Físico Química I Resumo aula1

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Aula 1-
FÍSICO-QUÍMICA I
Objetivos
- Introduzir fundamentos da Físico-Química e modelos para estudo dos gases.
- Apresentar conceitos básicos da termodinâmica em sistemas químicos.
- Estudar o equilíbrio de fases e propriedades das soluções.
- Introduzir estudo dos colóides.
- Apresentar princípios do equilíbrio químico no formalismo da termodinâmica.
O primeiro tópico abordado teve objetivo de fornecer bases para conceitos mais profundos de físico química, neste material vou mencionar os tópicos utilizados sem uma preocupação nas sus definições, mas apresentando uma linha de raciocínio utilizada pela professora
Primeiro tópico aborda os Estados fisicos da matéria :Sólido, Líquido, Gasoso, este tópico é importantíssimo, pois é deste conceito que sustenta as bases para mudanças de estado.
Seguindo com as propriedades da matéria
Macroscópicas: temperatura, pressão e volume, ou seja, descrição é realizada em nível macroscópico.
Microscópicas: descreve propriedades do sistema em nível microscópico e mostra que, na verdade, os parâmetros macroscópicos são estatísticos (termodinâmica estatística) em sua natureza e exibem flutuações que podem ser calculadas e observadas em condições adequadas.
Propriedades Intensivas
São aquelas que não dependem da massa da amostra.
Exemplo: temperatura - independente da quantidade de amostra, a temperatura será a mesma. T = propriedade intensiva da matéria. 
Outro exemplo: pressão
Propriedade Extensiva
Depende do tamanho do sistema, enquanto que propriedade (ou variável) intensiva permanece a mesma, não dependendo do tamanho do sistema.
Exemplos: massa, volume e energia do sistema dependem de seu tamanho.
Volume, massa e energia: parâmetros extensivos 
Temperatura e pressão: propriedades intensivas
Razão de duas propriedades extensivas
Razão de duas propriedades extensivas = propriedade intensiva (não mais depende do tamanho do sistema). 
Exemplo: volume molar
volume molar: Vm = V / n
densidade: ρ = m / V
massa molar: M = m / n
Gases
Foi explicado que gás é diferente de líquido e que o gás ideal é aquele onde a energia de interação entre as moléculas é desprezível em relação a pressão, e tem como definição. Conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente e aleatório, com velocidades que aumentam quando a temperatura se eleva.
O estado gasoso se dá quando as partículas de uma substância apresentam uma alta energia cinética 
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
É um modelo utilizado para explicar o comportamento dos gases - Movimento das partículas e também conhecida como Teoria do Gás Ideal
Gás Ideal
Gás ideal (também chamado gás perfeito): aquele onde a energia de interação entre as moléculas é desprezível.
	Características do gás ideal
	Volume: Espaço ocupado pelo gás
Pressão: F/A = Força que o gás exerce nas paredes do recipiente
Temperatura: Maior temperatura = maior energia cinética
Número de mols: quantidade de partículas
	
Ao conhecer estas três grandezas de um determinado gás é possível conhecemos o seu estado, onde a partir de três de características é possível calcular a quarta.
Fórmula Geral de uma Equação de Estado
P= f (T,V,n)
Outro conceito importante tratado em aula diz respeito ao conceito de pressão que abrange estudos de gases e líquidos. A pressão precisa ser conhecida no sistema, assim como o volume e a temperatura de forma prever as transformações que o sistema sofre, neste ponto é importante entender que muitas reações podem ocorrer no meio ambiente e portanto considerar uma pressão constante e este fato é bastante usual em química, mas os primeiros conceitos iniciam-se a partir das considerações referente ao gás perfeito ou ideal com condições pré estabelecidas que auxiliam na compreensão de outros comportamentos do sistema variando as condições destas três principais grandezas que são a temperatura, o volume e pressão. É dessa ideia preliminar sobre das variações destas grandezas que surge a formula PV = nRT para gases ideais.
Algumas definições
Pressão
Fluido (contrário de sólido):
Substância que pode fluir e assumir a forma do recipiente que a contém.
Fluidos: compreendem basicamente gases e líquidos. Exercem força nas paredes do recipiente que os contém - resultado de inúmeras colisões entre moléculas e paredes do frasco.
Pressão: força média por unidade de área.
