ácido e base

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Ácidos e Bases
Classificações
Arrhenius, 1887
Ácido: Composto que, se dissolvido em água, libera íons H+
Base: Composto que, se dissolvido em água, libera íons OH-
Bronsted-Lowry, 1923
Ácido: Espécie que tende a doar prótons
Base: Espécie que tende a receber prótons
água
água
Qual deles é o ácido???
Qual dos conceitos???
BF3 neutraliza a base.
Logo é classificado como um ácido 
Não se adequa a nenhum dos modelos
Lewis, 1923
Ácido: Espécie com um orbital vazio que pode ser utilizado para receber um par de elétrons para formar uma ligação covalente
Base: Espécie capaz de utilizar um par de elétrons não ligante para formar uma ligação covalente
Reações ácido-base
Caso uma substância tenha um maior caráter ácido do que a outra, esta será, então, parcialmente (ácido fraco) ou quase que totalmente (ácido forte) ionizada
Pares ácido-base conjugados
ÁCIDO 1
BASE 1
BASE 2
ÁCIDO 2
Pares ácido-base conjugados
ÁCIDO 1
BASE 1
BASE 2
ÁCIDO 2
Quanto mais forte um ácido, mais fraca sua base conjugada
Caso uma substância tenha um maior caráter básico do que a água ( ácido mais fraco), esta será então parcialmente (base fraca) ou quase que totalmente (base forte) protonada
Pares ácido-base conjugados
ÁCIDO 1
BASE 1
BASE 2
ÁCIDO 2
Pares ácido-base conjugados
ÁCIDO 1
BASE 1
BASE 2
ÁCIDO 2
Reação de Neutralização
As reações de neutralização também são reações ácido-base
Reação ácido-base em meio não aquoso
Reação ácido-base em fase gasosa
Substâncias anfóteras (ou anfipróticas)
Substâncias que podem atuar tanto como ácidos como base de Bronsted-Lowry
Um exemplo é o íon dihidrogeno fosfato, H2PO4-, que se comporta como uma base na presença de um doador de próton como o H3O+
Solventes anfipróticos: comportam- se como ácidos na presença de solutos básicos e como bases diante de solutos ácidos
Autoprotólise da água
Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons
Kw = 1,0 x 10-14, para qualquer amostra de água a 25°C, seja água destilada ou água poluída e lamacenta do rio Tietê
Reação de dissociação é de suma importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas
Lembrete: Constante de equilíbrio só é afetada pela temperatura do sistema
Autoprotólise da água é pequena temperatura ambiente
Para água pura (neutra) a 25 °C
aH3O+ = aOH- = x
aH3O+ = aOH- = x2 = 1,0x10-14
aH3O+ =1,0x 10-7 
aOH- =1,0x 10-7 
Escala de pH
Frequentemente a concentração de uma espécie é expressa em termos de p
Ácidos fortes reagem completamente com o solvente, não deixando moléculas do soluto não dissociadas
Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja, possuem alto grau de dissociação α→1
A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada; quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada
Exercícios
Qual o pH e o pOH de uma solução de Ba(OH)2 0,0050 mol/L?
Qual o pH e o pOH de uma solução de HCl 0,010 mol/L?
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e o pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,20 mol/L, a 25 °C.
Termoquímica
Termoquímica
Parte da química envolvida com os estudos energéticos e sua treansformações
Se listarmos as aplicações da química que são importantes na nossa vida, constatará que muitas delas envolvem energia e transformações de energia
O que significa energia??? 
Grande parte da energia existente pode ser dividida em duas:
* Energia Potencial
* Energia Cinética
Energia Potencial
Está associada à posição relativa de um objeto
Energia Cinética
Está associada ao movimento do objeto
Qualquer substância ou objeto é constituído de átomos e moléculas, os quais apresentam energia cinética associada a seus constantes movimentos, além de energia potencial decorrente das várias forças que exercem uns sobre os outros
Universo, sistema e vizinhanças
Quando utilizamos termodinâmica para analisar mudanças de energia, focalizamos nossa atenção em uma parte do UNIVERSO LIMITADA e BEM DEFINIDA.
