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TERMODINÂMICA
	O estudo da termodinâmica permite a compreensão dos processos de transporte de energia levando ao entendimento do porquê algumas mudanças são inevitáveis enquanto outras são impossíveis.
	A termodinâmica tem como base três fundamentos experimentalmente deduzidos da observação da natureza. São denominadas as leis da termodinâmica.
1. PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
	Lei de conservação da energia, ou seja, não é possível criar ou destruir energia, pode-se apenas transferi-la ou modificá-la. Esta lei relaciona-se diretamente ao calor e ao trabalho realizado sobre um sistema.
SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
Estabelece que, em efeito, quando um evento espontâneo ocorre no universo, a entropia total do universo aumenta. A segunda lei estabelece condições para que as transformações termodinâmicas possam ocorrer.
TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
	Afirma que a entropia de uma substância cristalina pura tende a zero quando a temperatura diminui no sentido do zero absoluto (-273,15°C). Há, entretanto, controvérsias, seria terceira lei ser apenas uma regra geral?
I. PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
1.1. CALOR
	Representa-se o calor pelo símbolo q, que representa a quantidade de calor absorvida por um sistema. Essa energia é normalmente expressa em J ou em kJ.
 Sistema ganha calor (q > 0) Processo endotérmico
 Sistema perde calor (q < 0) Processo exotérmico
1.2. TRABALHO
	Um trabalho mecânico é realizado quando há movimento contra uma força oposta e pode-se dizer que após o trabalho realizado o objeto fruto desse trabalho acumulou energia. 
 Sistema é alvo do trabalho (w > 0) Ex: compressão
 Sistema realiza o trabalho (w < 0) Ex: expansão
1.3. ENERGIA
	A energia é representada pelo símbolo U. Ainda que a energia absoluta de um sistema não possa ser medida, as variações são mensuráveis.
sabemos que:
			ΔU = Ufinal - Uinicial
e que se:
			ΔU = q (não há trabalho realizado)
ou se:
			ΔU = w (não há calor transferido)
Portanto, chegamos à relação que é conhecida pela primeira lei da termodinâmica:
ΔU = q + w
*Obs: obviamente, quando não podemos classificar formas de energia como calor ou trabalho, outras variáveis podem ser incluídas ao lado direito da expressão algébrica.
Exemplos:
1. Um motor elétrico produz 15 kJ de energia por segundo na forma de trabalho mecânico e perde 120 kJ de calor por minuto para o ambiente. Qual a variação da energia interna do motor?
ΔU = q + w
ΔU = -2 -15
ΔU = -17 kJs-1
2. São fornecidos a uma quantidade x de ar 4,0 kJ de calor. Calcule ΔU para o ar se: a) nenhum trabalho for realizado; b) o ar expande e realiza 0,5 kJ de trabalho; c) 1,0 kJ de trabalho é realizado na compressão do ar ao mesmo tempo em que ele é aquecido.
�
a) ΔU = q + w
 ΔU = 4 + 0
 ΔU = 4,0 kJ
b) ΔU = q + w
 ΔU = 4 – 0,5
 ΔU = 3,5 kJ
c) ΔU = q + w
 ΔU = 4 + 1
 ΔU = 5,0 kJ
�
3. Uma quantidade de ar é expandida e realiza 5,0 kJ de trabalho. Quanto calor é fornecido ao ar se a energia do ar aumenta em: a) 5,0 kJ; b) 2,0 kJ; c) 0 kJ?
