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FCAV/ UNESP 
 
 
NOÇÕES DE TERMODINÂMICA 
 
 
Profa. Dra. Luciana Maria Saran 
1 
1.TERMODINÂMICA 
 
• Compreende o estudo da energia e suas transfor- 
 mações. 
 
• Em grego, thérme-; calor, dy´namis, energia. 
 
• Termoquímica: área da termodinâmica que 
 estuda as relações entre reações químicas e 
 variações de energia envolvendo calor. 
2 
2. ENERGIA CINÉTICA E ENERGIA POTENCIAL 
 
• Energia Cinética: é a energia do movimento. 
 Objetos, sejam eles bolas de tênis ou moléculas, 
 podem possuir energia cinética, Ec. 
 
 Ec = ½(mv
2) 
 
• Energia Potencial, Ep : é a energia do objeto 
 devida a sua posição em relação a outros objetos. 
 
 Ep = mgh 
3 
3. UNIDADES DE ENERGIA 
 
• No SI: a unidade para energia é o joule, J. Em 
 geral, as energias associadas com reações químicas 
 são expressas em quilojaules, kJ. 
 
 1J = 1 kg m2/s2 
 
• A unidade usada para expressar as variações de 
 energia que acompanham reações químicas é 
 caloria, cal. 
 
 1 cal = 4,184 J 
4 
3. UNIDADES DE ENERGIA 
 
 
• Em nutrição: a unidade de energia usada é a 
 Caloria nutricional. 
 
 1 Cal = 1.000 cal = 1 kcal 
5 
4. SISTEMA E VIZINHANÇAS 
 
• Na termodinâmica a parte do universo selecionada 
 para a análise das mudanças de energia é deno- 
 minada sistema. 
 
• Vizinhança: é o restante do universo. 
 
• Sistemas fechados: podem trocar energia sem 
 se importar com suas vizinhanças. 
 
 
6 
5. TRANSFERÊNCIA DE ENERGIA 
 
• A energia é transferida de duas maneiras: 
 
 a) para causar o movimento de um objeto contra 
 uma força, ou seja, para realizar trabalho; 
 
 b) para causar uma mudança de temperatura. 
 
7 
6. TRABALHO 
 
• Força: é qualquer tipo de tração ou compressão 
 exercida em um objeto. 
 
• Trabalho, w: é a energia utilizada para fazer um 
 objeto se mover contra uma força 
 
• O trabalho, w, que realizamos ao mover objetos 
 contra uma força se iguala ao produto da força, F, 
 e à distância, d, pela qual o objeto é movido: 
 
 w = F x d 
8 
7. CALOR E ENERGIA 
 
• Calor: é a energia transferida de um objeto mais 
 quente para um objeto mais frio. 
 
 
• Energia: é a capacidade de realizar trabalho ou 
 transferir calor. 
9 
8. PRIMERIA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
• Energia não pode ser criada nem destruída, ou 
 seja, a energia é conservada. 
 
• Qualquer energia perdida pelo sistema deve ser 
 aproveitada pela vizinhança e vice-versa. 
10 
9. ENERGIA INTERNA 
 
• Energia Interna: a energia interna do sistema é 
 a soma de toda a energia cinética e potencial de 
 todos os componentes do sistema. 
 
• Quando um sistema sofre qualquer mudança 
 química ou física, a variação obtida em sua energia 
 interna, E, é dada pelo calor adicionado ou 
 liberado, q, mais o trabalho realizado pelo ou no 
 sistema, w: 
 
 E = q + w 
 
11 
9. ENERGIA INTERNA 
 
• Quando calor é adicionado ao sistema ou trabalho 
 é realizado pela vizinhança no sistema, sua energia 
 interna aumenta. 
12 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 145. 
10. RELAÇÃO ENTRE q, w e E 
13 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 145. 
11. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS 
 
• Processo Endotérmico: ocorre com a absorção de 
 calor pelo sistema, ou seja, calor flui da vizinhança 
 para dentro do sistema. (Endo- é um prefixo que 
 significa “para dentro”). Ex.: fusão do gelo. 
 
• Processo Exotérmico: processo no qual o sistema 
 emite calor, ou seja, o calor flui para fora do sistema 
 em direção à sua vizinhança. Ex.: reações de combus- 
 tão. 
14 
12. FUNÇÕES DE ESTADO 
 
• Função de estado: depende somente dos estados 
 inicial e final do sistema e não de como a energia 
 interna é utilizada. 
 