P = F / A unidades: [p] = N m2 ≡ Pa (Pascal)
Pressão de 1 × 105 Pa (equivale a 1 bar): padrão para medição de muitas propriedades e recebe um símbolo especial: Po
Pressões Parciais
Lei de Dalton
Pressão exercida por uma mistura de gases perfeitos = soma das pressões que cada um deles exerceria individualmente se ocupasse o mesmo volume sozinho.
Para todo gás na mistura, pode-se definir quantidade útil: pressão parcial do gás na mistura:
pA = xA P
p = pressão total exercida pelos gases nas paredes do recipiente que contém a mistura; x = fração molar.
Pressão total exercida pela mistura: relacionada com as pressões parciais da seguinte forma:
pA + pB + pC+· · · = xAp + xBp + xCp+· · · = (xA+xB+xC+. . .)p = 1×p = p
p = pA + pB = nART/ V + nBRT V = (nA + nB) RT / V = nRT / V
Sistema com mais de dois gases presentes:
p = pA + pB + pC + . . . = (nA + nB + nC + . . .) RT/V = nRT/V
Algumas transformações de unidades importantes dessas grandezas
Transformação isotérmica – T= constante
P1 . V1 = Pf . Vf
 Num sistema isotérmico P e V são inversamente proporcionais
Aula 2
Nessa aula foi abordado temas mais conceituais como Equações de estado e a retomada da ideia de gás ideal, bem como uma abordagem sobre superfícies de estado envolvendo lei zero da termodinâmica que afirma "Se dois corpos A e B estão separadamente em equilíbrio térmico com um terceiro corpo C, então A e B estão em equilíbrio térmico entre si" Essa lei permite a definição de uma escala de temperatura, como por exemplo, as escalas de temperatura Celsius, Fahrenheit, Kelvin, 
Houve uma abordagem sobre temperatura termodinâmica, onde a Pressão do gás pode ser usada como parâmetro termométrico para construir escala de temperatura do gás perfeito, que não depende da natureza do gás utilizado.
Escala coincide com escala termodinâmica (ou escala Kelvin), limite inferior para a temperatura de um sistema, zero absoluto e a relação de graus Cº e Kelvin.
Para ampliar a ideia das leis dos gases trago algumas referências para ampliar a definição sobre o tema devido sua importância e tema abordado em aula.
Fonte https://www.todamateria.com.br/lei-dos-gases/
A Lei dos Gases, foram criadas por físico-químicos entre os séculos XVII e XIX. As três leis dos gases são denominadas: Lei de Boyle (transformação isotérmica), Lei de Gay-Lussac (transformação isobárica) e a Lei de Charles (transformação isométrica). Cada uma delas contribuíram para os estudos sobre os gases e suas propriedades, a saber: volume, pressão e temperatura. 
Lei de Boyle
A Lei de Boyle-Mariotte, proposta pelo químico e físico irlandês Robert Boyle (1627-1691), apresenta a transformação isotérmica dos gases ideais, de modo que a temperatura permanece constante, enquanto a pressão e o volume do gás são inversamente proporcionais. Assim, a equação que expressa a lei de Boyle:
Donde,
p: pressão da amostra
V: volume
K: constante de temperatura (depende da natureza do gás, da temperatura e da massa)
Lei de Gay-Lussac
A Lei de Gay-Lussac, proposta pelo físico e químico francês, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), apresenta a transformação isobárica dos gases, ou seja, quando a pressão do gás é constante, a temperatura e o volume são diretamente proporcionais, expressa pela fórmula:
Donde,
V: volume do gás
T: temperatura
k: constante da pressão (isobárica)
Lei de Charles
A Lei de Charles, proposta pelo físico e químico francês Jacques Alexandre Cesar Charles (1746-1823), apresenta a transformação isométrica ou isocórica dos gases perfeitos, ou seja, o volume do gás é constante, enquanto a pressão e a temperatura são grandezasdiretamente proporcionais. A partir disso, a fórmula que expressa a lei de Charles:
Donde,
P: pressão
T: temperatura
K: constante de volume (depende da natureza, do volume e da massa do gás)
Superfície de Estados Possíveis
Gases que obedecem estritamente a superfície de estados possíveis em qualquer condição de propriedades físicas, ou seja gases perfeitos
É possível perceber a relação das leis dos gases com o conceito de estado do gás que é caracterizado pelo valor de três grandezas físicas como mencionado na aula 1. O volume V, a pressão P e a temperatura T, que são denominadas variáveis de estado de um gás. 