�
a) ΔU = q + w
 5 = q - 5
 q = 10,0 kJ
b) ΔU = q + w
 2 = q - 5
 q = 7,0 kJ
c) ΔU = q + w
 0 = q - 5
 q = 5,0 kJ
�
2. CALOR E ENTALPIA
	Consideraremos inicialmente processos a volume constante (w = 0), embora a maioria dos processos sejam realizados a pressão constante, com variação de volume (w ≠ 0). A quantidade de calor (q) absorvida durante um processo tem um valor fixo:
q = ΔU – w
O calor absorvido sob condições de pressão constante é chamado variação de entalpia (ΔH) do sistema:
q = ΔH (à pressão constante)
então:
ΔH = ΔU – w
ENTALPIA E ENERGIA
	Em muitos processos que ocorrem sob pressão atmosférica simples o trabalho realizado é mínimo ou quase insignificante. Tomando como exemplo um mol de gelo fundente a 1 atm:
w = 0,0002 kJ mol-1
q = 6,01 kJ mol-1
então:
ΔH = ΔU – w
ΔH ≈ ΔU
ΔH = 6,01 kJ mol-1
Continuando o raciocínio, mesmo nas transformações onde uma variação de volume maior ocorre, como nos gases, o trabalho ainda é muito menor que o consumo de energia térmica. Tomando como exemplo a água em ebulição a 1 atm:
w = - 3,1 kJ mol-1
q = 40,7 kJ mol-1
então:
�
ΔU = q + w
ΔU = 40,7 – 3,1
ΔU = 37,6 kJ mol-1
ΔH = ΔU – w
ΔH = 37,6 – (-3,1)
ΔH = 40,7 kJ mol-1
�
Isso quer dizer que ao se ferver 1 mol de água 37,6 kJ são necessários para a troca de estado e o adicional de 3,1 kJ é empregado no trabalho de empurrar a atmosfera na expansão.
A equação termoquímica:
H2O(l) ( H2O(g) ΔH = 40,7 kJ mol-1
nos mostra que a 100°C e 1atm, a entalpia de 1 mol de água gasosa é 40,7 kJ maior que a água líquida.
Da mesma forma temos:
H2O(g) ( H2O(l) ΔH = - 40,7 kJ mol-1
indicando, o valor negativo no valor da entalpia, a perda de calor para o sistema.
Exemplos:
1. Uma certa reação realiza-se à pressão constante. Durante o processo o sistema absorve 125 kJ de calor, gerando um trabalho de expansão de 12 kJ. Calcule o valor de q, w, ΔU e ΔH do sistema.
�
q = 125 kJ
w = -12 kJ
ΔU = q + w
ΔU = 125 - 12
ΔU = 113 kJ
ΔH = ΔU – w
ΔH = 113 – (-12)
ΔH = 125 kJ �
Sobre ΔH simplesmente poderia ser dito que, como o processo se realiza em pressão constante: ΔH = q = 125 kJ 
2. Uma certa reação química se realiza à pressão constante e libera 225 kJ de calor. Enquanto o processo se realiza, o sistema se contrai sob trabalho de 15 kJ. Calcule os valores de q, w, ΔU e ΔH do sistema.
�
q = - 225 kJ
w = 15 kJ
ΔU = q + w
ΔU = -225 + 15
ΔU = -210 kJ
ΔH = ΔU – w
ΔH = -210 – 15
ΔH = 225 kJ �
Sobre ΔH simplesmente poderia ser dito que, como o processo se realiza em pressão constante: ΔH = q = 225 kJ 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO - CALOR, ENERGIA E ENTALPIA
1. Quando uma determinada reação se verifica a volume constante, 10,0 kJ de calor é absorvido pelo sistema das vizinhanças. Calcule o valor de: a) q; b) ΔU; c) ΔH; d) w.
2. Uma determinada reação se realiza a pressão constante. Se 8,0 kJ de calor é absorvido pelo sistema, e 3,0 kJ de trabalho é realizado pelo sistema sobre as vizinhanças, qual é o valor de: a) q; b) ΔH; c) w?
3. Uma reação se realiza a pressão constante. Se 8,0 kJ de calor é liberado pelo sistema, e 2,0 kJ de trabalho é realizado pelo sistema sobre as vizinhanças, qual é o valor de: a) q; b) ΔU; c) ΔH; d) w.
4. Por que ΔU e ΔH são aproximadamente iguais nos processos de fusão e congelamento, mas são diferentes nos processos de vaporização e condensação?
5. Para quais dos seguintes processos são significativamente diferentes as medidas de ΔU e ΔH?
a) Fusão do CO2 sólido.
b) Sublimação do naftaleno sólido.
c) CaO(s) e CO2(g) juntos para formar CaCO3(s).
d) HCl(g) e NH3(g) combinados para formar NH4Cl(s).
e) H2(g) e Cl2(g) combinados para formar HCl(g).