 
15 Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 147. 
13. ENTALPIA 
 
• As reações químicas podem absorver ou liberar 
calor. 
 
• No entanto, elas também podem provocar a 
realização de trabalho. 
 
• Exemplo: quando um gás é produzido, ele pode 
ser utilizado para empurrar um pistão, realizando, 
assim, trabalho. 
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g) 
 
• O trabalho realizado pela reação acima é denomi-
nado trabalho de pressão-volume (PV). 
16 
13. ENTALPIA 
17 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 148. 
13. ENTALPIA 
 
• Entalpia: corresponde ao fluxo de calor nas 
 reações químicas que ocorrem à pressão constante 
 quando nenhuma forma de trabalho é realizada 
 a não ser trabalho PV. 
 
• A entalpia, H, é igual à energia interna mais o 
 produto da pressão, P, pelo volume, V, do sistema. 
 
 H = E + PV 
 
• A entalpia é uma função de estado porque a 
 energia interna, a pressão e o volume o são tam- 
 bém. 
18 
13. ENTALPIA 
19 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 149. 
14. ENTALPIAS DE REAÇÃO 
 
• A variação de entalpia que acompanha uma reação 
 é chamada entalpia de reação ou calor de 
 reação, H. 
 
• A variação de entalpia de uma reação química é 
 dada pela entalpia dos produtos menos a entalpia 
 dos reagentes: 
 
 H = Hprodutos – Hreagentes 
 
20 
14. ENTALPIAS DE REAÇÃO 
• A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem 
de grandeza do H é diretamente proporcional à 
quantidade): 
 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ 
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) H = - 1780 kJ 
21 
 
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal 
do H: 
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) H = + 890 kJ 
 
• A variação na entalpia depende do estado: 
H2O(g)  H2O(l) H = - 88 kJ 
14. ENTALPIAS DE REAÇÃO 
22 
15. COMBUSTÃO COMPLETA DO ÁC. ACÉTICO 
 
C2H4O2(l) + 2O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(l) H = - 871,1 kJ 
C2H4O2(l) + 2O2(g) 
2CO2(g) + 2H2O(l) 
H = - 871,1 kJ H 
23 
16. DECOMPOSIÇÃO DO CARBONATO DE Zn 
 
 ZnCO3(s)  CO2(g) + ZnO(s) H = + 71,5 kJ 
CO2(g) + ZnO(s) 
ZnCO3(s) 
H 
H = + 71,5 kJ 
24 
17. CALORIMETRIA 
 
• O valor de H pode ser determinado experimental- 
 mente pela medida do fluxo de calor que acompa- 
 nha uma reação à pressão constante. 
 
• Quando o calor flui para dentro ou para fora de 
 uma substância, a temperatura da substância varia. 
 
• Experimentalmente, podemos determinar o fluxo 
 de calor associado a uma reação química medindo- 
 se a variação de temperatura produzida. 
25 
17. CALORIMETRIA 
 
• A medição do fluxo de calor é denominada 
calorimetria. 
 
 
• Aparelho utilizado para medir o fluxo de calor: 
 calorímetro. 
26 
18. CAPACIDADE CALORÍFICA E CALOR 
 ESPECÍFICO 
 
• Capacidade calorífica: é a quantidade de calor 
 necessária para aumentar a temperatura de um 
 objeto em 1oC. 
 
• Capacidade calorífica molar: é a capacidade 
 calorífica de 1 mol de substância. 
 
• Calor específico = capacidade calorífica 
 específica: é a capacidade calorífica de 1 g de 
 substância. 
27 
18. CAPACIDADE CALORÍFICA E CALOR 
 ESPECÍFICO 
 
• O calor específico de uma substância pode ser 
 determinado experimentalmente medindo-se a 
 variação de temperatura, T, que uma massa, m, 
 da substância sofre ao perder certa quantidade 
 específica de calor, q. 
 
 Calor específico = 
 
q 
m x T 
28 
Calorimetria 
Calorimetria a Pressão Constante 
29 Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 155. 
Calorimetria 
Bomba Calorimétrica 
(calorimetria de volume constante) 
 
• Utiliza uma bomba 
calorimétrica.• Normalmente estuda a 
combustão. 
30 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 156. 
19. LEI DE HESS 
 
• A lei de Hess estabelece que se uma reação for 
 executada em uma série de etapas, o H para a 
 reação será igual à soma das variações de entalpia 
 para as etapas individuais. 
 
