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3° aula Termodinâmica

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LICENCIATURA EM QUÍMICA 
Disciplina: QUÍMICA GERAL II
3° Aula
Prof. Pedro Merat 
Email:pedro.merat@ifrj.edu.br
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Conceitos e Relações Fundamentais da Termodinâmica
Termodinâmica: É a parte da Físico-Química que estuda as transformações dos diversos tipos de ENERGIA ligados à transferência de CALOR e TRABALHO entre o SISTEMA e o MEIO AMBIENTE.
Para que estudar a termodinâmica?
É importante saber o porque deste estudo, como também das limitações da aplicação desta teoria.
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Dos porquês (alguns):
- A termodinâmica e um instrumento fundamental para verificar a possibilidade de ocorrência de uma determinada reação química;
- A termodinâmica aplica a sistemas em equilíbrio;
- Qualquer estudo dos processos moleculares, celulares ou da vida, em geral, envolve o estudo de sua termodinâmica.
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Das limitações (algumas):
− A termodinâmica, sozinha, não consegue prever a ocorrência de uma reação química. E necessária uma analise simultânea da cinética;
− A termodinâmica que vamos estudar aqui e aplicada a situações de equilíbrio, em que a temperatura e a diversidade se igualam em todo o sistema. Obviamente, isto não e verdade para todos os sistemas ;
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Chamamos SISTEMA TERMODINÂMICO a qualquer parte do universo que selecionamos para estudo. 
Assim, sistema pode ser um conjunto de moléculas de gás em um recipiente, uma solução saturada de NaCl, um bloco de ferro, uma membrana biológica ou qualquer outra coisa.
 Alguns gases tem uma descrição termodinâmica muito simples e, por isso, o estudo da termodinâmica se inicia por eles.
Demarcamos um sistema termodinâmico em função daquilo que desejamos calcular. 
Tudo que se situa fora do sistema termodinâmico é chamado MEIO AMBIENTE ou VIZINHANÇA, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema.
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O sistema termodinâmico a ser estudado é demarcado através de uma
FRONTEIRA ou SUPERFÍCIE DE CONTROLE a qual pode ser móvel, fixa, real ou imaginária
 O sistema Termodinâmico Pode Ser:
Sistema Fechado - É o sistema termodinâmico no qual não há fluxo de massa através das fronteiras que definem o sistema.
Sistema Aberto - Ao contrário do sistema fechado, é o sistema termodinâmico no qual ocorre fluxo de massa através da superfície de controle que define o sistema.
Sistema Isolado - Dizemos que um sistema termodinâmico é isolado quando não existe qualquer interação entre o sistema termodinâmico e a sua vizinhança. (ou seja, através das fronteiras não ocorre fluxo de calor, massa, trabalho etc. )
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A figura abaixo é um sistema termodinâmico fechado, pois não há fluxo de massa através das fronteiras do sistema, embora haja fluxo de calor.
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A figura abaixo, por sua vez, constitui um sistema aberto pois temos fluxo de massa atravessando a superfície de controle do sistema.
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A figura abaixo, por sua vez, constitui um sistema isolado pois não temos fluxo de massa e nem de energia atravessando a fronteira do sistema.
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O sistema Termodinâmico Pode Ser:
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Estado e Propriedades de uma Substância
Se considerarmos uma massa de água, reconhecemos que ela pode existir sob várias formas. Se é inicialmente líquida pode-se tornar vapor ou sólida.
 Assim nos referimos às diferentes FASES de uma substância: uma fase é definida como uma quantidade de matéria totalmente homogênea.
Em cada fase a substância pode existir a várias pressões e temperaturas ou, usando a terminologia da termodinâmica, em vários estados. 
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O estado pode ser identificado ou descrito por certas propriedades macroscópicas observáveis; algumas das mais familiares são: temperatura, pressão, volume, etc. 
De fato, uma propriedade pode ser definida como uma quantidade que depende do estado do sistema e é independente do caminho (isto é, da história) pelo qual o sistema chegou ao estado considerado. 
Inversamente, o estado é especificado ou descrito pelas propriedades.
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Propriedades Termodinâmicas - As propriedades termodinâmicas podem ser divididas em duas classes gerais, as intensivas e as extensivas.