O volume de um gás é devido aos choques das suas moléculas contra as paredes do recipiente, a sua temperatura mede o grau de agitação de suas moléculas e a pressão é a força que exerce nessa agitação ou uma força externa exercida no sistema.
Em geral, a variação de uma dessas variáveis de estado provoca alteração em pelo menos umas das outras variáveis, apresentando o gás uma transformação e consequentemente um estado diferente do inicial. 
As transformações mais conhecidas são: 
Isotérmica: Ocorre à temperatura constante 
Isobárica: Ocorre sob pressão constante. 
Transformação Isométrica ou Isocórica: Ocorre a volume constante. 
Fonte: http://brasilescola.uol.com.br/fisica/estudo-dos-gases.htm
Aula 3
Essa aula foi bastante conceitual, portanto utilizarei definições da própria aula e irei inserir outras considerações quando julgar necessário a depender do volume e importância das informações e para iniciar utilizarei uma base conceitual que resume a observação de que o volume é inversamente proporcional à pressão e diretamente proporcional à quantidade de gás e à temperatura absoluta podendo ser usada para gases reais em pressões baixas
A movimentação entre as moléculas num gás ideal acontece de forma independente uma das outras sem sofrer interação e isto é o mesmo que ocorre em gases reais em baixa pressão
Para ampliar um pouco mais o conceito: as interações moleculares são fenômenos que tangem a troca de energia entre moléculas geralmente próximas. Essas forças existem em substâncias formadas por moléculas polares e apolares. Não valendo para pressões mais altas 
Visto isto, o que podemos dizer caso haja aumento pressão.
À medida que a pressão em um gás aumenta a molécula são forçadas para se aproximaria.
À medida que as moléculas ficam mais próximas o volume do recipiente torna-se menor e quanto 
Quanto menor for o recipiente: mais espaço as moléculas de gás começam a ocupar.
Consequência: quanto maior a pressão, o gás se torna menos semelhante ao gás ideal.
Em condições de baixa pressão as moléculas dos gases ideais mantêm uma grande distância umas das outras e por isto essas interações são consideradas desprezíveis como explicado anteriormente, mas quando a pressão aumenta as condições percebidas se assemelham a dos gases reais, pois, com uma pressão maior o volume e o espaço entre as moléculas diminuem e por consequência há uma maior aproximação das moléculas e a interação entre elas começa a se tornar significativa, conforme ilustra a figura a seguir.
Em resumo, a Energia potencial de interação entre duas moléculas em função da distância entre elas quando:
	Distância grande entre as moléculas:
	Não há interação entre as moléculas. 
	Distância intermediária entre as moléculas
	Predominam interações atrativas. Em outras palavras, interações repulsivas decorrem de forças de curto alcance enquanto interações atrativas são de maior alcance. 
	
Distâncias pequenas entre as moléculas
	Interação é fortemente repulsiva.
Variando a pressão
	Baixas pressões (distância entre as moléculas é grande): pode-se desprezar as interações intermoleculares.
	Nesta situação: gás comporta-se essencialmente como ideal.
	Altas pressões:
.
	Predominam forças repulsivas e o gás tende a ser menos compressível que o gás ideal
	Pressões intermediárias: 
	Forças de atração e repulsão competem ao mesmo tempo, não sendo possível, sem dados experimentais, prever qual o comportamento do gás.
	Pressões intermediárias: 
	Se a temperatura for tal que o gás tende a se liquefazer com maior facilidade, então:
Obs: Em alta pressão e com aumento da temperatura maior será a energia cinética dos gases, pois as moléculas se movimentaram com maior velocidade, com isso, a força de interação molecular diminui em relação a velocidade, isto faz com que um gás real se aproxime da condição do gás ideal onde as interações são consideradas desprezíveis. Consequentemente, quanto maior for a temperatura, mais ideal é o gás.
 Em baixas pressões as interações são desprezíveis, em pressões intermediárias as forças de atração e repulsão competem entre si e em altas pressões predominam as forças repulsivas.