• Por exemplo: 
 
 CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = - 802 kJ 
 2H2O(g)  2H2O(l) H = - 88 kJ 
 
 CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ 
31 
20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 
 
• Muitos dados experimentais são relacionados em 
 tabelas de acordo com o tipo de processo. 
 
• Entalpia de vaporização: H para a conversão 
 de líquidos em gases. 
 
• Entalpia de combustão: H para a combustão 
 de uma substância. 
 
• Entalpia de formação: Hf associado ao proces- 
 so de formação de um composto a partir de seus 
 elementos constituintes. Outra denominação: 
 calor de formação. 
32 
20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 
 
• O estado padrão de uma substância é sua forma pura à 
pressão atmosférica (1 atm) e à temperatura de 298 K 
(25oC). 
 
• Entalpia padrão: a entalpia padrão (H0) de uma reação 
é definida como a variação de entalpia quando todos os 
reagentes e produtos estão em seus estados padrão. 
 
• Entalpia padrão de formação, H0f: é a variação de 
entalpia para a reação que forma 1 mol do composto a 
partir de seus elementos, com todas as substâncias em 
seus estados padrão. 
 
33 
20. ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 
34 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 161. 
21. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS 
Y  X H = + 35kJ 
X  Z H = + 90kJ 
+ 
Y  Z H = +125kJ 
35 
22. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS 
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) H = - 483,6kJ x (1,5) 
3O2(g)  2O3(g) H = + 284,6kJ : (2) 
3H2(g) + 1,5O2(g)  3H2O(g) H = - 725,4kJ 
O3(g)  1,5O2(g) H = - 142,3kJ 
3H2(g) + O3(g)  3H2O(g) H = - 867,7kJ 
+ 
36 
23. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS 
N2(g) + O2(g)  2NO(g) H = + 180,6kJ 
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) H = - 113,1kJ : (2) 
2N2O(g)  2N2(g) + O2(g) H = - 163,2kJ : (2) 
N2(g) + O2(g)  2NO(g) H = + 180,6kJ 
NO2(g)  NO(g) + ½ O2(g) H = + 56,6kJ 
N2O(g)  N2(g) + ½ O2(g) H = - 81,6kJ 
+ 
N2O(g) + NO2(g)  3NO(g) H = + 155,6kJ 
37 
24. APLICAÇÃO DA LEI DA HESS (Hof) 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(g) H
o = -1203,6kJ :(2) 
Mg(OH)2(s)  MgO(s) + H2O(l) H
o = + 37,1kJ 
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) H
o = - 571,7kJ :(2) 
Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(g) H
o = - 601,8kJ 
MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s) H
o = - 37,1kJ 
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H
o = - 285,8kJ 
+ 
Mg(s) + O2(g) + H2(g)  Mg(OH)2(s) H
o
f = - 924,7kJ 
38 
25. APLICAÇÃO DA LEI DE HESS (Hof) 
4B(s) + 3O2(g)  2B2O3(g) H
o = -2509,1kJ : (2) 
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) H
o = -571,7kJ x(1,5) 
B2H6(g) + 3O2(g)  B2O3(l) + 3H2O(l) H
o = - 2147,5kJ 
2B(s) + 1,5O2(g)  B2O3(g) H
o = -1254,6kJ : (2) 
3H2(g) + 1,5O2(g)  3H2O(l) H
o = -857,6kJ x(1,5) 
B2H3(g) + 3H2O(g)  B2H6(l) + 3O2(g) H
o = +2147,5kJ 
2B(s) + 3H2(g)  B2H6(s) H
o
f = + 35,3kJ 
39 
26. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS 
 
• Calor específico de combustão: é a energia 
 liberada quando 1 g de uma substância sofre 
 combustão. 
 
• A maior parte da energia necessária ao nosso corpo 
 é proveniente de carboidratos e gorduras. 
 
• A glicose é solúvel no sangue e no corpo humano 
 é conhecida por açúcar no sangue. 
 
• A glicose (C6H12O6) é transportada pelo sangue 
 para as células, onde reage com O2, produzindo 
 CO2(g), H2O(l) e energia. 40 
26. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS 
 
• Calor específico de combustão médio dos carboi- 
 dratos: 4 kcal/g. 
 