6. Para cada um dos processos descritos no problema 5 onde ΔU e ΔH são significativamente diferentes, determine qual das duas quantidades é maior.
3. TRABALHO DE EXPANSÃO
	O trabalho resultante da expansão de um corpo é o produto de sua ação contra a força de oposição, desse modo, pode ser descrito como o produto da pressão externa vezes o aumento de volume.
w = - PextΔV
Exemplos:
1. Uma substância que expande seu volume de 14,0 L para 18,0 L, contra uma pressão constante de 1 atm.
�
w = - PextΔV
w = - 1 . (18-14)
w = - 4 L atm
como:
 1,0 L atm = 101,325 J
 w = - 405,3 J
�
2. Calcule o trabalho em joules, quando um líquido expande contra uma pressão constante de 1,0000 atm, de 1,0000 cm3 para 1,0010 cm3.
�
w = - PextΔV
w = - 1 . (1,001.10-3 – 1.10-3)
w = - 1,0 . 10-6 L atm
como:
 1,0 L atm = 101,325 J
 w = - 1,013.10-4 J
�
1. A aragonita CaCO3 (CaO 56%, CO2 44%) é um polimorfo menosestável da calcita, presente no calcário (rocha sedimentar) e no mármore (calcário metamórfico cristalino). 
Para que 1 mol de calcita seja convertido em aragonita ΔU = 0,21 kJ. Calcule ΔH – ΔU quando p = 1 bar.
Dados:
dcalcita = 2,71g.cm-3; daragonita = 2,93g.cm-3
massas atômicas: Ca = 40 g.mol-1, C = 12 g.mol-1, O = 16g.mol-1
1bar = 1,0.105 Pa = 1,01325.105 atm
1cm3 = 10-6m3
1Pa.m3 = 1J
ΔH = ΔU + PΔV 
ΔH - ΔU = PΔV
ΔH - ΔU = 1,0 . 105 . (Vf – Vi) . 10-6
�
d = m / Vi
Vi = m / d
Vi = 100 / 2,71
Vi = 36,9 cm3
d = m / Vf
Vf = m / d
Vf = 100 / 2,93
Vf = 34,13 cm3
�
ΔH - ΔU = 1,0 . 105 . (34,13 – 36,9) . 10-6
ΔH - ΔU = 1,0 . 105 . (34,13 – 36,9) . 10-6
ΔH - ΔU = -2,77 . 10-1 J
4. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS
	Já vimos que quando uma reação ocorre, em pressão constante, a quantidade de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação da entalpia do sistema. Esse ΔH e seu sinal algébrico indicam se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (-).
LEI DE HESS
	A variação da entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.
Exemplo:
Quando 1,00 mol de carvão é queimado com excesso de oxigênio à pressão constante, 1,00 mol de oxigênio é consumido e 1,00 mol de dióxido de carbono é formado.
	
C(s) + O2(g) ( CO2(g) ΔH = -393,5 kJ
Se o processo for realizado em duas etapas, limitando a quantidade de oxigênio, tem-se:
C(s) + ½O2(g) ( CO(g) ΔH = -110,5 kJ
Adicionando-se mais oxigênio:
CO(g) + ½O2(g) ( CO2(g) ΔH = -283,0 kJ
REAÇÕES DE FORMAÇÃO
	São aquelas em que um mol de um único produto é formado a partir de seus elementos não combinados. Por exemplo, a reação:
C(s) + O2(g) ( CO2(g)
A reação a seguir não é classificada como reação de formação por o reagente CO não é um elemento não combinado.
CO(g) + ½O2(g) ( CO2(g)
Os valores de ΔH das reações de formação(f) são geralmente tabelados, no caso em que cada substância está no seu estado padrão (°), ou seja, na forma mais estável a 1 atm e 298 K. São expressos como ΔH f°, em kJmol-1.
Exemplo:
Calcule ΔH ° para a seguinte reação a 25°C. Valores de ΔH f° NH3 = -46,1 kJmol-1; HCl = -92,3 kJmol-1; -314,4 kJmol-1.