SISTEMA é a parte selecionada do universo, restrição da região de estudo onde estamos interessado em acompanhar a conversão de energia
VIZINHANÇA é todo resto do universo
Existem três tipos de sistemas
Sistemas abertos
Sistemas fechados
Sistemas isolados
Sistema Aberto
Sistema Fechado
Sistema Isolado
É um sistema cuja fronteira permite troca de matérias e/ou energia com a vizinhança
É um sistema cuja fronteira não permite troca de matérias com a vizinhança, porém permite trocas de energia 
É um sistema cuja fronteira não permite troca de matérias nem de trocas de energia com a vizinhança
Transferência de Energia
Todo fluxo de energia é dividido em calor ou trabalho
Calor é o fluxo de energia entre dois objetos. É um processo, NÃO uma grandeza 
Trabalho é a segunda forma de transferência de energia, sendo a transferência de energia realizada por uma força movendo uma massa por uma distância contra a resistência
Trabalho inclui uma gama maior de fenômenos do que apenas o movimento mecânico. O tipo mais comum de trabalho que encontraremos nos processos químicos é o trabalho pressão-volume
Quando um gás se expande, ele pode realizar trabalho
massa
aceleração
distância
Um joule é aproximadamente a quantidade de energia usada para levantar um livro de 1 kg e 10 cm acima do tampo da mesa
Em nível molecular, um joule é uma quantidade muito grande energia, para quebrar uma única ligação química normalmente exige apenas algo em torno de 10-18 J
Força é qualquer tipo de tração ou compressão exercida em um objeto
Sistema comprime: Recebe trabalho, ou seja, ganha energia na forma de trabalho; sua energia interna aumenta, pois recebeu energia na forma de trabalho
Sistema se expande: Realiza trabalho, ou seja, perde energia na forma de trabalho; sua energia interna reduz pois foi utilizada para realizar trabalho
ΔV>0; Sinal negativo de trabalho significa perda de energia/trabalho
CALOR
TRABALHO
ENERGI
A
INTERNA
CALOR
TRABALHO
ENERGI
A
INTERNA
Expansão
Adiabática
ΔV<0; Sinal positivo de trabalho significa ganho de energia/trabalho
CALOR
TRABALHO
ENERGI
A
INTERNA
CALOR
TRABALHO
ENERGI
A
INTERNA
Compressão
Adiabática
Energia é a capacidade de realizar trabalho ou transferir calor
Primeira lei da termodinâmica
A energia pode ser convertida de uma forma para outra, podendo ser transferida de uma parte do universo para outra
ENERGIA NÃO PODE SER CRIADA OU DESTRÍDA
Conservação de energia: qualquer energia perdida pelo sistema tem que ser aproveitada pela vizinhança, e vice-versa
A somatória das energias cinéticas e potencial dos átomos e moléculas que compõem um objeto constituem a sua ENERGIA INTERNA
Grande parte da energia interna de um objeto está associada à energia potencial que se origina das posições relativas dos átomos que o constituem
Transformações de Energia & Conservação de Energia
Sistema e vizinhança possuem energia constante.
A energia interna inclui os deslocamentos das moléculas de H2 e O2 pelo espaço, suas rotações e vibrações internas, também inclui as energias do núcleo de cada átomo e dos elétrons constituintes
E = energia interna, não tem como mensurar numericamente
ΔE = valor mensurável, leitura da s mudanças do sistema
Grandezas termodinâmicas possuem três partes importantes
* Um número;
* Uma unidade (juntas informam a magnitude da mudança) 
* Um sinal (informa o sentido)
Calor liberado – processo exotérmico – U diminui
Calor absorvido – processo endotérmico – U aumenta
Qualquer sistema pode trocar energia com sua vizinhança na forma de calor ou na forma de trabalho
Primeira Lei da Termodinâmica
Funções de estado
Diferencial exata!!!
