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Fundamentos da Termodinâmica1 Objetivos: • Definição de sistema e vizinhança • Compreender o trabalho P-V• Compreender o trabalho P-V • Compreender processos reversíveis e irreversíveis • Definir a primeira e a segunda Lei da termodinâmica • Cálculo de calor e trabalho • Cálculo da variação energia interna •Cálculo da variação da entropia • Capacidades caloríficas a pressão constante e volume constante • Efeito da temperatura na entalpia 2 3 Termodinâmica: Estudo a energia e suas transformações ������ �� � � �� ������ �� �� ��� � ������ �� ������� 4 Termodinâmica: Estudo a energia e suas transformações vizinhança sistema ����� • �������������������������������� � � � ��� ��� � � ��������� ���������� �������� ���������������� �������������� •���� ���� � ������������� ����������������� ���� �� •���� ���� � ������������� ����������������� • !���������������� ������������� ���� ��� �� ���� �������� ���� ∆"�#����$��% �� ��������� ���� ����& '���� ��� ��� ���� �� ���� � ���� (�� 5 Termodinâmica Convenção de sinais + Se w ou q entram no sistema, sinal + + Se w ou q entram no sistema, sinal + Se w ou q saem do sistema, sinal - 6 Termodinâmica Convenção de sinais A energia interna do sistema irá aumentar ou diminuir nas seguintes situações? Considere que o tamanho das setas é proporcional ao quantidade de w e/ou calor envolvidos no processo. sistema w q sistema w q sistema w q 7 Entendendo a Natureza da Energia Interna Energia interna é energia a nível molecular. Consideremos um gás. As moléculas movem-se através do espaço: • Energia translacional, • Energia cinética. Segundo a mecânica estatística, para um gás a energia Segundo a mecânica estatística, para um gás a energia cinética translacional molecular é: Erot= 3/2 RT para moléculas não lineares = 900 cal/mol Erot = RT para moléculas lineares 8 Entendendo a Natureza da Energia Interna Também existe contribuição da energia vibracional Evib = energia vibracional, depende das ligações químicas e estrutura molecular Segundo a mecânica quântica, as moléculas têm energia restrita a certos valores chamados de níveis de energia. Por exemplo, a distribuição de moléculas nos níveis de energia possíveis para o CO a 298 K são:energia possíveis para o CO a 298 K são: 0,93% estão no nível 0 2,7 % estão no nível 1 4,4 % no nível 2, etc. A medida que a temperatura aumenta o nível de energia molecular média aumenta, e a energia interna e a entalpia aumentam. 9 Entendendo a Natureza da Energia Interna As moléculas também possuem energia eletrônica, εel, é a energia da molécula com os núcleos em repouso, em posições correspondentes à geometria molecular de equilíbrio. A energia eletrônica pode ser alterada por excitação de uma molécula para nível de energia eletrônica superior. Mas, quase todas as moléculas têm uma lacuna muito grandequase todas as moléculas têm uma lacuna muito grande entre o nível mais baixo de energia eletrônica e níveis eletrônicos superiores. Em uma reação química, as energias eletrônicas das moléculas do produto diferem daquelas das moléculas do reagente. Portanto, em uma reação química há alteração da energia interna devido a energia eletrônica. 