NH3 + HCl ( NH4Cl
ou seja:
 ΔH f°= 46,1 + 92,3 – 314,4
 ΔH f°= -176,0 kJmol-1
De onde se conclui que:
ΔH °reação = Σ(ΔH f°)produtos – Σ(ΔH f°)reagentes
Valores de ΔH f° para algumas substâncias:
�
	SUBSTÂNCIA
	ΔH f° (kJmol-1)
	Ag(s)
	0
	AgCl(s)
	-127,1
	Al(s)
	0
	Al2O3(s)
	-1675,7
	C(s, grafite)
	0
	CO(g)
	-110,5
	CO2(g)
	-393,5
	CH4(g)
	-74,8
	CH3OH(l)
	-238,7
	C2H2(g)
	226,8
	C2H4(g)
	52,3
	C2H6(g)
	-84,6
	C2H6(l)
	49,00
	C2H5OH(l)
	-277,6
	Ca(s)
	0
	CaCO3(s)
	-1206,9
	CaCl2(s)
	-795,8
	CaO(s)
	-635,1
	Ca(OH)2(s)
	-986,1
	CaSO4(s)
	-1433,0
	Cl2(g)
	0
	Fe(s)
	0
	Fe2O3(s)
	-824,0
	H2(g)
	0
	H2O(g)
	-241,8
	H2O(l)
	-285,8
	SUBSTÂNCIA
	ΔH f° (kJmol-1)
	HCl(g)
	-92,3
	HNO3(l)
	-173,2
	H2SO4(l)
	-814,0
	Hg(l)
	0
	Hg(g)
	0
	K(s)
	0
	KCl(s)
	-435,9
	N2(g)
	0
	NH3(g)
	-46,1
	NH4Cl(s)
	-314,4
	NO(g)
	90,4
	NO2(g)
	33,8
	N2O(g)
	81,5
	N2O4(g)
	91,6
	Na(s)
	0
	Na2CO3(s)
	-1131,0
	NaHCO3(s)
	-947,7
	NaCl(s)
	-410,9
	NaOH(s)
	-425,6
	O2(g)
	0
	PbO(s)
	-219,0
	PbO2(s)
	-277,0
	PbSO4(s)
	-920,0
	S(s)
	0
	SO2(g)
	-296,8
	SO3(g)
	-395,7
�
Exemplos
1. Determine o calor molar padrão de combustão do metanol em oxigênio para formar dióxido de carbono e vapor d’água.
CH3OH(l) + 3/2O2(g) ( CO2(g) + 2H2O(g)
ΔH °reação = Σ(ΔH f°)produtos – Σ(ΔH f°)reagentes
ΔH °reação = [ -393,5 + 2(-241,8) ] – [ -239,0 + 3/2(0) ] 
ΔH °reação = [ -393,5 – 483,6 ] – [ -239,0 ]
ΔH °reação = -877,1 + 239,0
ΔH °reação = -638,1 kJ
2. E se a água formada no exemplo anterior estivesse na forma líquida? Deve ser liberado mais ou menos calor?
CH3OH(l) + 3/2O2(g) ( CO2(g) + 2H2O(l)
ΔH °reação = Σ(ΔH f°)produtos – Σ(ΔH f°)reagentes
ΔH °reação = [ -393,5 + 2(-285,8) ] – [ -239,0 + 3/2(0) ] 
ΔH °reação = [ -393,5 – 571,6 ] – [ -239,0 ]
ΔH °reação = -965,1 + 239,0
ΔH °reação = -726,1 kJ
Será liberada uma quantidade maior de calor, pois nenhum calor será usado para vaporizar a água.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO – CALOR DE REAÇÃO E LEI DE HESS
1. Calcule o calor padrão molar de combustão do etanol (C2H5OH) para formar CO2(g) e H2O(l).
2. Calcule o calor padrão molar de combustão do metanol (CH3OH), para formar CO2(g) e H2O(l).
3. A 25°C o calor padrão molar de formação da água líquida é -285,8 kJmol-1, e da água gasosa -241,8 kJ kJmol-1. Calcule o calor molar de vaporização da água a esta temperatura. Compare sua resposta com o valor publicado, 40,7 kJmol-1, e explique qualquer diferença.