Propriedade Extensiva - Chamamos de propriedade extensiva àquela que depende do tamanho (extensão) do sistema ou volume de controle. Assim, se subdividirmos um sistema em várias partes (reais ou imaginárias) e se o valor de uma dada propriedade for igual à soma das propriedades das partes, esta é uma variável extensiva. Por exemplo: Volume, Massa, etc.
Propriedade Intensiva - Ao contrário da propriedade extensiva, a propriedade intensiva, independe do tamanho do sistema. Exemplo: Temperatura, Pressão etc.
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Propriedade Específica - Uma propriedade específica de uma dada
substância é obtida dividindo-se uma propriedade extensiva pela massa da respectiva substância contida no sistema. 
Uma propriedade específica é também uma propriedade intensiva do sistema. 
Exemplo de propriedade específica: 
Volume específico , v , v = V / M
Energia Interna específica , u, u = U / M
onde: M é a massa do sistema, V o respectivo volume e U é a energia interna total do sistema.
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Mudança de Estado de um Sistema Termodinâmico
Quando qualquer propriedade do sistema é alterada, por exemplo; Pressão, Temperatura, Massa, Volume, etc. dizemos que houve uma mudança de estado no sistema termodinâmico.
Processo - O caminho definido pela sucessão de estados através dos quais o sistema passa é chamado processo.
Exemplos de processos:
- Processo Isobárico (pressão constante)
- Processo Isotérmico (temperatura constante)
- Processo Isocórico (isométrico) (volume constante)
- Processo Isoentálpico (entalpia constante)
- Processo Isoentrópico (entropia constante)
- Processo Adiabático (sem transferência de calor)
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CALOR – TEMPERATURA – TRABALHO
CALOR
A definição termodinâmica de calor é um tanto diferente da interpretação comum da palavra. Portanto, é importante compreender claramente a definição de calor dada aqui, porque ela se envolve em muitos problemas térmicos.
Calor é definido como sendo a forma de energia transferida, através da fronteira de um sistema a uma dada temperatura, a um outro sistema (ou meio ) numa temperatura inferior, em virtude da diferença de temperatura entre os dois sistemas.
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Um outro aspecto dessa definição de calor é que um corpo ou sistema nunca contém calor. Ou melhor, calor só pode ser identificado quando atravessa a fronteira. Assim o calor é um fenômeno transitório. 
Nenhum sistema contém calor no fim do processo. Infere-se, também, que o calor é identificado somente na fronteira do sistema, pois o calor é definido como sendo a energia transferida através da fronteira do sistema.
Tal energia não se encontra na forma de calor antes ou depois da transferência, somente durante. Desse modo, podemos dizer que o calor é energia em trânsito.
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Unidades de Calor 
Conforme já discutimos, o calor é uma forma de transferência de energia para ou de um sistema. Portanto, as unidades de calor, ou sendo mais geral, para qualquer outra forma de energia, são as mesmas.
No sistema Internacional, SI, a unidade de calor ( e de qualquer outra forma de energia ) é o Joule (J) mas, usualmente usa-se também a caloria (cal).
Uma caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 ºC a 15,5 ºC a temperatura de um grama de água; e 1 caloria corresponde a 4,1868 joules. 
 1cal = 4,1868 J
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Calor transferido para um sistema é considerado positivo e transferido de um sistema é negativo. 
O calor é normalmente representado pelo símbolo Q.
Um processo em que não há troca de calor ( Q = 0 ), é chamado de processo adiabático.
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Do ponto de vista matemático o calor é uma função de linha e é reconhecido como tendo uma diferencial inexata. Isto é, a quantidade de calor transferida quando o sistema sofre uma mudança, do estado 1 para o estado 2, depende do caminho
que o sistema percorre durante a mudança de estado.
Como o calor é uma função de linha, a sua diferencial é escrita como 
 Na integração escrevemos:
em outras palavras, 1Q2 é o calor transferido durante um dado processo entre o estado 1 e o estado 2.
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TEMPERATURA
	O termo temperatura refere-se especificamente à quantidade de energia cinética das partículas de um corpo, ou seja,
	Temperatura de um corpo é a medida da energia cinética média das partículas desse corpo.