10 Entendendo a Natureza da Energia Interna Além da energia translacional, rotacional, vibracional e eletrônica, as moléculas possuem forças intermoleculares devido a atrações e repulsões entre elas (forças intermoleculares). A força entre duas moléculas depende da orientação de uma molécula em relação à outra e da sua distância. Diâmetros típicos de moléculas razoavelmente pequenas são de 3 a 6 angstrom. A distância média entre as moléculas de gás a 1 atm e 298 K é 6 a 12 vezes o diâmetro molecular. Como as forças intermoleculares são insignificantes para separações além de 3 vezes o diâmetro molecular, as forças em um gás a 1 atm e 298K são bastante pequenas e contribuem muito pouco para a energia interna. 11 Entendendo a Natureza da Energia Interna Para 40 atm e 298K a distância média entre moléculas de gás é de apenas 10 angstrom e as forças intermoleculares passam a ter contribuições significativas. 1 atm e 298 K E intermolecular = -1 a -10 cal/mol 40 atm e 398 K E intermolecular = -40 a -400 cal/mol Portanto, como em líquidos e sólidos as moléculas estão muito mais próximas, a energia intermolecular se torna muito muito mais próximas, a energia intermolecular se torna muito relevante. Por exemplo: energia para vaporizar um líquido encontra-se na faixa de 3000 a 15.000 cal /mol Resumindo: E molecular = Etr + Erot + Evib + εel + E intermolecular + Erep Erep é energia da massa em repouso dos elétrons e núcleo, e é constante. ������ ������� ���� ����12 Os corpos de maior temperatura possuem maior energia térmica.Os corpos de maior temperatura possuem maior energia térmica. Quando um corpo de menor energia térmica é colocado em contato com este, a tendência é de que a energia térmica flua, em parte, do corpo de maior temperatura até o corpo de menor temperatura. Quando os dois corpos atingem a mesma temperatura, cessa a troca de energia. Mas, é importante lembrar que cada material tem características diferentes e, na maioria das vezes, a temperatura de equilíbrio não corresponde à média das temperaturas. A definição da Lei zero é: "se dois corpos estiverem em equilíbrio térmico com um terceiro, estarão em equilíbrio térmico entre si." 13 ? Temperatura é uma medida do nível de agitação das moléculas. A transmissão da agitação das moléculas é chamada de calor. Então, calor é energia em movimento! 14 Capacidades caloríficas a pressão constante e volume constante 12,471 J/mol.K 20,785 J/mol.K 15 Termodinâmica Trabalho P-V • Considere um gás confinado em um cilindro de pistão móvel (sem atrito); • Forças oponentes (pressão externa e pressão interna) são iguais a P e estão em equilíbrio; • Se P externa é aumentada infinitesimalmente, causará um deslocamento do pistão em dx, • o volume interno do gás irá • o volume interno do gás irá diminuir infinitesimalmente, dV. • Como dw = -F.dx P = F/A, então dw = - PA dx Como A.dx = dV, então: dw = -PdV 16 Termodinâmica Trabalho P-V Quando w entra no sistema (compressão) deverá ter sinal positivo, segundo a convenção de sinais. w Vf<Vi portanto ∆V <0 Desta forma dw = -P.(-dV)> 0 17 Termodinâmica Trabalho P-V Quando w sai no sistema (expansão) deverá ter sinal positivo, segundo a convenção de sinais. Vf>Vi portanto ∆V >0 w Vf>Vi portanto ∆V >0 Desta forma dw = -P.(dV)<0 18 Termodinâmica Trabalho P-V Em termos gráficos: O trabalho realizado por um gás quando se expande contra uma pressão externa constante é a área abaixo destacada. 19 Termodinâmica Trabalho P-V Recaptulando um pouco a matemática: A área abaixo da curva do intervalo de x entre 1 a 3 para a função x2 está destacada em rosa. Esta área é calculada integrande a função x2 para o intervalo de x variando entre 1 a 3.para o intervalo de x variando entre 1 a 3. 