Sua variação é independente do caminho pelo qual uma reação ocorre 
O importante é somente o valor inicial e o final do processe
Exemplo
q e w não são função de estado
A quantidade específica de calor e trabalho realizada depende da forma específica com aqual foi realizado o processo
Entalpia
Entalpia: fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada, a não ser PV
As mudanças químicas podem resultar na liberação ou absorção de calor, podem provocar a realização de trabalho, tanto no próprio sistema como na vizinhança
A medida que a reação ocorre, forma-se gás e o êmbolo sobe. O gás, então, realiza trabalho (mecânico)
Função de
 Estado
Energia Interna, Entalpia e Trabalho
Hi = Ui + PiVi
Hf = Uf + PfVf
ΔH =Δ[U+ (PV)]
ΔH =ΔU + Δ(PV)
Pressão constante
ΔH =ΔU + PΔV
Trabalho
w = -P.ΔV
ΔH =ΔU + -w
ΔU = q+w
ΔH =qp + w + -w
ΔH = qp
Pequena diferença entre entalpia e energia interna, porque PΔV é pequeno
Lembre-se: Pressão constante!!!
Entalpia de Reação
A variação de entalpia de uma reação química é dada pela entalpia dos produtos menos a entalpia dos reagentes
A variação de entalpia que acompanha uma reação pode ser também representada em um diagrama de entalpia
A variação de entalpia para uma reação depende do estados dos reagentes e dos produtos
Entalpia de Ligação
Átomos se unem para atingir um estado de maior estabilidade energética. Cada átomo possui uma energia interna e ao se unirem através da ligação química, uma parte dessa energia é liberada para o universo. Essa energia é denominada entalpia de ligação.
Quanto maior for a estabilidade ganha pelos átomos, maior será a energia liberada (kJ.mol-1 ou kcal.mol-1) – ou seja, maior será a entalpia de ligação
Entalpia de Formação
Existem tabelas para entalpias de vaporização; entalpias de fusão; entalpias de combustão
Formação de um composto a partir de seus elementos constituintes, e a variação de energia associada a esse processo é conhecido com entalpia de formação
A ordem de grandeza de qualquer variação de entalpia depende das condições de temperatura, pressão e estado dos reagentes e produtos. Para se comparar diferentes entalpias tem-se o chamado estado padrão
O estado padrão é sua forma pura à pressão atmosférica, 1 atm e à temperatura de 298 K. A entalpia padrão é definida como a variação de entalpia com os substratos em seus estados padrão
Lei de Hess
Uma reação química ocorre “aos poucos” – normalmente temos o rompimento e a formação de ligações uma a uma. Mesmo que sejam processos extremamente rápidos para que ocorram simultaneamente a quantidade de energia fornecida deve ser muito grande.
Dessa forma a energia total envolvida numa reação é dado pela soma de todas as ligações rompidas e/ou formadas no processo.
Entalpia é uma propriedade extensiva:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)	
DH = -802 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) 
DH = -1604 kJ
Quando invertemos o sentido do processo, mudamos o sinal de DH:
CO2(g) + 2H2O(g)  CH4(g) + 2O2(g)	
DH = +802 kJ
A mudança na entalpia depende do estado físico:
H2O(g)  H2O(l)	
DH = -88 kJ
De acordo com o diagrama de entalpia 
H1 = H2 + H3
Reações em mais de uma etapa: Entalpia total é a soma das entalpias de cada reação
Calorimetria
Grandeza denominada:
Calor específico (c ): É o quociente entre a quantidade de calor liberada/absorvida por um sistema e sua respetiva variação de temperatura.
Como são determinados as entalpias de ligação e formação???
Origem das calorias
DE = q + w
Porque o sinal negativo?