	Para a maior parte das pessoas a temperatura é um conceito intuitivo baseado nas sensações de "quente" e "frio" proveniente do tato.
 De acordo com a segunda lei da termodinâmica, a temperatura está relacionada com o calor ficando estabelecido que este, na ausência de outros efeitos, flui do corpo de temperatura mais alta para o de temperatura mais baixa espontaneamente.
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Se o calor absorvido pelo corpo aumentar apenas a energia potencial de suas partículas, não haverá aumento de temperatura.
Isso ocorre, por exemplo , na mudança de fase de agregação de uma substância.
Adição de Calor → Aumento da Ep, enquanto a Ec média das moléculas permanece constante.
LEI ZERO DA TERMODINÂMICA
" Se dois corpos estão em equilíbrio térmico com um terceiro eles estão em equilíbrio térmico entre si ".
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A lei zero da termodinâmica define os medidores de temperatura, os TERMÔMETROS.
O funcionamento dos termômetros está baseada na lei zero da
termodinâmica pois são colocados em contato com um corpo ou fluido do qual se deseja conhecer a temperatura até que este entre em equilíbrio térmico com o respectivo corpo.
 A escala do aparelho foi construída comparando-a com um
termômetro padrão ou com pontos físicos fixos de determinadas substâncias.
Quatro escalas de temperatura são hoje usadas para se referir à temperatura, duas escalas absolutas e duas escalas relativas; são elas respectivamente: 
Escala KELVIN (K) e RANKINE (°R) e escala Celsius (°C) e Fahrenheit (°F). 
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 As escalas de temperatura e a relação entre elas
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Tipos de Termômetros
Termômetro de Mercúrio em vidro (expansão volumétrica)
Termômetro de Álcool em vidro (expansão volumétrica)
Termômetro de Par Bimetálico (dilatação linear diferenciada)
Termômetro de Termistores (variação da resistividade)
Termômetro de Gás Perfeito (expansão volumétrica)
Termômetro de Termopar (força eletromotriz)
- Pirômetro Ótico (cor da chama)
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Escreva a relação entre graus Celsius (oC) e Fahrenheit (oF)
Considere-se a escala dos dois Termômetros, Celsius e Fahrenheit 
Interpolando linearmente as escalas entre a referência de gelo fundente e a referência de vaporização da água temos:
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Pressão
Pressão, uma propriedade termodinâmica, é definida como sendo a relação entre uma força e a área normal onde está sendo aplicada a força. 
As pressões abaixo da pressão atmosférica e ligeiramente acima e as
diferenças de pressão (como por exemplo, ao longo de um tubo, medidas através de um orifício calibrado) são obtidas freqüentemente com um manômetro em U que contém como fluido manométrico: água, mercúrio, álcool, etc.
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Manômetro em U usado junto com um orifício calibrado
Pelos princípios da hidrostática podemos concluir que, para uma diferença de nível, L em metros, em um manômetro em U, a diferença de pressão em Pascal é dada pela relação :
ΔP = ρ g L
onde g é a aceleração da gravidade, em m/s2, ρ é a densidade do fluido
manométrico, em kg/m3 e L é a altura da coluna de líquido, em m (metros)
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Trabalho
Podemos definir o trabalho termodinâmico como: um sistema realiza Trabalho se o único efeito sobre as vizinhanças seja um abaixamento (ou levantamento) de um peso!!
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Note-se que o levantamento de um peso é realmente uma força que age através de uma distância. 
Observe também que nossa definição não afirma que um peso foi realmente levantado ou que uma força agiu realmente através de uma dada distância, mas que o único efeito externo ao sistema poderia ser o levantamento de um peso.
O trabalho realizado por um sistema é considerado positivo e o trabalho realizado sobre o sistema é negativo. O símbolo W designa o trabalho termodinâmico.
O trabalho, assim como o calor, implica em transferência de energia de um sistema a outro (ou entre sistema e vizinhança), sendo que essa energia não se encontra na forma de trabalho antes ou depois da transferência, somente durante.
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Podemos dizer que o trabalho também é energia em transito.
A diferença fundamental entre calor e trabalho é que, no trabalho, a diferença de temperatura não é necessária!!!!!
Resumindo!!!!