20 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade A variação finita do volume consiste em um número infinito de etapas infinitesimais e leva um tempo infinito para se realizar. A diferença de pressão interna e externa é infinitesimal, portanto muito PRÓXIMA DO EQUILÍBRIO DURANTE TODO O PROCESSO! A reversão do processo restaurará tanto sistema quanto vizinhanças às suas condições iniciais.condições iniciais. Um processo reversível é aquele em que o sistema sempre está infinitesimalmente próximo do equilíbrio, e uma mudança infinitesimaldas condições pode reverter o processo para restaurar tanto sistema quanto vizinhança aos seus estados iniciais. Processo reversível é uma idealização. 21 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade Diferentes caminhos para sair da condição 1 à condição 2. A resolução da integral gera diferentes resultados de w para as situações a, b e c. 22 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade 1) 23 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade Processo reversível a P constante Quando P = constante, V e T variam. Então W = P∆V q = C ∆T Processo reversível a T constante Quando T= constante, P e V variam. Então W =-nRT ln V2/V1 ou W =+nRT ln V1/V2q = Cp ∆T Processo reversível a V constante Quando V = constante, P e T variam. Então W = P∆V qv = Cv ∆T e ∆E = qv 0 ou W =+nRT ln V1/V2 Ou aplicando a Lei de Boyle W =+nRT ln P2/P1 Como ∆E = 0 q = -w 24 Termodinâmica Trabalho P-V e IRREversibilidade Suponha que a pressão externa sobre o pistão seja subitamente reduzida por uma quantidade finita e mantida fixa. A pressão interna então é maior que a pressão externa e o pistão é acelerado para fora. w Essa aceleração do pistão para fora do sistema destruirá a pressão uniforme no gás ali contido. A pressão do sistema será menor próximo do pistão do que mais além dele. A aceleração causa turbulência no gás. Assim, não podemos dar uma descrição termodinâmica do estado do sistema. 25 Termodinâmica Trabalho P-V e IRREversibilidade Para saber mais..... Fonte: Levine. 26 Termodinâmica Trabalho P-V e IRREversibilidade 2)Considere 1 mol de gás ideal a uma pressão inicial de 1,00 atm e temperatura inicial de 273,15 K. Assuma que ele se expande adiabaticamente e irreversivelmente contra uma pressão de 0,435 atm, até que seu volume se duplique. Calcule o trabalho, a temperatura final e a variação de energia interna.interna. Resposta: ∆E = w = -987 J. Utilizando capacidade calorífica 3/2 R, ∆T = -79,1 K 27 Termodinâmica Trabalho P-V e rev. e isotérmico Suponha um gás confinado em um cilindro com pistão móvel sendo comprimido reversivelmente (variações infinitesimais). O gráfico será uma hipérbole descrita pela equação vista no slide anterior.vista no slide anterior. O trabalho que o gás sofrerá é representado por toda a área abaixo da hipérbole. MAS, se o processo for IRREVERSÍVEL - A pressão diminuirá abruptamente até a pressão final e o trabalho será a área destacada em azul mais escuro. 