A variação de entalpia de uma reação é um importante indicador da probabilidade de a reação ocorrer
A entalpia não é o único fator que determina se os reagentes ou produtos de uma reação são os mais favoráveis
Temos que considerar a variação da aleatoriedade ou da desordem que acompanha uma reação química.
A combinar a variação de entalpia de uma reação com a variação na aleatoriedade para definir um novo tipo de energia que se relaciona diretamente com o equilíbrio
Ao final, teremos aprendido
Espontaneidade
Primeira lei da termodinâmica
A energia é conservada. A energia não é criada, nem destruída em nenhum processo. A energia é sempre transferida entre o sistema e a vizinhança ou, então, convertida de uma forma à outra. MAS a energia total SEMPRE permanece a mesma
Existe alguma coisa que não é a energia interna, que determina se um processo é espontâneo ou não????
Para entender melhor por que determinados processos ocorrem (são espontâneos) precisamos considerar mais perto as maneiras nas quais o estado de um sistema pode variar
Funções de estado
Propriedade que definem um estado e não dependem de como os sistema chegou àquele estado
Temperatura
Energia interna
Entalpia
Existem algumas grandezas, porém, que dependem do caminho tomado
Calor
Trabalho
Processo reversíveis
A variação no sistema é feita de tal forma que ele posa ser restaurado ao seus estado original exatamente pela reversão da reação
Podemos reverter completamente a variação no sistema sem a variação líquida no sistema ou na vizinhança
Se um processo real ocorre muito lentamente, de tal forma que o sistema esteja sempre muito próximo do equilíbrio, esse processo pode ser considerado reversível
Exemplo
Comprimir um gás, muito lentamente ao deixar cair sobre o pistão sem atrito alguns grãos de areia
Cada grão de areia adicionado representa uma pequena mudança para o novo estado de equilíbrio
O processo pode ser revertido pela lenta remoção dos grãos de areia do pistão
Processo irreversíveis
Não pode simplesmente ser revertido para restaurar o sistema e a vizinhança a seus estados originais
Quando tem-se um sistema irreversível, ele deve tomar um caminho diferente (com q e w diferentes) para conseguir voltar a seu estado original
Divisória móvel
Pistão
Vácuo
Gás
Trabalho
Um gás expande-se espontaneamente para encher o espaço vazio. Assim, como o gás está se expandindo para um vácuo sem nenhuma pressão externa oposta (não realiza trabalho P-V sobre a vizinhança)
O pistão pode ser usado para comprimir os sistema novamente!!!
Mas então, tem-se que realizar trabalho no sistema (w>0). O caminho para restaurar o sistema necessita de um valor de q e w diferentes daqueles usados pelo primeiro caminho
Exemplo
Processo irreversíveis
Caminho diferente não é o único aspecto irreversível deste tipo de sistema
Sistema não voltam as condições originais
Sistema não volta a condição original
Existe uma relação próxima entre reversibilidade de um processo e o fato de ele ser espontâneo ou estar no equilíbrio
Se um sistema químico está em equilíbrio, os reagentes e os produtos podem se interconverter reversivelmente
Em qualquer processo espontâneo, o caminho entre os reagentes e os produtos é irreversível
Espontâneo mas não necessariamente ocorre em velocidade observável
Sentido e Extensão!!! Nada de velocidade
Entropia e segunda lei da termodinâmica
O que faz com que uma transformação seja espontânea???
Seria a diminuição de energia???
NÃO!!!
A expansão livre é espontânea e não envolve mudanças de energia. Além disso, se a energia do sistema diminui, a das vizinhanças aumenta de um mesmo tanto. Portanto, a não espontaneidade da transformação nas vizinhanças compensaria a espontaneidade dentro do sistema
Entropia e desordem
Quais são as tendências comuns a todas as mudanças espontâneas?