Calor é a troca de energia sob influencia de diferenças de temperatura
Trabalho é a troca de energia sem influencia de diferenças de temperatura
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RELAÇÃO ENTRE CALOR E TRABALHO
O calor (Q) e o trabalho (W) são duas modalidades diferentes de energia que podem ser interconvertidas. O calor pode ser usado para realizar trabalho e é possível converter trabalho em calor.
O consumo de uma determinada quantidade de trabalho produz sempre a mesma quantidade de calor e vice-versa
Assim, podemos dizer que a relação trabalho / calor é sempre constante:
 W / Q = Constante
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Unidades de Trabalho
Nossa definição de trabalho envolve o levantamento de um peso, isto é, o
produto de uma unidade de força ( Newton) agindo através de uma distância ( metro).
Essa unidade de trabalho no sistema Internacional é chamada de Joule, ( J ).
1 J = 1N.m
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Segundo Princípio da Termodinâmica
É impossível extrair calor de um reservatório quente e convertê-lo em trabalho sem que, durante a operação, uma parte desse calor seja transferida a outro reservatório frio.
É impossível a conversão integral de calor em trabalho!!!!!!
O Segundo Princípio da Termodinâmica, elaborado em 1824 por Sadi Carnot, é enunciado da seguinte forma:
" Para haver conversão contínua de calor em trabalho, um sistema deve realizar ciclos entre fontes quentes e frias, continuamente. Em cada ciclo, é retirada uma certa quantidade de calor da fonte quente (energia útil), que é parcialmente convertida em trabalho, sendo o restante rejeitado para a fonte fria (energia dissipada)"
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Funcionamento da máquina de Carnot 
A figura abaixo mostra a energia e a temperatura em  Q e T respectivamente, que durante cada ciclo do motor, a substância de trabalho absorve a energia Qa sob a forma de calor de um reservatório térmico mantido a temperatura constante Ta e libera a energia Qb sob a forma de calor para um segundo reservatório térmico mantido a uma temperatura inferior, também constante Tb.
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Rendimento da Máquina de Carnot
O rendimento da Máquina de Carnot é o máximo que uma máquina térmica trabalhando entre dadas temperaturas da fonte quente e da fonte fria pode ter (Mas o rendimento nunca chega a 100%). Temos que o rendimento da máquina em porcentagem é igual a:
Onde:
 = Temperatura da fonte fria(em Kelvin)
 = Temperatura da fonte quente (em Kelvin)
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O rendimento de uma máquina térmica é dado pelo quociente do trabalho pela energia útil, onde o trabalho é definido pela diferença entre a energia útil e a energia dissipada.
 A equação do rendimento pode ser reescrita como a diferença entre a unidade e o quociente da energia dissipada pela energia útil.
Rendimento da Maquina (r)
Rendimento da Maquina em % (r)
Trabalho (W) 
onde:
r é o rendimento; Q1 é a energia útil; Q2 é a energia dissipada; W é o trabalho
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O propósito de qualquer motor é transformar o máximo possível de energia extraída em trabalho. 
O motor de Carnot necessariamente possui eficiência térmica menor que a unidade – ou seja, essa eficiência térmica é menor que 100%. 
Apenas parte da energia extraída em forma
de calor de um reservatório de alta temperatura está disponível para realizar trabalho. O resto é liberado para o reservatório de baixa temperatura.
A máquina operante no Ciclo de Carnot independe da substância com que trabalhe. Ou seja, o rendimento de uma máquina térmica é função exclusiva das temperaturas que formam os corpos quente e frio. 
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Duas máquinas térmicas diferentes que operem sob mesma temperatura (no Ciclo de Carnot) possuem rendimentos iguais.
Um rendimento igual a 100%, como idealizavam os inventores, é fisicamente impossível: para o rendimento máximo, todo calor que vem da fonte quente deveria ser convertido em trabalho. Isto só ocorreria se a temperatura da fonte fria fosse zero absoluto.
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Carnot demonstrou que o rendimento de uma máquina térmica ideal só iria depender das temperaturas absolutas dos reservatórios quente (T) e frio (T’).