O fator de compressibilidade de um gás é um parâmetro que fornece uma medida do desvio da idealidade, ele demonstra o volume real que o gás ocupa comparado com o volume que o gás ideal ocuparia nas mesmas condições. O fator de compressibilidade de um gás ideal é sempre igual a 1, portanto, quanto mais próximo de 1, mais próximo da idealidade e quando diferente de 1, a equação dos gases ideais não explica o comportamento do gás. O fator de compressibilidade pode ser determinado através da equação a  seguir:
Z =   Vm
Vmideal
AULA 04
Esta videoaula abordou as propriedades dos gases, os modelos para Gases Reais e a Equação de van der Walls. Foram apresentados os seguintes conceitos –
1. Descrição de gases reais: forças atrativas e repulsivas devem ser consideradas. 
2. Equação dos gases ideais: explica comportamento de gases reais no limite de baixas pressões. 
3. Equação aplicável a um maior número de casos, que se reduziria a pV = nRT no limite em que o comportamento ideal fosse exibido pelo gás.
4. Equação de van der Waals: um dos modelos para gases reais suficientes para verificar como as forças intermoleculares podem ser levadas em consideração de forma relativamente simples. 
A adição de dois termos à equação do gás ideal: um para corrigir o volume das moléculas e o outro para corrigir as atrações intermoleculares e que a e b (constantes positivas): parâmetros determinados empiricamente e dependem da natureza do gás em questão. 
O parâmetro a representa o papel das atrações, assim é relativamente grande para moléculas que se atraem fortemente. O parâmetro b representa o papel das repulsões, pode ser pensado como representando o volume de uma molécula individual. 
Os papéis das constantes ficam mais claros quando reorganizamos a equação de van der Waals em:
• Falta de um limite para volume ocupado quando a temperatura tendia ao zero absoluto. 
• Falta de imposição de um tamanho mínimo para as moléculas. 
• Gases ideais: não havia como impor um volume molecular mínimo. 
• Gás real: limitação física para o volume que as moléculas podem ocupar. Quando tem-se um tamanho mínimo, indiretamente, pode-se dizer que as moléculas são impenetráveis, o que implica a existência de alguma força de repulsão. Por isso, o fator b foi introduzido na equação.
Fator de compressibilidade
Fator de compressibilidade em função da pressão
Há uma grandeza chamada fator de compressibilidade (z) que podemos expressar por: {\displaystyle z={\frac {PV}{RT}}}.
Para os gases ideais, z deve ser igual a 1 sob qualquer condição de temperatura, volume e/ou pressão. Porém foi observado experimentalmente que z desvia-se consideravelmente de 1 sob pressões mais altas e temperaturas mais baixas, como é mostrado no gráfico abaixo:
A constante a está relacionada com as forças de atração intermoleculares e a constante b está relacionada com o volume molecular.A tabela abaixo nos traz os valores de a e b para alguns gases:
Interpretação da constante a na Equação de van der Waals
O efeito do tamanho não consegue explicar o desvio da idealidade em regiõesde baixa pressão: algum outro efeito deve ser o responsável e que experimentalmente: gases com Z < 1 em regiões de pressão relativamente baixa são aqueles que têm maior facilidade de se liquefazer. Maior tendência à liquefação: forças atrativas estão agindo.
Sobre a Constante de Van der Walls, foi dito que ela descreve as forças que agem no sentido de “puxar” as moléculas entre si, pois macroscopicamente: diminui a força média com que as moléculas atingem as paredes do recipiente que contém o gás, resultando em diminuição direta da pressão e a força de atração é proporcional ao quadrado da concentração molar da amostra (n/V )2 ou força. Dessa forma, já que as forças atrativas diminuem a pressão: termo deve ser subtraído diretamente da pressão na equação dos gases perfeitos.
Isotermas
Isotermas previstas pelo modelo de van der Waals Superfície de estados e isotermas previstas pelo modelo do gás ideal, pela equação de van der Waals e isotermas de um gás real para comparação.
Isotermas de van der Waals: lembram isotermas de um gás real, melhorando consideravelmente o modelo de gás ideal.
Propriedades críticas
Para substâncias puras, a taxa de variação parcial da pressão em relação ao volume é constante no ponto crítico. Além disso, existe um ponto de inflexão na isotérmica crítica (linha de temperatura constante) no diagrama pV. Isso significa que no ponto crítico:
{\displaystyle \left({\frac {\partial p}{\partial V}}\right)_{T}=\left({\frac {\partial ^{2}p}{\partial V^{2}}}\right)_{T}=0}
Ou seja, a primeira e a segunda derivada parcial da pressão p em relação ao volume V são ambas zero, com a derivada parcial avaliada sobre temperatura constante T. Essa relação pode ser usada para avaliar dois parâmetros para uma equação de estado em termos das propriedades do ponto crítico.