4. 0 calor padrão de combustão do butano gasoso (C4H10) a 25°C é -2,880 x 103 kJmol-1 quando os produtos são CO2(g) e H2O(l). Calcule o valor de ΔH °combustão se os produtos são:
a) CO2(g) e H2O(g)
b) CO(g) e H2O(l)
5. Calcule o valor de ΔH ° a 25°C para cada uma das seguintes reações:
a) SO2(g) + O2(g) ( SO3(g)
b) SO3(g) ( SO2(g) + ½O2(g)
c) 2SO3(g) + S(s) ( 3SO2(g)
6. Calcule ΔH ° a 25°C para combustão do H2S(g) formando SO2(g) e H2O(l).
II. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA
1. ENTROPIA E ESPONTANEIDADE
	O conceito de entropia está relacionado à organização de um sistema. A desordem tem maior probabilidade que a ordem, então um sistema mais organizado tende a se desorganizar.
	
	Podemos citar como exemplo o gelo fundente, o sólido com moléculas mais ordenadas tendendo a passar ao estado líquido, com moléculas menos ordenadas.
	Assim como há variação de entalpia (ΔH) há variação de entropia (ΔS) e ambas contribuem significativamente para a espontaneidade ou não dos processos químicos.
	Freqüentemente é possível prever se ΔS terá um valor positivo ou negativo, sendo a magnitude da entropia influenciada pelos fatores: volume, temperatura e estado físico.
ΔS (+)
Aumento de desorganização, processo tende a ser espontâneo.
ΔS (-)
Aumento de organização, o processo tende a ser não espontâneo.
1.1. VOLUME E ENTROPIA
	A expansão de volume, muito mais perceptível nos gases que nos sólidos e líquidos, aumenta a entropia, pois em tese há mais espaço para a maior desorganização das moléculas.
Si < Sf
1.2. TEMPERATURA E ENTROPIA
	A temperatura também afeta a entropia, quanto maior a temperatura maior a entropia pois há mais energia cinética nas partículas que compõem o corpo.
ST1 < ST2 < ST3
1.3. ESTADO FÍSICO E ENTROPIA
	É um dos principais fatores que afetam a entropia de um sistema. Quanto mais caótica a distribuição das moléculas maior a sua probabilidade e conseqüentemente maior sua entropia.
Ssólido < Slíquido <<< Sgasoso
2. MUDANÇA DE ENTROPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS
a) Quando uma reação química produz ou consome gases o sinal da mudança de entropia é usualmente fácil de ser previsto, pois há uma grande alteração no valor da entropia do sistema.
Tomemos como exemplo a reação:
2NaHCO3(s) ( Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
( devido ao aumento de produtos gasosos pode-se dizer que a mudança de entropia nessa reação é positiva.
Acompanhe o outro exemplo abaixo:
CaO(s) + SO2(g) ( CaSO3(s)
( neste caso a alteração de entropia tem sinal negativo pois há reagente gasoso e não há produto gasoso.
b) A entropia também é afetada pela complexidade molecular. No exemplo abaixo vemos duas diferentes formas para os átomos de hidrogênio:
H2(g) ( 2H(g)
( no caso de partículas menos complexas o número total de partículas aumenta, conseqüentemente há maior probabilidade de desordeme, por isso, aumento de entropia.
3. ENERGIA LIVRE DE GIBBS
	A energia livre de Gibbs (G) correlaciona os dois importantes conceitos termodinâmicos apresentados até agora, a entalpia (H) e a entropia (S). A equação para temperatura e pressão constantes é:
ΔG = ΔH – T ΔS
	A espontaneidade de uma reação se dá pela variação da energia livre de Gibbs (ΔG). Podemos então dizer que se há diminuição de G o processo tende a ser espontâneo e vice-versa.
sabemos que:
ΔG = Gfinal - Ginicial
então se:
Gfinal < Ginicial
	tem-se:
			ΔG (-) processo espontâneo
	se:
			Gfinal > Ginicial
tem-se:
			ΔG (+) processo não espontâneo
3.1. Quando ΔH é negativo e ΔS é positivo
	Há favorecimento da espontaneidade, pois a diminuição da energia no sistema e o aumento da desordem agem sinergicamente.