Assim, r = W / Q → r = (T - T’) / T
Logo, para que a eficiência de uma máquina térmica tenda a 100% a temperatura do reservatório frio (T’) tem que tender a ZERO Kelvin.
 r = (T - T’) / T se T’ = 0 K → r = T / T = 1 , ou seja, r = 100%
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Exercícios
1- Uma máquina de Carnot é operada entre duas fontes, cujas temperaturas são 472 ºC e 25 ºC. Admitindo que a maquina receba da fonte quente uma quantidade de calor igual a 1500 calorias, calcule:
O rendimento térmico da máquina;
O trabalho em Joules realizado pela máquina;
A quantidade de calor em calorias rejeitada para a fonte fria.
2) Uma sala é aquecida, no inverno, através de uma máquina térmica. Esta toma calor do meio ambiente a 4 ºC e o cede à sala a 25 ºC. Calcule a quantidade de trabalho que deve ser executado pela máquina para cada caloria fornecida à sala.
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Ciclo de Carnot
O Ciclo de Carnot consiste de quatro etapas reversíveis e, portanto , é um ciclo reversível.
O ciclo é composto de duas transformações adiabáticas e duas transformações isotérmicas, alternadas entre si.
Etapa 1: Expansão Isotérmica 
Etapa 2: Expansão Adiabática
Etapa 3: Compressão Isotérmica
Etapa 4:Compressão Adiabática
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Transformação Isobárica
Considere o seguinte sistema: Um recipiente contendo um gás, a pressão constante, e dotado de um êmbolo que pode se deslocar sem atrito.
1- Se o sistema recebe calor: O gás sofre expansão e o sistema realiza trabalho;
2- Se o sistema libera calor: O gás sofrerá compressão e o trabalho é realizado sobre o sistema.
No caso 1 temos o trabalho de expansão e no caso 2 o trabalho de compressão
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O trabalho em ambos os casos pode ser obtido pelo produto da força pelo variação de altura.
W = F x Δh
A força é o resultado da pressão exercida pelo ou sobre o gás em contato com a área do êmbolo.
F = P x A
Logo temos que: W = P x A x Δh onde, A x Δh = ΔV
Então: W = P x ΔV
Para um gás ideal P V = n R T Logo temos que: P ΔV = n R ΔT 
Ou seja: W = n R ΔT
Como P é sempre positiva o trabalho será negativo ou positivo em função de ΔV 
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Transformação Isotérmica
Em uma transformação isotérmica, o trabalho é calculado normalmente pela expressão W = P x ΔV.
Transformação Isocórica
Como não há variação de volume, o trabalho será igual a zero, ou seja, W = 0 Pois ΔV = 0
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Transformação Isotérmica
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Transformação Isobárica
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Transformação Isocórica
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Energia Interna – U ou E
Todo sistema possui um determinado conteúdo energético que engloba a energia externa e interna do sistema.
A energia externa está ligada a fatores como o movimento do sistema através do espaço, a posição do sistema no campo gravitacional.
A energia interna está ligada a fatores como as atrações intermoleculares, os movimentos de rotação, translação e vibração das moléculas, íons, átomos, assim como dos elétrons e dos núcleos que compõem os átomos.
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A energia interna U de um sistema é a soma das energias cinéticas e das energias potenciais de todas as partículas que formam esse sistema. 
A energia interna U de um sistema é uma propriedade do sistema. 
Isto significa que qualquer variação ∆U na energia interna só depende do estado inicial e do estado final do sistema na transformação considerada. 
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Primeira Lei da Termodinâmica
A variação de energia interna (ΔU) de um sistema é igual à diferença entre o calor (Q) trocado com o meio ambiente e o trabalho (W) realizado pelo (ou sobre o) sistema.
ΔU = Q – W
Esta lei representa a aplicação do princípio de conservação da energia a sistemas que podem trocar energia com a vizinhança por calor e por trabalho. 
 
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Nesta expressão, W representa a quantidade de energia associada ao trabalho do sistema sobre a vizinhança e, por isso: 
 
• W > 0 quando o sistema se expande e perde energia para a vizinhança. 
 
• W < 0 quando o sistema se contrai e recebe energia da vizinhança. 
 
Além disso, Q representa a quantidade de energia associada ao calor da vizinhança para o sistema e, por isso: 
 
• Q > 0 quando a energia passa da vizinhança para o sistema. 