28 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade 3) 29 Termodinâmica Trabalho P-V e reversibilidade Processo reversível a q constante PROCESSO ADIABÁTICO Quando q = constante Capacidades caloríficas a pressão constante e volume constante 30 CP é função de Temperatura Capacidades caloríficas a pressão constante e volume constante 31 Capacidades caloríficas a pressão constante e volume constante 32 Gás a b (10-3K-1) c(10-5K2) Variação das capacidades caloríficas molares com a temperatura Gás a b (10-3K-1) c(10-5K2) Br2 37,32 0,50 -1,26 Cl2 37,03 0,67 -2,85 NH3 29,75 25,1 -1,55 O2 29,96 4,18 -1,67 Exercício33 4)Avalie ∆E para um mol de oxigênio, O2, indo de -20,0 oC até 37oC a volume constante, nos seguintes casos: a) É um gás ideal com Cv,m = 12,47 J/molK b) É um gás real com Cv,m = 21,6 + 4,18x10-3T – 1,67x105/T2, determinado experimentalmente. Dependência entre ∆Hreação e T34 Dependência entre ∆Hreação e T35 A entalpia padrão de formação da água gasosa, a 298 K, é -241,8kJ/mol. Estime o seu valor a 100oC, sendo dadas as seguintes capacidades caloríficas molares, a pressão constante: H2O (g) = 33,58 J/K.mol H (g) = 28,84 J/K.molH2 (g) = 28,84 J/K.mol O2 (g) = 29,37 J/K.mol Admita que as capacidades caloríficas sejam independentes da temperatura. A importância das unidades.... 36 A importância das unidades....37 Fonte: LevineFonte: Levine 2ª Lei da Termodinâmica38 ) *��� � ���� � � +�������,��� �� ��������� ��� +�������,��� ���������� ��� - ��� ) ��������� ��� ��� � ���� ������,��� ���� ������� �� ����� �� �&����� ��� � ����� ����� �� -� � +�������,��� ��� .�/°���-� � ���� ����� ���� �� ���� +� ������,��� ��� 0�/°�� Processos espontâneosProcessos espontâneos 39 40 ProcessosProcessos queque nãonão ocorremocorrem 41 ProcessosProcessos queque nãonão ocorremocorrem 42 Processos espontâneosProcessos espontâneos �� ��� ��� ����� ������� ��������������������� �� � ���� ����� �� �� � ���� ��������� �� � Processos espontâneosProcessos espontâneos 43 '���������������������������� 1 ����������� ���������� ����������������� ����������� �����������������-���� �� ��( �� Entropia ) '���� ���������+� �� ������ �� ���� ��� ��� ���������� ) '�� ���2�� ������,���� ��� �� ���������� �� ����� ���� ������ ��� � ���� ����� �� ��� ����� ) !��������������+ ��� ��� � ��� �� � ������� �� � �� ���������2�� 3� ) 4� ������������� ���� �� ��� ���� ��5�� Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica44 dq dq 6�#�/�� Entropia ) 7������� � � ������ �� ������ � ��8�������� ��� ���� ���� �� �� 9 �� � ��� ���:����� ��� ��� +����� ������ 9����� ����� ���� � �����:��� ) '�-� � +����� ���� �������� ���� � ������������� ������ �� ��� ��������������� ;������ �� � �� ������ Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica45 dq dq 6�#�/�� Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica46 Entropia ) 1 ���� ���<���� �=�� � +� ��� ��� �� -� ���� �� ����� � ���� ��& > � -� � �� � ������ �� ��� ���� �� �� �� ��� (��� 9����� � ��� ���� ����� �: � > �� (��� �� ����� �� ����� ��� 9�� (��� ��� ������ ��� ����� � ������� �� � � � ������ ����� � ��� ���� � �����:� Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica47 ��� ���� � �����:� Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica Entropia 48 Entropia ) ��������� ����������� � ��� ��� ��� ���� ������� ������������� ��� ��� ��������� ����� ���� �� �� ������� � ��� � ������� ������ �� ���� � ��� ��� ���� ����� ��� � ����������������� � ��� � ����� EntropiaEntropia e a e a segundasegunda leilei DaDa termodinâmicatermodinâmica49 ) ?