Em alguns casos, um conjunto de propriedades reduzidas é definido em termos das propriedades críticas.
Onde Tr é a temperatura reduzida, pr é a pressão reduzida, Vr é o volume reduzido
A Equação do virial é uma maneira de quantificar a não idealidade dos gases reais. À baixa pressão e alta temperatura os gases se comportam em geral como perfeitos; porém em alguns casos, ao valor da relação PV/T varia com a pressão e os gases obedecem à uma lei como: {\displaystyle PV=RT+BP} 
(Para 1 mol) onde B é chamado segundo coeficiente do virial. Para aproximar ainda mais o cálculo da realidade, escreve-se a equação do virial:
PV = (RT +BP+CP2+DP3....) , onde B,C,D são os segundo, terceiro, quarto... coeficiente do virial do gás estudado.
A determinação de valores para os coeficientes do virial é feita a partir da comparação com dados obtidos experimentalmente para a relação entre pressão, volume e temperatura. Sendo assim, a equação do virial é a que possui maior potencial descritivo de um gás real. Porém, o uso de um grande número de parâmetros matemáticos torna o cálculo mais complicado. Além disso, os coeficientes do virial tendem a decair sequencialmente de modo significativo, de modo que B>>C. Assim, costuma-se simplificar a equação do virial considerando B o único coeficiente diferente de zero.
Outras Equações de Estado
Van der Waals
Dieterici
Berthelot
Beattie-Bridgeman
Redich- Kwong
Na teoria cinética molecular dos gases, supõe-se que os átomos ou moléculas que constituem os gases são massas pontuais que se movem ao redor com uma energia cinética média, proporcional à temperatura do gás. 
A teoria cinética molecular leva à equação do gás ideal e ajuda-nos a explicar tais propriedades dos gases como a efusão, pelas aberturas minúsculas, e também a difusão. 
Os gases reais são exceções ao comportamento ideal, basicamente porque as moléculas de gás têm volume finito e porque as forças atrativas existem entre as moléculas. A equação de van de Waals fornece uma explicação mais acurada do comportamento de gás real a altas pressões e baixas temperaturas.
A teoria cinética molecular explica as propriedades de um gás ideal em termos de conjunto de suposições sobre a natureza dos gases: as moléculas estão em movimento caótico contínuo; o volume das moléculas de gás é desprezível se comparado ao volume do recipiente; as moléculas de gás não têm forças atrativas entre elas; suas colisões são elásticas e a energia cinética média das moléculas de gás é proporcional à temperatura absoluta. A partir da teoria cinética molecular, a taxa na qual um gás sofre efusão (escape através de um buraco minúsculo para um vácuo) é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. A difusão de um gás por um espaço ocupado por um segundo gás é outro fenômeno relacionado às velocidades nas quais as moléculas movimentam-se. Desvios do comportamento ideal aumentam em magnitude à medida que a pressão aumenta e a temperatura diminui. Os gases reais desviam do comportamento ideal porque as moléculas possuem volume finito e sofrem forças atrativas uma pelas outras nas colisões. A equação de van der Waals é uma equação de estado para gases que modifica a equação do gás ideal para explicar o volume molecular intrínseco e as forças moleculares.
PARTICIPAÇÃO NA VIDEOAULA 05
Esta videoaula abordou os Conceitos Básicos de Termodinâmica e foi dividida em: conceitos fundamentais: sistema e vizinhanças, trabalho e calor, calor e temperatura. No que se refere a Tipos de Sistema foram apresentados os seguintes conceitos:
1. Sistema: porção do Universo objeto de análise.
2. Vizinhança: tudo que circunda o sistema onde pode haver trocas de matéria ou energia.
3. Tipos de Fronteira: Fronteira Rígida: não transmite força mecânica; Fronteira Impermeável: não transmite massa; Fronteira Adiabática: não transmite calor
4. Energia: Energia: capacidade de efetuar trabalho; Energia Interna: energia potencial de interação e energia cinética de movimento molecular e Energia: transferida entre um sistema e sua vizinhança devido: diferença de T (ou seja, por calor) - forma desorganizada de energia que possa existir. 
5. Trabalho: Trabalho: movimento contra uma força oposta. Fazer trabalho equivale a elevar um peso em algum lugar da vizinhança.