 
• Q < 0 quando a energia passa do sistema para a vizinhança
WE : ΔU = Q – W
WC : ΔU = Q – (-W) → ΔU = Q + W
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Chamamos de ADIABÁTICA a uma transformação que ocorre sem troca de calor entre o sistema e o meio ambiente.
Assim, numa transformação adiabática Q = 0
Logo: ΔU = – W
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Energia Interna de um Gás Ideal 
 
 A energia interna de uma dada amostra de gás ideal é função apenas da temperatura absoluta.
 Vamos discutir esta propriedade por meio do experimento de 
expansão livre. 
 
 Dois recipientes, A e B, são conectados com uma válvula fechada. No recipiente A existe certa quantidade de gás real a pressão P e no recipiente B, vácuo. 
Ambos estão em um banho térmico, ou seja, mergulhados numa grande quantidade de água isolada do resto do universo a temperatura T e em equilíbrio com ela. 
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Quando abrimos a válvula, a amostra de gás do recipiente A se expande pelo recipiente B, contra uma pressão externa zero. Por isso, o processo é chamado expansão livre. 
 
A quantidade de energia associada ao trabalho da amostra de gás contra a vizinhança é zero porque a pressão da vizinhança é zero.
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Alcançado o equilíbrio térmico, verificamos que a temperatura final é um pouco maior do que a temperatura inicial. 
Repetindo o experimento com quantidades cada vez menores de gás, isto é, com gás a pressão cada vez menor, observamos que o aumento de temperatura também fica cada vez menor. 
Em pressão muito baixa, um gás real se comporta como um gás ideal, podemos considerar que, para gases ideais, o processo de expansão livre não é acompanhado de variação de temperatura, ou seja, é isotérmico. 
Portanto, não há fluxo de energia associada ao calor entre a amostra de gás ideal e a vizinhança. 
 
Desta maneira, sendo W = 0 e Q = 0, temos que ∆U = 0. 
 
O gás teve uma expansão, isto é, uma variação de volume não nula e, mesmo assim, a sua energia interna permaneceu constante. 
Então, devemos concluir que a energia interna de uma amostra de gás ideal não depende do volume e sim da temperatura.
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Calculo de ΔU, a volume constante e a pressão constante 
Chamaremos de QV ao calor trocado a volume constante e de QP ao calor trocado a pressão constante.
Transformação Isocórica
W = P x ΔV para ΔV = 0 temos que W = 0
Logo: ΔU = QV
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Transformação Isobárica
ΔU = Q – W e W = P x ΔV temos que: ΔU = QP – P x ΔV 
Uf - Ui = QP – P x (Vf - Vi)
QP = Uf - Ui + P x (Vf - Vi)
 QP = Uf - Ui + P x Vf - P x Vi
QP =( Uf + P x Vf) - (Ui + P x Vi)
QP = Δ(U + P x V)
À quantidade (U + P x V) denomina-se entalpia (H) ou conteúdo energético
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Ou seja, numa transformação
isobárica, a variação da energia interna (ΔU) do sistema é igual à diferença entre o calor trocado a pressão constante (Qp) e o trabalho realizado (P x ΔV).
Logo: ΔU = ΔH - P x ΔV
Energia interna e Entalpia
Toda reação química é acompanhada de uma variação de energia interna e de uma variação de entalpia, na transformação de reagentes em produtos.
Em uma reação química envolvendo sólido ou líquido a variação de volume é muito pequena e podemos dizer que:
ΔU = ΔH
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Em reações, que envolvem substâncias na fase gasosa, o produto P x ΔV é considerável e não pode ser desprezado.
P x ΔV = Δn x R x T
Calorímetro
Através do calorímetro pode-se determinar o valor de ΔU e, indiretamente, o valor de ΔH de uma reação química.
É desejável que a reação química seja:
Rápida
Completa
Não apresente reações secundárias
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Reações
Exotérmicas: São aquelas que liberam energia na forma de calor
Endotérmicas: São aquelas que absorvem energia na forma de calor.
Princípio de Thompsen e Berthelot
	Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica.
ΔH menor – Maior liberação de Energia – Maior Estabilidade dos Produtos – Reação Mais Espontânea
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Termoquímica
A termoquímica, é o ramo da química que estuda o calor (energia) envolvido, seja absorvido, seja produzido, nas reações químicas e quaisquer transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica.