• Calor específico de combustão médio das gorduras: 
 9 kcal/g. 
 
• Portanto: 
 
 - 5 g de gordura  45 kcal 
 
 - 9 g de carboidrato  36 kcal 
41 
27. ALIMENTOS E COMBUSTÍVEIS 
 
• Consideremos 100 g de batata frita: 12 g de pro- 
 teína, 14 g de gordura e 74 g de carboidrato. 
 
• 12 g de proteína  12 g x 4 kcal/g = 48 kcal 
 
• 14 g de gordura  14 g x 9 kcal/g = 126 kcal 
 
• 74 g de carboidrato  74 g x 4 kcal/g = 296 kcal 
+ 
Conteúdo calórico de 100 g de batata frita: 470 kcal, 
das quais 26,81% é correspondente à gordura. 
42 
28. PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
 
• Qualquer processo que ocorra sem intervenção 
 externa é espontâneo. 
 
• Ex.: quando dois ovos caem no chão, eles se 
 quebram espontaneamente. A reação inversa não 
 é espontânea. 
 
• Um processo espontâneo tem um sentido. 
 
• Um processo que é espontâneo em um sentido 
 não é espontâneo no sentido contrário. 
43 
28. PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
 
• O sentido de um processo espontâneo pode 
 depender da temperatura: gelo se transformando 
 em água é espontâneo a T > 0oC; água se 
 transformando em gelo é espontâneo a T < 0oC. 
44 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 683. 
29. ENTROPIA 
 
• A entropia, S, é uma medida da desordem de um 
 sistema. 
 
• As reações espontâneas seguem no sentido da 
 diminuição de energia ou do aumento da entropia. 
 
• No gelo as moléculas são muito bem ordenadas 
 por causa das ligações de hidrogênio. 
 
• Portanto, o gelo tem uma entropia baixa. 
45 
29. ENTROPIA 
 
• À medida que o gelo derrete, quebram-se as forças 
 intermoleculares (requer energia), mas a ordem é 
 interrompida (então a entropia aumenta). 
 
• A água é mais desorganizada do que o gelo, então 
 o gelo derrete espontaneamente à temperatura 
 ambiente. 
46 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 687. 
29. ENTROPIA 
 
• A entropia é uma função de estado. 
 
• Para um sistema: S = Sfinal – Sinicial 
 
 
• Se S > 0, a desordem aumenta. 
 
• Se S < 0, a ordem aumenta. 
47 
30. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA 
 ENTROPIA 
 
• Um gás é menos ordenado do que um líquido, que 
 é menos ordenado do que um sólido. 
 
• Qualquer processo que aumenta o número de 
 moléculas de gás leva a um aumento da entropia. 
 
• Ex.: quando NO(g) reage com O2(g) para formar 
 NO2(g), o número total de moléculas de gás 
 diminui e a entropia diminui. 
48 
Fonte: BROWN, T. L. et al., 2005 : 694. 
31. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA 
 ENTROPIA 
 
 2 mols de reagentes gasosos 
 
 
 3 mols de produtos gasosos 
 
 
 Sfinal > Sinicial 
 
 
 
 S > 0 
49 
32. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA 
 ENTROPIA 
 
 Combinação de 2 gases 
 
 
 
 Formação de 1 sólido 
 
 
 Sfinal < Sinicial 
 
 
 
 S < 0 
50 
33. INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA 
 ENTROPIA 
 
• A ebulição corresponde a uma maior variação na 
 entropia do que a fusão. 
 
• A entropia aumenta quando: 
 
 - líquidos ou soluções são formados a partir de 
 sólidos; 
 
 - o número de moléculas de gás aumenta; 
 
 - a temperatura aumenta. 
51 
34. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
• Em qualquer processo espontâneo, a entropia do 
 universo aumenta. 
 
• Suniverso = Ssistema + Svizinhança: a variação 
 de entropia do universo é a soma da variação de 
 entropia do sistema e da variação de entropiada 
 vizinhança. 
 
• A entropia não é conservada: Suniverso está 
 aumentando. 
52 
34. SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 
• Para um processo reversível: Suniverso = 0. 
 
• Para um processo espontâneo (e irreversível): 
 Suniverso > 0. 
 
• Para um sistema isolado: 
 
 Ssistema = 0, para um processo reversível; 
 
 Ssistema > 0, para um processo espontâneo. 
53