A energia e a matéria tendem a ficar desordenados
Entropia baixa significa pouca desordem
Entropia alta significa muita desordem
A entropia de um sistema isolado aumenta no decorrer de qualquer mudança espontânea
Resfriamento do metal quente é acompanhado pelo aumento da entropia quando a energia se espalha pela vizinhança
Sistema isolado
Bloco + vizinhança
Segunda lei da termodinâmica
A direção natural do universo é ir da ordem para desordem
Para medidas experimentais, um pequeno sistema isolado, como uma garrafa isolada termicamente ou um calorímetro pode representar o universo
Definição Quantitativa
Em uma transferência reversível de energia, na forma de calor, as temperaturas da vizinhanças e do sistema são infinitesimalmente diferentes
Se a temperaturafor constante, a variação da entropia e dada por:
Energia transferida como calor
É intuitivo pensar que uma certa quantidade de calor ocasionará maior dispersão em um sistema a baixa temperatura (mais ordenado) do que em um sistema a elevada temperatura (menos ordenado)
A transferência de uma grande quantidade de energia, na forma de calor, deve provocar muita desordem no sistema e então um grande aumento de entropia
Entropia é uma função de estado
Medida de desordem
O estado da ordem de um sistema depende somente do momento atual e independe de como esse estado foi atingido
Para um caminho reacional irreversível???
Podemos utilizar um caminho reversível entre os mesmos dois estados
Variação de Entropia
Desordem térmica: Aquecimento
Desordem de posição: Expansão
Equação fundamental da termodinâmica
Combinação entre a primeira e a segunda lei
Função de T e V
Função de T e p
Terceira lei da termodinâmica
Até agora só podemos calcular variações de entropia de uma substância
Possível imaginar um estado perfeitamente ordenado da matéria, sem desordem posicional, e em T= 0, sem desordem térmica. Indicando um zero natural de entropia, um estado de ordem perfeita, e dessa maneira podemos estabelecer uma escala absoluta de temperatura 
A entropia em todos os cristais perfeitos se aproxima de zero quando a temperatura absoluta se aproxima de zero
Boltzmann propôs uma definição alternativa, que permite calcular a entropia absoluta em qualquer temperatura
Entropia e segunda lei da termodinâmica
Na verdade, espontaneidade tem a ver com uma redistribuição da energia e da matéria que ocorre durante uma transformação
Um exemplo de mudanças espontâneas que leva a uma distribuição mais desordenada da energia é o de uma bola quicando.
Em cada pulo da bola, energia cinética ordenada de movimento é transformada em energia térmica caótica (o inverso nunca será observada)
Existe algumas propriedades que varie em uma direção para uma transformação espontânea e na direção oposta se transformação não é espontânea?
Entropia 
Definida como uma medida do grau de desordem
Expansão espontânea de um gás ideal
Isotérmica; w= 0; ΔE(expansão) = 0
Processo inverso? Espontâneo?
ΔE(inverso) = 0
Exemplo
Temperatura constante, assim o sistema não realiza trabalho.
Energia do gás ideal, depende apenas da temperatura, assim não há gasto energético no processo
Qual o fator envolvido???
Busca por um estado de maior entropia nada mais é do que a tendência natural do universo em andar no sentido que leve a uma distribuição mais provável de matéria e energia
Para entender como a distribuição de matéria influi na espontaneidade de uma transformação, consideremos o caso de partículas idênticas sendo distribuídas em dois bulbos interligados.