� ���������� ����� ��� ������������ �������� ��� � ��������-����� ������� �������� ����� ������ ��������� � ������������ ����������� ������������ ����� ) ' ��� ���� + �� � ���� �� ������� ) 4� � � �������� ∆� # ������ 8 ���� ��� Segunda lei da termodinâmica ) �� ∆� . /� � ���� ��� � ������ �� ∆� 0 / � � ��� � ������ Entropia e a segunda leiEntropia e a segunda lei Da termodinâmicaDa termodinâmica50 ) ' ��� ��� ��� �� �� �����,�� � �5��� � � ���� ��� 4 � ����� ������,���� �� �� � �������� ) "� � ��� � � � ���� ������,���� � ��� ���� �� ���� �� � ������ ) ∆� ��� # ∆���� $ ∆����& � �� ����� �� ��� ���� �� ���� �� + � ���� �� �� ����� �� ��� ���� �� ������� � � �� ����� �� ��� ���� �� ����������� ) ' ��� ���� ��� + ���� ����& ∆� ��� ���- � ��������� Segunda lei da termodinâmica EntropiaEntropia e a e a segundasegunda leilei DaDa termodinâmicatermodinâmica51 Exemplo: Determine de ∆S é positivo ou negativo para cada um dos seguintes processos: "5��+ �� ��� ��� � � ��� ���� ����������a) H2O(l) H2O(g) b) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) c) 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s) "5��+ �� ��� ��� � � ��� ���� ���������� ' ����� ������ ���� �� ����������52 EntropiaEntropia e a e a segundasegunda leilei DaDa termodinâmicatermodinâmica "5�����& @:�1 ���� ��-� � ��� � �� � ����� ��@//���������� �� � �������+� ��������� 1 �� +������ ������∆�������� ���� @��������-� � �� � ���� ���� �� @����� ������� ���@���� ���� �������'�� �������� ��� ��� � ����� ��� �� � ��������� ���@���� ���� �������'�� �������� ��� ��� � ����� ��� �� � �� ������� � ���� ���� � � ������� ���+��� ��� ������� ��������∆3���#�A/�BC� DEF���� G:����������� �� H ����3����+� ���(� ��� � ������ ;������ �� � �� �������������� ��� ����������� �� ��������� H �� +�8IJ�K���L��� ���� ���� �������� ���� ����� ��� +�∆3� � #�G�GK�DEF�����1 �� +����� ����� ������ ���� ���������� � ���� M/�/������3�9�: ��� ������ �������� ��� � ��� �� ���N ) *���-� +������ � ������ ���� � ���(� ������ � +������ � ������ ��� � � ���<����� ) 1 ��� � � � ���� � � � ����� ���H�� � ������+ ��� ����-� ���� �� �� � ����� �� ��� ����� Interpretação molecular da entropiaInterpretação molecular da entropia 53 ) "5����� � O� ����� ��=�� �� ������������&) "5����� � O� ����� ��=�� �� ������������& > � �������� 9� ��������� �� �� ���+ �� �� � ����� �� ������ �� � � � �:L > �� ���� 9� �� ������� � � ����������� �� �����2��� �� � ���� � � ����� ��� ,�� ��� �� �������:L > ������ 9� �� � �� �� ���+ �� �� �� �� �� ��� � ��5�:� 2ª Lei da Termodinâmica54 qh Um ciclo de Carnot é definido como um ciclo reversível que consiste em duas etapas isotérmicas em diferentes temperaturas e duas etapas adiabáticas. Demonstrado em sala de aula que: Ciclo de Carnot qc Demonstrado em sala de aula que: ∆S = 0 para um processo cíclico de uma função de estado. 2ª Lei da Termodinâmica55 Para processo reversíveis ou irreversíveis espontâneos. ∆S ≥ 0 Demonstrado em sala! Desigualdade de Clausius. 2ª Lei da Termodinâmica56 Máquinas Térmicas – Cálculo de eficiência Qual máquina é espontânea???? 2ª Lei da Termodinâmica57 2ª Lei da Termodinâmica58 Exemplo:Uma usina de energia a vapor moderna pode ter a caldeira a 550oC (com a pressão correspondentemente elevada) e o condensador a 40oC. Se ela opera em um ciclo de Carnot, então, e = 1 – (313 K)/(823 K) = 62%erev = 1 – (313 K)/(823 K) = 62% As máquina à vapor modernas chegam a eficiência máxima de 40%. 