3.2. Quando ΔH é positivo e ΔS é negativo
	Quando uma mudança é endotérmica e está acompanhada de queda de entropia, ambos os fatores trabalham contra a espontaneidade.
3.3. Quando ΔH e ΔS têm o mesmo sinal
	Nestes casos a temperatura (T) torna-se determinante no controle da espontaneidade. Tomando a fusão do gelo como exemplo:
( é um processo endotérmico (desfavorecido), então: ΔH (+)
( ocorre aumento entropia (favorecido), então: ΔS (+)
	Ou seja, quem determinará se a fusão ocorrerá é a temperatura na qual o gelo se encontra.
	
	
	ΔH
	
	
	+
	-
	ΔS
	+
	Espontâneo alta temp.
	Espontâneo
	
	
	Não espont. baixa temp.
	
	
	-
	Não espontâneo
	Espontâneo baixa temp.
	
	
	
	Não espont. alta temp.
III. TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
1. ENTROPIA PADRÃO E A VARIAÇÃO DE ENTROPIA
	A terceira lei da termodinâmica vai mais além que a segunda lei e afirma que em zero absoluto a entropia de uma substância cristalina pura perfeitamente ordenada é zero.
	À entropia de 1 mol de uma substância, determinada a 298°K (25°C) e a 1 atm, damos o nome de entropia padrão (S °). Esses valores são tabelados e podemos usá-los para calcular ΔS ° da seguinte maneira.
2. CÁLCULO DE ΔS ° A PARTIR DAS ENTROPIAS PADRÕES
Exemplo:
A uréia é manufaturada industrialmente a partir do CO2 e da NH3. Uma das suas utilidades é como fertilizante, que reage lentamente com a água do solo para produzir CO2 e NH3 que funciona como fonte de nitrogênio para as plantas.
CO(NH2)2(aq) + H2O(l) ( CO2(g) + 2NH3(g)
 173,8 69,96 213,6 192,5
 Jmol-1K-1 Jmol-1K-1 Jmol-1K-1 Jmol-1K-1
ΔS ° = [S °CO2(g) + 2S °NH3(g)] - [S °CO(NH2)2(aq) + S °H2O(l)]
ΔS ° = [213,6 + 2(192,5)] – [173,8 + 69,96]
ΔS ° = 598,6 – 243,8
ΔS ° = 354,8 JK-1 (processo tende a ser espontâneo)
Valores de S ° para algumas substâncias:
�
	SUBSTÂNCIA
	S ° (JK-1mol-1)
	Ag(s)
	42,55
	AgCl(s)
	96,20
	Al(s)
	28,30
	Al2O3(s)
	51,00
	C(s, grafite)
	5,69
	CO(g)
	197,90
	CO2(g)
	213,60
	CH4(g)
	186,20
	CH3Cl(g)
	234,20
	CH3OH(l)
	126,80
	CO(NH)2(s)
	104,60
	CO(NH)2(aq)
	173,80
	C2H2(g)
	200,80
	C2H4(g)
	219,80
	C2H6(g)
	229,50
	C8H18(l)
	466,90
	C2H5OH(l)
	161,00
	Ca(s)
	154,80
	CaCO3(s)
	92,90
	CaCl2(s)
	114,00
	CaO(s)
	40,00
	Ca(OH)2(s)
	76,10
	CaSO4(s)
	107,00
	CaSO4.½H2O(s)
	131,00
	CaSO4.2H2O(s)
	194,00
	Cl2(g)
	223,00
	Fe(s)
	27,00
	Fe2O3(s)
	90,00
	H2(g)
	130,60
	H2O(g)
	188,70
	SUBSTÂNCIA
	S ° (JK-1mol-1)
	H2O(l)
	69,96
	HCl(g)
	186,70
	HNO3(l)
	155,60
	H2SO4(l)
	157,00
	HC2H3O2(l)
	160,00
	Hg(l)
	76,10
	Hg(g)
	175,00
	K(s)
	64,18
	KCl(s)
	82,59
	K2SO4(s)
	176,00
	N2(g)
	191,50
	NH3(g)
	192,50
	NH4Cl(s)
	94,60
	NO(g)
	210,60
	NO2(g)
	240,50
	N2O(g)
	220,00
	N2O4(g)
	304,00
	Na(s)
	51,00
	Na2CO3(s)
	136,00
	NaHCO3(s)
	102,00
	NaCl(s)
	72,38
	NaOH(s)
	64,18
	Na2SO4(s)
	149,4
	O2(g)
	205,00
	PbO(s)
	67,80
	PbO2(s)
	68,60
	PbSO4(s)
	148,49
	S(s)
	31,90
	SO2(g)
	248,50
	SO3(g)
	256,20
�
3. CÁLCULO DE ΔG ° A PARTIR DE ΔH ° E ΔS °
Exemplo:
Calcule ΔG ° para a reação da uréia com água a partir dos valores de ΔH ° E ΔS °.