1 partícula
Distribuição possíveis
Número de microestados
Probabilidade
1
1
½ = 50%
½ = 50%
2 partículas
Distribuição possíveis
 Microestados
Probabilidade
1
1
2
¼ = 25%
¼ = 25%
1/2 = 50%
4 partículas
Distribuição possíveis
 Microestados
Probabilidade
1
1
2
¼ = 25%
¼ = 25%
1/2 = 50%
4 partículas
Distribuição possíveis
 Microestados
Probabilidade
1
4
1/16 = 6,25%
4/16 = 25%
Distribuição possíveis
 Microestados
Probabilidade
6
6/16 = 37,5%
A probabilidade de todas as partículas ocuparem um único bulho torna-se cada vez menor (= ½n, onde n= número de partículas)
Imagine que os dois bulbos contenham 1 mol de moléculas. As chances de todas elas se encontrarem em um dos bulbos é:
Este é um número incompreensivelmente pequeno. Escrito na forma decimal, toda tinta do mundo inteiro não seria suficiente para escrever todos os zeros após a vírgula. Para situação ocorrer, provavelmente teríamos de esperar um período de tempo maior do que a idade do universo 
A probabilidade de uma distribuição balanceada, correspondente a uma dispersão da matéria, é sempre maior. Daí a tendência natural de que uma transformação leve a uma distribuição menos ordenada da matéria
Entropia (S)
Os níveis de energia da partícula em uma caixa tornam-se mais próximos à medida que o comprimento da caixa aumenta
O número de níveis acessíveis à partículas aumenta e a entropia do sistema cresce
Expansão isotérmica de um gás ideal
Mais níveis de energia tornam-se acessíveis em uma caixa de comprimento fixo à medida que a temperatura aumenta
Aquecimento de um gás
Os níveis termicamente acessíveis são ilustrados pela faixa colorida. A energia média das moléculas também aumenta com o aumento da temperatura, isto é, a energia interna e a entropia aumenta com a temperatura
Distribuição de energia
Tentaremos visualizar agora, de maneira muita simplificada, a questão da probabilidade de energia
Consideremos que N partículas possam ocupar uma série de níveis de energia. A 0 K, todas as partículas se encontrarão no estado de menor energia. Neste caso, existe apenas uma possibilidade de distribuição das partículas, ou seja, um microestado
Se a temperatura for aumentada, partículas irão ocupar níveis mais elevados de energia, de acordo com a distribuição de Maxwell
Imaginemos a situação em que apenas uma das partículas encontre-se no segundo nível de energia e todas as demais no primeiro nível.
Qual o número de microestados correspondentes a esta situação???
Agora, imaginemos a situação em que duas partículas encontra-se no segundo nível de energia e todas as demais no primeiro nível. 
Qual o número de microestados correspondentes a esta situação???
Então, imaginemos agora a situação em que uma das partículas encontre-se no segundo nível de energia, uma no terceiro nível e todas as demais no primeiro nível. 
Qual o número de microestados correspondentes a esta situação???
Um número máximo de microestados corresponde à situação em que cada molécula esteja ocupando um diferente nível de energia
Qual o número de microestados correspondentes a esta situação???
OBSERVE!!! Quanto mais ampla a distribuição de energia, maior o número de microestados correspondente, ou seja, maior a probabilidade e a entropia
Segunda lei da termodinâmica
Estados com maior dispersão de matéria e de energia correspondem a estados de maior probabilidade, ou seja, maior a entropia, e é esse o sentido espontâneo da transformação
Não podemos esquecer que não basta analisar as variações de entropia do sistema, tem-se que levar em consideração o universo como um todo, sendo que a liberação ou absorção de energia irá modificar a entropia das vizinhanças
Equação de probabilidade de Boltzmann
S = k.lnΩ
Ω = número de microestados compatíveis com um determinado estado do sistema
Iremos, agora atrás de uma definição matemática para a entropia
Ciclo de Carnot
1 → 2
Expansão isotérmica reversível
2 → 3
Expansão adiabática reversível
3 → 4
Compressão isotérmica reversível
4 → 1
Compressão adiabática reversível
1 → 2
Expansão isotérmica reversível
É uma isoterma, onde tem-se aumento de volume
2 → 3
Expansão adiabática reversível
É uma expansão, onde não ocorre troca de calor
3 → 4
Expansão isotérmica reversível
É uma isoterma, onde tem-se aumento de volume
4 → 1
Expansão adiabática reversível
É uma expansão, onde não ocorre troca de calor
Trabalho
Para as etapas adiabáticas e reversíveis
como
T2>T1, o calor extraído da fonte quente é maior do que o calor cedido à fonte fria
A diferença é utilizada para gerar trabalho
Ciclos reversíveis
Corresponde a uma propriedade de estado. Esta propriedade é a entropia
A modificação da dispersão da matéria e/ou energia depende da quantidade de calor envolvida no processo
Mas “q” não é uma propriedade de estado, e assim, depende do caminho percorrido
Interpretação da segunda lei da termodinâmica
Qualquer transformação que ocorre na natureza leva a um aumento da entropia do UNIVERSO. Importante salientar que o aumento é na ENTROPIA DO UNIVERSO. Mas a entropia do sistema pode diminuir desde que haja um aumento da entropia das vizinhanças (e este deve ser maior do que a diminuição da entropia dosistema)
Quando que se tem Δssistema < 0???