2ª Lei da Termodinâmica59 Exercício Verdadeiro ou falso? (a)Aumentar a temperatura do reservato�rio quente de uma ma�quina que opera de acordo com o ciclo de Carnot deve aumentar a eficie �ncia da ma�quina. � (b) Diminuir a temperatura do reservato�rio frio de uma ma�quina que opera de acordo com o ciclo de Carnot deve aumentar a eficie�ncia da ma�quina. (c)Como um ciclo de Carnot e� um processo ci�clico, o trabalho realizado em um ciclo de Carnot e � zero. Fonte: LEVINE, Ira N.. Físico-Química - Vol. 1, 6ª edição. LTC, 01/2012. VitalBook file. 2ª Lei da Termodinâmica60 2ª Lei da Termodinâmica61 2ª Lei da Termodinâmica62 2ª Lei da Termodinâmica63 Existem diferentes enunciados para a 2ª Lei da Termodinâmica: Demonstrado em sala de aula! 64 "5����� I:���� ���∆�� �� �����(�����������=�������� �� ����!G9�:���3G9�:���GKJ�P& ��� �� ∆� ����������� ������ ������ �& EntropiaEntropia e a e a segundasegunda leilei DaDa termodinâmicatermodinâmica Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier ��� �� ∆� ����������� ������ ������ �& ∆������ #�∆���� $�∆���� Q�� ���� � � ��������� � ���� ∆������ .�/�"�4�!6R!"� 65 O equilíbrio termodinâmico em um sistema isolado é O equilíbrio termodinâmico em um sistema isolado é O equilíbrio termodinâmico em um sistema isolado é O equilíbrio termodinâmico em um sistema isolado é atingido quando a entropia do sistema atinge o valor atingido quando a entropia do sistema atinge o valor atingido quando a entropia do sistema atinge o valor atingido quando a entropia do sistema atinge o valor máximo.máximo.máximo.máximo. A termodinâmica não diz nada a respeito da velocidade com que o Entropia e Equilíbrio A termodinâmica não diz nada a respeito da velocidade com que o equilíbrio é atingido. H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) (muito rápida em presença de catalisador) C(diamante) → C(grafite) (velocidade = 0) Ainda bem!! Diz-se que a reação de conversão do diamante em grafite é termodinamicamente favorável, mas cineticamente desfavorável! Entropia e Probabilidade66 O movimento das moléculas dos gases é completamente aleatório e consideramos que as moléculas não interagem umas com as outras. O que torna o estado 2 da figura o estado de equilíbrio? E o que torna o estado 1 um estado de não equilíbrio? Por que a passagem do estado não misturado 1 para o estado misturado 2 é irreversível? A resposta é Probabilidade. Qualquer molécula tem 50% de chance de estar na metade esquerda do recipiente. Mas a probabilidade de todas as na metade esquerda do recipiente. Mas a probabilidade de todas as moléculas estarem de um único lado é extremamente baixa. Entropia e Probabilidade67 O aumento de S a �medida que um sistema isolado avanc�a em direc�a �o ao equi- li�brio esta� diretamente relacionado com o fato de o sistema ir de um estado de baixa probabilidade para um de alta probabilidade (p). Por esse motivo, postulamos que a entropia S de um sistema e � uma func�a �o da probabilidade p do estado termodina�mico do sistema: S = f (p) ) !� ������8��������� ��� �� � ���� �� ���+ �� ��� � � ������������ ���� � ������� ) 1 ���� ���� ��� ��� + ���� ��� �� � ��������� �� ���� � ������� ���� �� ��� �� � � � �� �� � ���� 9�� ������� �� � �� ���� ����� ��������: � ���� + � ��� ����� ) "� � ����� �� ����� � / P ��� �- � ��������� ������ � �� ���� �� ���+ ���� ������S���������� ���� + � ������ �� �� ����� � ���� Interpretação molecular da entropiaInterpretação molecular da entropia 68 Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier ) �� ��� � ��� �� �� ���� ���& ' ��� ���� �� � ����� �� ����� � / P + �� �� "� ���� �� T�������� Terceira Lei Terceira Lei dada TermodinâmicaTermodinâmica 69 ��#�D��� � ���� D # �������� �� T��������� @�IJ 5@/8GI EFP � + � �H�� � �� � ��U�� ����(���� �� �������� !