CO(NH2)2(aq) + H2O(l) ( CO2(g) + 2NH3(g)
 
ΔH °reação = Σ(ΔH f°)produtos – Σ(ΔH f°)reagentes
ΔH ° = [ -393,5 + 2(-46,19) ] – [ -319,2 + (-285,9) ] 
ΔH ° = -485,9 + 605,1
ΔH ° = +119,2 kJ (processo tende a não ser espontâneo)
ΔS ° = 354,8 JK-1 (processo tende a ser espontâneo)
ΔG ° = ΔH ° – T ΔS °
ΔG ° = 119,2 – (273,15+25) . 0,3548
ΔG ° = 119,2 – 298,15 . 0,3548
ΔG ° = 119,2 – 105,8
ΔG ° = + 13,4 kJ (processo não espontâneo)
Agora calcule o valor de ΔG ° para a reação abaixo. Preveja a espontaneidade do peocesso. Há uma maior ou menor tendência desse processo ocorrer se a temperatura for aumentada de 25ºC para 200ºC? 
2NaHCO3(s) ( Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
4. CÁLCULO DE ΔG ° A PARTIR DE ΔG f°
Exemplo:
	O etanol, é formado a partir de pequenas parículas pela fermentação e tem sido usado como aditivo para a gasolina. Qual é o ΔG ° para a combustão completa do etanol?
C2H5OH(l) + 3O2(g) ( 2CO2(g) + 2H2O(g)
ΔG °reação = Σ(ΔG f°)produtos – Σ(ΔG f°)reagentes
ΔG ° = [ 2(-394,4) + 3(-228,6) ] – [ -174,8 + 3(0) ] 
ΔG ° = -1474,6 + 174,8
ΔG ° = -1299,8 kJ (processo espontâneo)
Valores de ΔG f° para algumas substâncias:
�
	SUBSTÂNCIA
	ΔG f° (kJmol-1)
	Ag(s)
	0
	AgCl(s)
	-109,70
	Al(s)
	0
	Al2O3(s)
	-1576,40
	C(s, grafite)
	0
	CO(g)
	-137,30
	CO2(g)
	-394,40
	CH4(g)
	-50,79
	CH3Cl(g)
	-58,60
	CH3OH(l)
	-166,20
	CO(NH)2(s)
	-197,20
	CO(NH)2(aq)
	-203,80
	C2H2(g)
	209,00
	C2H4(g)
	68,12
	C2H6(g)
	-32,90
	C8H18(l)
	17,30
	C2H5OH(l)
	-174,80
	Ca(s)
	0
	CaCO3(s)
	-1128,80
	CaCl2(s)
	-750,20
	CaO(s)
	-604,20
	Ca(OH)2(s)
	-896,76
	CaSO4(s)
	-1320,30
	CaSO4.½H2O(s)
	-1435,20
	CaSO4.2H2O(s)
	-1795,7
	Cl2(g)
	0
	Fe(s)
	0
	Fe2O3(s)
	-741,00
	H2(g)
	0
	H2O(g)
	-228,60
	SUBSTÂNCIA
	ΔG f° (kJmol-1)
	H2O(l)
	-237,20
	HCl(g)
	-95,27
	HNO3(l)
	-79,91
	H2SO4(l)
	-689,90
	HC2H3O2(l)
	-392,50
	Hg(l)
	0
	Hg(g)
	31,80
	K(s)
	0
	KCl(s)
	-408,30
	K2SO4(s)
	-1316,40
	N2(g)
	0
	NH3(g)
	-16,70
	NH4Cl(s)
	-203,90
	NO(g)
	86,69
	NO2(g)
	51,84
	N2O(g)
	103,60
	N2O4(g)
	98,28
	Na(s)
	0
	Na2CO3(s)
	-1048,00
	NaHCO3(s)
	-851,90
	NaCl(s)
	-384,00
	NaOH(s)
	-382,00
	Na2SO4(s)
	-1266,80
	O2(g)
	0
	PbO(s)
	-189,30
	PbO2(s)
	-217,40
	PbSO4(s)
	-813,20
	S(s)
	0
	SO2(g)
	-300,40
	SO3(g)
	-370,40
�
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO – ENERGIA LIVRE DE GIBBS
1. Usando os valores de ΔHf° E S ° calcule o valor de ΔG ° e preveja a espontaneidade das reações a seguir:
a) NH3(g) + HCl(g) ( NH4Cl(s)