A termoquímica, genericamente, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre.
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Especificações Necessárias Para Uma Equação Termoquímica
1- Quantidade de calor Liberado ou absorvido
2- Temperatura reacional
3- Pressão reacional
4- Quantidade de matéria de reagentes e produtos
5- Fase de agregação
6- Variedade alotrópica
7- Presença de solvente
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Tipos de ΔH – Calores de Reação
Calor de Combustão 
Calor de Neutralização
Calor de Dissolução
Calor de Formação
Em todos esses casos, o valor de ΔH deve ser tomado em condições - padrão, que são as seguintes:
Pressão – 1 atm
Temperatura – 25ºC; 298 K
Substâncias na fase de agregação mais estável nessas condições de temperatura e pressão 
Substância na forma alotrópica mais estável
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Indicamos que o ΔH está em condições - padrão, pela notação: ΔHº
Entalpia Padrão de Combustão
É a quantidade de calor liberada na combustão completa de 1 mol de substância, quando todos os participantes se encontram no estado padrão. 
Uma Entalpia de Combustão pode ser classificada, se ocorrer liberação de CO2, como Completa. Por outro lado se ocorrer liberação do gás CO esta será classificada como Incompleta. 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + Energia ΔHº = - 212,8 Kcal / mol
CH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6 + Energia
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + H2O + Energia
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1. Combustão completa: há oxigênio suficiente ou em excesso em relação à quantidade de combustível, tendo a água, o gás carbônico e a energia como produtos da reação.
C6H12O6(s) + 6O2(g) ↔ 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + energia
2. Combustão incompleta: o oxigênio é insuficiente para completar a combustão, por isso, ao invés de produzir gás carbônico, a reação produz monóxido de carbono (CO) e água. 
CH4 +3/2 O2 → CO + 2 H2O + energia
CH4 + O2 → C (fuligem) + 2 H2O + energia
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Entalpia Padrão de Neutralização
É a variação de entalpia envolvida na neutralização de 1 Eqg de um ácido por 1 Eqg de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas.
Esse tipo de reação é sempre exotérmico, ou seja, libera energia, pois parte da energia dos íons é utilizada para formar as ligações, que formam as moléculas de água e a energia restante é liberada. 
HCl(aq) + NaOH(aq) →  NaCl(aq) + H2O(l)  ΔHº = -57,7 kJ ou 13,8 kcal
HBr(aq) + NaOH(aq) →  NaBr(aq) + H2O(l)  ΔHº  = -57,7 kJ ou 13,8 kcal
 ½ H2SO4(aq) + KOH(aq) →  ½ K2SO4(aq) + H2O(l)  ΔHº  = -57,7 kJ ou
 13,8 kcal 
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Em todos esses casos a entalpia de neutralização tem o mesmo valor de -57,7 kJ, pois como são ácidos e bases fortes, a ionização dos ácidos e a dissociação das bases ocorre de forma completa. Isso significa que em meio aquoso eles fornecem 100 % de íons H+ e OH-. 
H+(aq)  + OH-(aq)→ H2O(l)
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No entanto, se a reação de neutralização ocorre com a presença de uma base ou de um ácido fracos, o valor do calor liberado será menor do que o ΔH = -57,7 kJ. Isso ocorre porque parte da energia liberada é usada também para ionizar mais ácido (se o ácido for fraco), ou para dissociar mais base (se a base for fraca). Dessa forma, ocorrem duas reações, como no caso abaixo em que a base é forte, mas o ácido é fraco: 
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Entalpia Padrão de Dissolução
É a variação de entalpia associada à dissolução de 1 mol de soluto em uma quantidade de solvente maior ou igual à mínima necessária para que se tenha a máxima variação de entalpia no processo, ou seja, para que se tenha a dissolução completa do soluto. 
