda com a concentração).
m e n = Ordens parciais da reação (devem ser descobertas por tabelas de experimentos práticos e 
não correspondem obrigatoriamente aos coeficientes da reação química, exceto se a reação for dita
elementar).
m + n = Ordem Global da reação.
Resumo das Ordens de Reações para o seu Formulário:
Ordem
Lei da
Velocidade
Equação
Integrada (Uso
Matemático)
Meia-
Vida
(t1/2)
Comportamento Prático
Ordem
0
v = k [R]t = [R]0 - kt
t1/2 =
[R]0 /
(2k)
A velocidade é constante e independente da
quantidade de reagente (Ex: eliminação do
álcool no fígado por saturação enzimática).
Ordem
1
v = k · [R] ln[R]t = ln[R]0 - kt
t1/2 =
0,693 / k
A velocidade caiproporcionalmente à
concentração. A meia-vida é constante
(independe do valor inicial). A maioria dos
medicamentos funciona assim.
Ordem
2
v = k · [R]2 1/[R]t = 1/[R]0 + kt
t1/2 = 1 /
(k · [R]0)
A velocidade é extremamente afetada por
alterações de concentração.
Definição Importante: Meia-Vida (t1/2) é o tempo exato necessário para que a concentração original
de um reagente caia pela metade.
Æ Dica de ouro para organizar o caderno: Use canetas marca-texto coloridas para circular as
fórmulas da Energia de Gibbs (ΔG = ΔH - TΔS) e da Lei da Velocidade (v = k[A]m[B]n). Deixe uma
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página em branco após as ordens de reação para resolver exercícios práticos de fixação dados pelo
seu professor! 
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	Material de Estudo
	PARTE 1: TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA
	1. Conceitos Fundamentais
	Tipos de Sistemas:
	Tipos de Processos Térmicos:
	2. Entalpia (H) e Fluxo de Calor
	A) Reações Exotérmicas (ΔH 0)
	3. Lei de Hess
	Regras de Ouro para Manipular as Equações:
	4. As Leis da Termodinâmica, Entropia (S) e Energia Livre de Gibbs (G)
	Primeira Lei da Termodinâmica
	Segunda Lei da Termodinâmica e a Entropia (S)
	Energia Livre de Gibbs (G) — O Critério de Espontaneidade
	PARTE 2: CINÉTICA QUÍMICA
	1. Velocidade de Reação
	Velocidade Geral e Estequiometria:
	2. Teoria das Colisões
	3. Fatores que Alteram a Velocidade das Reações
	4. Lei da Velocidade (Lei da Ação das Massas)
	Resumo das Ordens de Reações para o seu Formulário: