Aula 8 Termodinâmica (1)

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Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo 
Aula 8 – Termodinâmica Química 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Disciplina: Química Geral 
Profª: Shirlene Kelly 
shirlene@ufersa.edu.br 
2 
 
TÓPICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
03/05/2016 2 
 Sistemas, estados e funções de estado; 
 
 Trabalho e calor; 
 
 A primeira lei da termodinâmica; 
 
 Termoquímica; 
 
 Entropia e a segunda lei da termodinâmica; 
 
Terceira lei da termodinâmica; 
 
Energia livre; 
TÓPICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A sociedade moderna depende de energia para sua existência. 
Quaisquer sinais de falta de energia (cortes repetitivos de energia 
elétrica, falta de gasolina, dentre outros), são suficientes para fragilizar 
as pessoas. 
 
 
 Quase toda energia de que dependemos é derivada de reações 
químicas, como por exemplo, a queima de combustíveis fósseis, as 
reações químicas ocorridas em baterias ou a formação de biomassa 
pela fotossíntese. 
Natureza de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Energia Cinética é a energia do movimento (translacional, vibracional e 
rotacional). Objetos, sejam eles, bolas de tênis ou moléculas possuem 
energia cinética. 
 
2
2
1
mvEk 
 
 Energia Potencial é a energia que um objeto possui em virtude de sua 
posição. Se refere posição do sistema em relação a um referencial 
 
Natureza de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
gmzEP 
Natureza de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Energia Interna (U) é considerada quando um sistema é capaz de realizar 
um trabalho. Existem alguns tipos de energia interna, como: a energia 
cinética de translação das partículas, a energia cinética de rotação das 
partículas e a energia potencial de ligação entre as partículas. 
 
O sistema sofre mudança, que pode envolver trabalho sendo realizado ou 
calor sendo transferido. 
 
Natureza de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
WQU 
PK EEUSistemadoEnergia  )(
Natureza de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Unidades de Energias 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A unidade SI para a energia é o Joule (J), em homenagem a James Joule 
(1818 - 1889): 
 
 Onde 1 J = 1 kg m2/s2 
 
 
 
 e, 1 cal = 4,184 J 
 
 
Uma caloria (cal) foi originalmente definida como a quantidade de energia 
necessária para elevar a temperatura de 1 g de água de 14,5 °C para 
15,5°C. 
 
 
SISTEMAS TERMODINÂMICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando utilizamos a termodinâmica para analisar mudanças de energia, 
focalizamos nossa atenção em uma parte do universo limitada e bem 
definida. 
 
 
 
 
A parte que selecionamos para estudar é chamada sistema; todo o resto é 
chamado vizinhança. 
SISTEMAS TERMODINÂMICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
sistema 
vizinhança 
contorno 
 Um sistema é definido como uma região restrita do espaço ou uma 
porção finita de matéria sobre a qual uma dada análise será conduzida. 
 
 Sistema é separado de sua vizinhança por uma fronteira, que pode 
ser real ou imaginária, fixa ou móvel. 
 
 O sistema pode interagir com sua vizinhança por meio de troca de 
energia, matéria etc. 
TIPOS DE SISTEMAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(a) Um sistema aberto pode trocar 
matéria e energia com a 
vizinhança. 
(b) Um sistema fechado pode trocar 
energia com sua vizinhança, mas 
não pode trocar nenhuma 
matéria. 
(c) Um sistema isolado não pode 
trocar energia e nem matéria com 
a vizinhança. 
TIPOS DE SISTEMAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NATUREZAS DE FLUXOS DE ENERGIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Sistema: é a parte do universo na qual estamos interessados; 
 
 Vizinhança: é o resto do universo; 
 
 Fronteira: É a interface entre o sistema e a vizinhança; 
 
 Trabalho: É uma forma de fluxo ordenado de energia (movimento 
contra uma força) 
 
 Calor: é uma forma de fluxo desordenado de energia (diferença de 
temperatura) 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A transferência de energia na forma de 
Calor é fornecida por ΔT. Isso estimula o 
movimento desordenado dos seus átomos 
ou moléculas. 
Trabalho e calor são a essência da termodinâmica. Assim é 
fundamental que o estudante de termodinâmica entenda claramente 
as duas definições tendo em vista que a análise correta de muitos 
problemas térmicos dependem da distinção entre elas. 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A transferência de energia na forma de trabalho 
pode ser interpretada como sendo uma força 
atuando em uma partícula, produzindo um 
deslocamento, o trabalho realizado por essa força é 
dado por: 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por convenção usa-se o sinal negativo antes do P. 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Convenção de Sinal entre Calor e Trabalho 
 
Q  0 Calor adicionado ao sistema (transferido da vizinhança para 
o sistema) 
 
Q  0 Calor retirado do sistema (transferido do sistema para 
vizinhança) 
 
W  0 O trabalho é realizado pela vizinhança no sistema 
 
W  0 O trabalho é realizado pelo sistema na vizinhança 
 
CALOR X TRABALHO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES INTENSIVAS E EXTENSIVAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Propriedades Intensivas: São aquelas que independem da 
quantidade do material que forma o sistema, por exemplo, 
pressão, temperatura, ponto de ebulição, ponto de fusão, etc. 
 
• Propriedade Extensiva: São aquelas que dependem da 
quantidade do material que forma o sistema, por exemplo, 
volume e energia interna. 
EQUILÍBRIO TERMODINÂMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio é uma palavra que denota uma condição estática ou 
ausência de modificações. 
 
Na termodinâmica, ela é somente usada para significar a ausência 
de modificações, ou ainda, a completa não existência para a tendência 
à modificação em uma escala macroscópica. 
A nível Microscópico 
PROCESSO REVERSÍVEL E IRREVERSÍVEL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 “Um processo é reversível se, depois que o processo ocorrer, o 
sistema puder retornar ao seu estado inicial sem qualquer efeito 
líquido nas vizinhanças”. 
 
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
(1) Ao receber uma quantidade de calor Q = 50J, um gás realiza um trabalho igual a 12 J, 
sabendo que a Energia interna do sistema antes de receber calor era U = 100 J, qual será 
esta energia após o recebimento? 
 
 
 
 
 
 
 
(2) Em uma transformação termodinâmica sofrida por uma amostra de gás ideal, o volume 
e a temperatura absoluta variam como indica o gráfico a baixo, enquanto a pressão se 
mantem igual a 20 N/m2. Sabendo-se que o gás absorve nessa transformação 250J de calor, 
logo a variação de energia interna é? 
 
a) 100J 
b) 150J 
c) 250J 
d) 350J 
e) 400J 
00J 
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Possíveis variações da Energia Interna no sistema termodinâmico 
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conservação de energia: 
A lei da conservação de energia diz que a energia não se cria, não se 
perde, mas um tipo de energia pode ser transformada em outro tipo de 
energia, como por exemplo, trabalho pode ser convertido em calor. 
Assim, a energiatotal presente em um processo é uma quantidade 
CONSERVATIVA = 1° lei da termodinâmica. 
 
(Acúmulo de energia)= (Entrada de fluxo de energia) – (Saída de fluxo de energia) 
+ (Calor) + (Trabalho) 
FUNÇÕES DE ESTADO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Depende somente dos estados inicial e final do sistema, e não de como ocorre sua 
trajetória. 
ENTALPIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 As mudanças químicas podem resultar na liberação ou absorção de calor. 
A função termodinâmica chamada entalpia responde pelo fluxo de calor nas 
mudanças químicas que ocorrem a pressão constante quando nenhuma forma de 
trabalho é realizada a não ser o trabalho PV. Definida para qualquer sistema pela 
seguintes expressão: 
 
 Em unidades de massa ou de mol: 
 
 
 
 
 
 ΔH > 0 Endotérmico (O sistema ganhou calor da vizinhança) 
 ΔH < 0 Exotérmico (O sistema liberou calor para vizinhança) 
 
PVUH 
VPUH 
ENTALPIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENTALPIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INICIALFINAL HHH 
REAGENTESPRODUTOS HHH Em uma dada reação química: 
ENTALPIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Muitas vezes as diferenças entre e são pequenas, 
particularmente para reações químicas. 
 
Quando todos os reagentes e produtos são líquidos ou sólidos, ocorrem 
apenas variações bem pequenas de volume. 
H U
ENTALPIA OU CALOR DE REAÇÃO 
ENTALPIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Algumas observações a serem feitas sobre a entalpia: 
 
- A entalpia é uma propriedade extensiva, pois é diretamente 
proporcional a quantidade de reagentes consumida no processo. 
 
- A variação de entalpia para uma reação é igual em valores absolutos, 
mas oposta em sinais para o da reação inversa. 
 
- A variação de entalpia para uma reação depende do estado dos 
reagentes e dos produtos. (sólido, líquido ou gasoso) 
H
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Endotérmico  Absorve calor da vizinhança 
 
 Exotérmico  Transfere calor para a vizinhança 
 
 Uma reação eNDotérmica mostra-se fria 
 
Uma reação eXotérmica mostra-se quente; 
 
Exemplos: 
Clorato de Potássio 
CALOR DE FORMAÇÃO (ΔHf) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A entalpia de formação, também denominada entalpia-padrão de formação, ou 
calor-padrão de formação, é o cálculo do calor liberado ou absorvido na formação 
de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão. 
ENTALPIA DAS REAÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ΔH é 
diretamente proporcional a quantidade: 
 Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ΔH: 
 A variação da entalpia depende do estado: 
ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por que as reações químicas absorvem ou liberam calor? 
H2 + Cl2 –> 2HCl 
ΔH = 2 HCl – (H2 + Cl2) 
ΔH = 2 (-103) – (104 + 58) 
ΔH = -206 – 162 
ΔH = – 44 kcal/mol 
ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM NO VALOR DO ΔH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Temperatura: Se uma reação ocorre a uma temperatura X, obtém-se , 
Se a mesma reação ocorrer a uma temperatura Y, obtém-se um diferente 
de 
 
 
 Pressão: O valor do em uma reação envolvendo substâncias sólidas e 
líquidas praticamente não varia com a mudança de pressão. No caso de 
substâncias gasosas, o valor de começa a variar de modo significativo 
para pressões da ordem de 1000 atm. 
 
 
 Quantidade de reagentes e produtos: Se por exemplo a quantidade de 
reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor irá dobrar, também. 
 
 
XH YH
XH H H
FATORES QUE INFLUENCIAM NO VALOR DO ΔH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quantidade de reagentes e produtos: o valor do ΔH de uma reação varia em 
função da concentração de cada um de seus participantes e da natureza destes. 
O aumento da concentração provoca um aumento proporcional da variação de 
entalpia. 
 
 Exemplo: 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM NO VALOR DO ΔH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fase de Agregação: A energia das substâncias aumenta progressivamente à 
medida que elas passam da fase sólida para a líquida e para a gasosa. 
 
 
 
 
 
 Presença de solvente: Quando dissolve-se uma determinada substância em um 
solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. 
Assim, se uma reação ocorre na ausência de um solvente, o valor de será 
diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um 
solvente. 
 
 
gáslíquidosólido HHH 
H
RELAÇÃO ENTRE ΔH E ΔU 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para reações que não envolvem gases, a diferença entre ΔH e ΔU é bem 
pequena, então podemos assumir ΔH = ΔU. 
 
Uma vez se concentrarmos nossa atenção nos gases ideais: 
 
 
 
e, 
 
Logo, 
 
 
 
RTnUPVUH INICIALINICIALINICIALINICIALINICIAL  RTnUPVUH FINALFINALFINALFINALFINAL 
RTnUH gás
CALORIMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Quantidade de calor transferido entre o sistema e a vizinhança é 
medida experimentalmente por calorimetria. 
 
O aparelho utilizado para medir a calorimetria é o calorímetro. 
CALORIMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capacidade Calorífica 
 
 
Os objetos podem absorver ou emitir calor, essa emissão ou absorção faz 
com que o objeto mude sua temperatura. Essa variação ocorrida é 
determinada por sua capacidade calorífica. 
A capacidade calorífica é a quantidade de calor necessária para aumentar 
a temperatura em 1 oC. 
CALORIMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A capacidade calorífica de 1 mol de substância é chamada Capacidade 
calorífica molar. E a capacidade calorífica de 1g de substância é chamada 
de capacidade calorífica específica. 
Calor específico 
 
 
Pode ser determinado experimentalmente medindo-se a variação de 
temperatura ∆T, que uma massa conhecida ‘m’, da substância pode 
ganhar ou perder certa quantidade específica de calor, q. 
CALORIMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄í𝒇𝒊𝒄𝒐 = 
𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒇𝒆𝒓𝒊𝒅𝒐
𝒈𝒓𝒂𝒎𝒂𝒔 𝒅𝒂 𝒔𝒖𝒃𝒔𝒕â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝒙 𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒂 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂
 
𝑱
𝒈𝑲
 
Tm
q
c


Lei de Hess 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Se uma reação é executada em uma série de etapas, o ΔH para a reação será igual 
à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. 
 
Por exemplo: 
PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Muito dos processos que ocorrem à sua volta são espontâneos, 
isto é, uma vez iniciados prosseguem sem a necessidade de ajuda externa. 
A dissolução do sal em água é um exemplo de processo espontâneo. A 
espontaneidade de um processo pode depender da temperatura. 
A queda e a quebra de um ovo é espontânea, no entanto, o sentido contrário não, até 
porque ovos quebrados não se recompõem magicamente. 
PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Expansão espontânea de um gás 
Porque um gás se expande espontaneamente?? 
• Quando existem muitas moléculas, é muito mais provável que as 
moléculas se distribuam entre os dois frascos do que todas 
permanecerem em apenas um frasco. 
PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em qualquer processo espontâneo, o caminho entre reagentes e 
produtos é irreversível. 
 
 
 
 
 
Quando um sistema varia por um processo irreversível, ele deve tomarum caminho diferente (com diferentes valores de q e w) para conseguir 
voltar ao seu estado original. 
ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os gases expandem espontaneamente por causa da tendência das 
moléculas em espalhar-se entre os diferentes arranjos que elas podem 
assumir. 
 
 
A variação na desordem com a variação de energia afeta a 
espontaneidade de processos químicos. A desordem é expressa por uma 
grandeza termodinâmica chamada entropia, dado pelo símbolo ‘S’. 
 
 
Quanto mais desordenado um sistema, maior a sua entropia. 
 
 
 
 
 
Segundo a 2ª lei da Termodinâmica: 
 
 
 A entropia de um sistema isolado não se altera se ele realiza um 
processo reversível e aumenta se ele realiza um processo irreversível. 
 
ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 T
q
S revsistema 
ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em termos de a segunda lei pode ser expressa como segue: em 
qualquer processo reversível, . 
 
Enquanto em qualquer processo irreversível (espontâneo), vizinhançasistemauniv SSS 
univS 0 univS 0 univS
Para sistemas isolados: 
0 vizinhançaS
ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 T
q
S sistemavizinhança


A entropia na vizinhança dependerá de quanto calor for absorvido ou 
fornecido pelo sistema. Para um processo isotérmico, a variação de 
entropia da vizinhança é dada por: 
Para uma reação que ocorre a pressão constante, o qsist é simplesmente 
a variação da entalpia para a reação, 
H
T
H
S sistemavizinhança


ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Em processos espontâneos a matéria e a energia tendem a se tornar mais 
desordenadas. 
 
 A entropia (S) mede o grau de desordem do sistema. 
Em processos espontâneos, a entropia do sistema tende sempre a aumentar. 
ENTROPIA E A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENTROPIA ZERO – TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A terceira lei afirma então que: 
 
00  TS
 A entropia de todos os cristais perfeitos se aproxima de 
zero quando a temperatura absoluta se aproxima de zero. 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS – Previsão de Espontaneidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A energia livre de Gibbs é a energia da qual o processo dispõe para realizar 
trabalho útil à temperatura e pressão constantes. 
 
É também denominada Energia Livre de Gibbs, pois foi proposta em 1878, 
pelo físico americano Josiah Willard Gibbs (1839-1903), com a finalidade 
de avaliar a espontaneidade do sistema. 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS – Previsão de Espontaneidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para uma reação espontânea, a entropia do universo deve aumentar; 
 
 As reações com valores de ΔH grandes e negativos são espontâneos; 
 
 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS – Previsão de Espontaneidade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EFEITO DA TEMPERATURA NA ESPONTANEIDADE DE PROCESSOS