 
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O processo de dissolução de uma substância em água se dá em duas fases, cada uma envolvendo respectivamente um ∆ H1 e um ∆ H2, sendo que: ∆ H0 dissolução =∆H1 + ∆H2. 1°  fase: Rompimento das ligações interatômicas em compostos iônicos ou capazes de formar íons e intermoleculares em compostos covalentes. Esta fase é sempre endotérmica. H2O CxHy →Cy+(aq) + Ax-(aq)  ΔH1 > 0
2° fase: Hidratação das partículas (íons) do soluto. O envolvimento ordenado das moléculas de água ao redor das partículas (íons) do soluto é sempre um processo exotérmico. Cy+ + Ax- + H2O à Cy+(aq) + Ax-(aq) ∆H2 < 0 Assim, podemos concluir: 
∆H0 dis. > 0 se: ∆ H1 >  ∆H2 e ∆H0 dis. < 0 se : ∆ H1 <  ∆ H2  
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Entalpia Padrão de Formação
O calor de formação , ou entalpia padrão de formação (ΔHfº) de um composto químico é a variação da entalpia envolvida na reação de formação de 1 mol deste composto a partir de substâncias simples em condições-padrão. 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O(l) ΔHfº = - 285,5 kJ/mol
Se convencionou adotar o valor da entalpia igual a zero para as substâncias simples no estado padrão. 
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Cálculos Teóricos do Δ H de Uma Reação
1- Cálculo do ΔH pela Lei de Hess
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, não importando o caminho da reação.
Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico.
A lei de Hess diz que as trocas de entalpia são aditivas. ΔHneta = ΣΔHr.
Duas regras:
Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH se inverte também.
Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar ΔH pelo mesmo fator.
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Exemplo:
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess: Dados:  
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2- Cálculo do ΔH pela diferença entre a entalpia de formação dos produtos e a entalpia de formação dos reagentes.
ΔH = Σ ΔHfº (produtos) - Σ ΔHfº (reagentes)
3- Cálculo ΔH pela energia das ligações química rompidas e formadas
ΔH = Σ ΔH (reagentes) + Σ ΔH (produtos)
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Entropia - S
A entropia é uma grandeza termodinâmica que mensura o grau de irreversibilidade de um sistema, encontrando-se geralmente associada ao que denomina-se por "desordem", de um sistema termodinâmico. 
Os processos que levam o sistema do estado inicial logo após este ter sido isolado até o estado final - o estado de equilíbrio termodinâmico- ocorrem sempre de forma a provocarem aumentos do valor da entropia do sistema. Não ocorrem processos que impliquem a diminuição da entropia total de um
sistema isolado.
 A entropia é pois uma função de estado que obedece a um princípio de maximização, o "princípio da máxima entropia": a entropia em um estado de equilíbrio termodinâmico é sempre a máxima possível. 
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Desse modo, podemos concluir que a tendência que a entropia de um sistema possui para aumentar corresponde à tendência do sistema de atingir espontaneamente um estado de equilíbrio material e/ou energético.
S sólido < S líquido < S gás
Logo, à medida que a entropia do sistema aumenta, ele perde progressivamente a capacidade de realizar uma transformação espontânea.
Ou seja, uma reação espontânea tende à entalpia mínima (ΔH < 0) e à entropia máxima (ΔS > 0), sendo que todos os processos espontâneos jamais se reverterão por conta própria.
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Terceiro Princípio da Termodinâmica "REPOUSO ABSOLUTO“
O terceiro princípio propõe que na temperatura de ZERO ABSOLUTO, 0 Kelvin, que equivale a cerca de -273,15o C no sistema Celsius, o estado de agitação molecular, a Entropia, tende a Zero. 
Esse princípio é útil para estabelecer fórmulas que permitam cálculos termodinâmicos, definindo um parâmetro que permite a medição da Entropia de um sistema.
Vale lembrar que não se verifica essa temperatura na natureza e jamais se conseguiu atingi-la em laboratório.
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Energia Livre de Gibbs - G
Como não é possível prever a espontaneidade de todos os processos apenas com as funções H e a S, Gibbs relacionou estas duas funções criando uma terceira, conhecida como energia livre de Gibbs – G.
Na prática, quando ocorre uma reação espontânea entre determinadas substâncias, uma parte da energia liberada pela reação é usada para “pôr ordem” no sistema.
A parte da energia gasta na organização do sistema é igual ao produto da temperatura absoluta em que foi feita a reação pela variação de entropia desta reação.
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Chamamos
Chamamos de ADIABÁTICA a uma transformação que ocorre sem troca de calor entre o sistema e o meio ambiente.

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