� �� � � ��� �� �5���� ������� � � ��U� ��������� �� ����� ��@ # / � �#� ) ' ��� ���� �� �� � ����� ������ �� �� � ����� �� ����� ) '� �� � � ��� �� � ��,� �� ���� �� ����� ��� ��� ��������� ���� ���� � ����� � ) �� �5����� � �� �� ��� �� ������ �<���� ���� ����� �� � �� � ��,� ��� � ��� ���� � ����� �� � ����� �� ���� �� ������ �<����� 70 "5�����& � ����� @�����������+ �� ��������/P� '�����+ ��� ��� ���� ������� �� ������ �� ������������ �� �������� ��������� �� ���+ ��� ��� ��� �� ������� �� ����� �� � � ��� � ��� ���������� 4� �� � �� ���+ �� ����� ����� ���� �� �� ������� ���� �� ����� ��� 4� ��������5���� G B�/GG5@/ GI �� �������� ����(����� ��#�D��� G B�/GG5@/ GI #�M�CB�EFP "5�� ������������ ��#�A�B�EFP�� ������ ������ ���� ���� ���������� �� ���� ��� �������+ ��� � � �� ����� /P��'�����+ ��� ��� ���� ������� �� ������ �� ������������ �� �������� ��������� �� ���+ ��� ��� ��� �� ������� �� ����� �� � � ��� � ��� ���������� Interpretação molecular da entropiaInterpretação molecular da entropia 71 • 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,partir de sólidos, – gases são formados a partir de sólidos oulíquidos, – o número de moléculas de gás aumenta, – a temperatura aumenta. ) "5����� � O� �����2�� ���� ������& > �� ∆� 0 /� ����� � ����� �� ��� + ������,���� > �� ∆� # /� ����� � ����� ���- �� �� ��( �� � ��� � � � - ���� �� ����� ��� (��� Energia livre de GibbsEnergia livre de Gibbs 72 ���� �� ����� ��� (��� > �� ∆� . /� ����� � ����� �� ��� ��� + ������,���� �� ∆� . /� � � ���� ���� �� �� �� ��� ��� � ��� �� �� � � �� � ������ ) 4� �� �� ������������ ��� ��� � ���� �������� ����� � �� � �� �(���� 9�� ��( ��:�������� � ����� �� � ����� ��� ��� � ���� � �� ���� Energia livre de GibbsEnergia livre de Gibbs 73 ) ������� ������ �����������=�������� �� ������� ��O������ ��� ��O���& N 2 (g ) + 3H 2 (g ) 2 N H 3 (g ) Energia livre de GibbsEnergia livre de Gibbs 74 ) V�� ��������������=������ -�� �� ���������������������9� 0� �:! ) '�<�� ������ ������������������=���� ���� -����������������� �� ���� �� �!G ��3G 9� .� �:� ) !���� ��( ����W� #�/���� #� �� 75 Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier Variações de energia livre padrão ) 4�������� ��U� ������ �������� ��� ������� �������� ������ ������ �� �������∆�°� 9������������� �������� �����:� ) "���������� ������&��<������ ����(� ����� ���@���� 9�-�:��@����FQ���� Energia livre de GibbsEnergia livre de Gibbs 76 ) "���������� ������&��<������ ����(� ����� ���@���� 9�-�:��@����FQ���� �� ��� �����9��� ���:���∆�° #�/��� ��������������� ) ��∆�° �� �� ��� � �����+�������� ) '�� ������������∆�° �� �� ��� ����������������� ������� ����� � ��,� ���� ���� -������������������� ��� �� �� ������ ��������� 9∆?° .�/:�� �� �� ����9∆?° 0�/:� Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier ) X� � ���� �� ∆� #�∆" 8 �∆�& > �� ∆" 0 / � ∆� . /� ����� ∆� + ���� � �������� 8 "�4�!6R!"� > �� ∆" . / � ∆� 0 /� ����� ∆� + ���� � ��������� 9V��� +� � ���� �� �� @�:8 !Y� "�4�!6R!"� EnergiaEnergia livrelivre e e temperaturatemperatura 77 ���� �� �� @�:8 !Y� "�4�!6R!"� > �� ∆" 0 / � ∆� 0 /� ����� ∆� + �������� �� ��5�� �� ��� �� ��� > �� ∆" . / � ∆� . /� ����� ∆� + �������� �� ����� ����� �� ��� ) Z���� � � �� ����� ����� � ∆� ��������� ��� ���� � � � � ��� ���������� �� � �� � �� ����� Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier Energia livre e temperaturaEnergia livre e temperatura 78 6#8 Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier 6#8 6# ∆������ #�∆���� $�∆���� 1 ���� ���� ��( �� +��������� �������� ������� #��������� ������������∆∆∆∆� ����� ��� 4� ������������ ��( ����∆∆∆∆�����
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