b) NaOH(s) + HCl(g) ( NaCl(s) + H2O(l)
c) Al2O3(s) + Fe(s) ( Fe2O3(s) + Al(s)
d) CH4(g) ( C2H6(g) + H2(g)
e) HCl(g) + CaO(s) ( CaCl2(s) + H2O(g)
f) NO2(g) + H2O(l) ( HNO3(l) + NO(g)
g) AgCl(s) + Ca(s) ( CaCl2(s) + Ag(s)
2. Usando os valores de ΔG f° calcule o valor de ΔG ° e preveja a espontaneidade das reações a seguir:
a) H2SO4(l) + NaCl (s) ( HCl(g) + Na2SO4(s)
b) PbO(s) + NH3(g) ( Pb(s) + N2(g) + H2O(g)
c) SO3(g) + H2O(l) ( H2SO4(l)
d) NH4Cl(s) + CaO(s) ( CaCl2(s) + H2O(l) + NH3(g)
e) CaSO4(s) + HCl(g) ( CaCl2(s) + H2SO4(l)
f) C2H4(g) + H2O(g) ( C2H5OH(l)
g) Ca(s) + H2SO4(l) ( CaSO4(s) + SO2(g) + H2O(l)
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. Qual a origem do nome termodinâmica?
2. Quais são as unidades de PΔV se a pressão é expressa em pascal e o volume em metros cúbicos?
3. Um cilindro adaptado a um pistão contém 5,00 L de um gás a pressão de 4,00 atm. O aparato inteiro está contidoem uma banheira de água para manter a temperatura constante de 25°C. O pistão é liberado e o gás se expande até a pressão interna do cilindro igualar-se à pressão atmosférica externa, 1 atm. Assuma o comportamento do gás ideal e calcule a quantidade de trabalho realizado pelo gás à medida que se expande a temperatura constante.
4. Os carros, caminhões e máquinas que usam motores a combustão para gerar força têm sistemas de arrefecimento. Nos termos de termodinâmica, o que faz com que tais sistemas se tornem necessários?
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. Que tipos de energia contribuem para a energia interna de um sistema?
2. Como é definida uma mudança na energia interna em termos das energias interna inicial e final?
3. Qual é o sinal algébrico de ΔU para uma mudança endotérmica? Por que?
4. Apresente a primeira lei da termodinâmica em palavras. Que equação define a mudança de energia interna em termos de calor e trabalho? Defina o significado dos símbolos, incluindo a significância dos sinais algébricos.
5. Um certo sistema absorve 300 J de calor e é alvo 700 J de trabalho realizado. Qual é o valor de ΔU para a mudança? A mudança é endergônica ou exergônica?
6. O valor de ΔU para uma mudança é -1455 J. Durante a mudança o sistema absorve 812 J de calor. O sistema realizou trabalho ou foi alvo de trabalho? Calcule o trabalho, em joules, envolvido no processo.
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_1344256214.cdx
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