Transformações exotérmicas, onde tem-se calor liberado para vizinhanças (calor este responsável pelo aumento da entropia nas vizinhanças). Mas a temperatura deverá ser suficientemente baixa para que o calor transferido possa causar um aumento da entropia suficientemente grande
Energia livre de Gibbs
A espontaneidade de um processo será dado pela energia livre de Gibbs.
G = H-TS (temperatura constante)			 Suniv = Ssis+ viz = sis + (- Hsis/T)
							T Suniv = Hsis - T sis
			 G = T Suniv 
G = H - TS
Recebeu esse nome em função de ter sido deduzida pelo cientista Josiah Willard Gibbs
Por que o sinal de ΔG nos diz sobre a espontaneidade das reações?
O que é “livre” na energia livre?
Usando a energia livre de Gibbs podemos, relacionar ΔGuniv às grandezas que dependem apenas das variações no sistema, ou seja ΔH e ΔS 
A segunda lei da termodinâmica governa a espontaneidade dos processos, mas para se aplicar a segunda lei, devemos primeiramente determinar ΔGuniv que geralmente é difícil de avaliar
Temperatura constante ΔS é igual à quantidade de calor que seria transferida do sistema em um processo reversível, divido pela temperatura
S = qrev/T
A entropia é uma função de estado, varia não importado se o sistema varia reversível ou irreversivelmente
A variação da entropia da vizinhança é determinada pelo calor transferido para a vizinhança, qviz, dividido pela temperatura. Uma vez que o calor transferido para a vizinhança deve ser transferido do sistema, assim:
qviz = - qsis
Sviz = qviz/T
= - qsis/T
Se p também é cosntante, qsis = qp = H 
Sviz = qviz/T
= - H /T
Processo reversível: G =  H - T S = 0
Processo irreversível: G =  H - T S < 0
A ordem de grande da energia livre também é importante. 
Quando G é grande e negativo é muito mais capaz de realizar trabalho na vizinhança que uma reação para a qual G é pequeno e negativo 
A variação na energia livre para um processo, G é igual ao trabalho máximo útil que pode ser realizado pelo sistema em sua vizinhança em um processo espontâneo ocorrendo a temperatura e pressão constante
Wmax = G
Essa relação explica por que o G é chamado de energia livre. É a parte da variação da energia de um processo espontâneo que está LIVRE para realizer trabalho útil. O restante da energia entra no ambiente como valor
se G < 0 o processo é espontâneo.
se G = 0 há uma condição de equilíbrio.
se G > 0 o processo não espontâneo
A energia livre de Gibbs de um sistema químico diminui até que ela atinja um valor mínimo
A energia livre de Gibbs é uma função de estado
G > 0, a variação de energia livre é uma medida de quantidade minima de trabalho que deve ser realizada para fazer com que o processo ocorra 
Variação de Energia Livre Padrão
G para um processo é dada por