6. Gás ideal: estados possíveis a uma dada temperatura encontram-se sobre hipérboles PV = cte Trabalho = (força) x (distância) = F y
7. Temperatura: Sensação de “calor” e “frio”
8. Calor: energia transferida entre um sistema e sua vizinhança devido a uma diferença de temperatura que existe entre eles.
PARTICIPAÇÃO NA VIDEOAULA 06
Na videoaula 06 a professora postulou que o trabalho pode ser de expansão/compressão de um gás ou outro tipo de trabalho diferente de expansão e exemplificou com o trabalho elétrico em uma pilha (adiante este trabalho será relacionado à energia livre de Gibbs). No que se refere ao trabalho de um gás foi explanado sobre a expressão para o trabalho realizado durante a expansão ou compressão de um gás ideal e a definição de gás ideal que seria: estados possíveis a uma dada temperatura encontram-se sobre hipérboles PV = cte. Ainda sobre trabalho foi dito que o Trabalho Expressão anterior é função trabalho que dependesse apenas dos estados 1 e 2 do sistema e não do caminho e sabe-se que isto não acontece! Porque matematicamente, w indica quantidade diferencial inexata, que “não tem primitiva” (não adianta procurar função cuja diferença calculada entre dois pontos seja o valor procurado). Afinal, o trabalho realizado por um gás quando se expande contra uma pressão externa constante, pex, é igual à área sombreada neste exemplo. Também foram apresentados os conceitos de Processos Reversíveis que são funções de estado: informação importante sobre o sistema (não dependem do caminho). MAS, importante conhecer caminhos que levam o sistema de um estado a outro. Falou-se ainda que existem dois tipos reversível e irreversível. A aula foi finalizada apresentando o Conceito de Reversibilidade e chamando a atenção para que ele não está relacionado a processos isotérmicos.
PARTICIPAÇÃO NA VIDEOAULA07
Na videoaula 07 a professora conceituou e explicou os Conceitos Básicos de Termodinâmica, a Medida do Calor e Trocas Térmicas, como segue
1. Calor - Energia transferida entre um sistema e sua vizinhança devido a uma diferença de temperatura que existe entre eles.
2. Capacidade Calorífica (C): constante de proporcionalidade entre o calor (Q) que o objeto absorve ou perde e a alteração de temperatura resultante (ΔT) do objeto.
3. Calor específico (c): capacidade calorífica por unidade de massa. Não se refere a um objeto, mas a massa unitária do material de que o objeto é feito. 
Quando calorias específicas são expressas em unidades de moles (em 
vez de uma unidade de massa): calorias específicas molares.
4. Processo exotérmico: libera energia como calor em sua vizinhança. Todas as reações de combustão são exotérmicas. - energia é transferida "como calor" para a vizinhança.
5. Processo endotérmico: processo no qual a energia é adquirida da vizinhança como calor. Exemplo: vaporização da água. 
- energia é transferida "como calor" da vizinhança para o sistema.
6. Calorimetria: estudo da transferência de calor durante processos físicos e químicos.
 
7. Calorímetro: dispositivo para medir a energia transferida como calor (bomba calorimétrica). Reação química iniciada dentro de um recipiente de volume constante, a "bomba". A bomba é imersa em banho de água agitado, e todo o dispositivo é o calorímetro. O calorímetro é também imerso em um banho de água exterior. A água no calorímetro e banho exterior é monitorada e ajustada à mesma temperatura. Esta disposição assegura que não haja perda líquida de calor do calorímetro para o ambiente (banho) e, portanto, que o calorímetro seja adiabático.
8. Constante calorimétrica: pode ser medida eletricamente, passando uma corrente elétrica I, de uma fonte de tensão , por um período de tempo t
PARTICIPAÇÃO NA VIDEOAULA 08
Na videoaula 07 a professora conceituou e explicou os Conceitos Básicos de Termodinâmica, como segue: 
1. Função de estado: propriedade do sistema que depende apenas de qual estado ele se encontra, independe do caminho ao qual o processo ocorre. Só depende do estado inicial e final
2. Propriedade matemática mais importante de uma função de estado: diferencial exata, ou seja, ela pode ser integrada da maneira usual:
3. Função de estado: não interessa que caminhos o sistema tenha percorrido entre o estado inicial 1 e 2 - U será o mesmo. Exemplo: energia interna de um gás ideal é uma função apenas de sua temperatura, quer dizer, sabendo a temperatura, sabemos qual a energia interna do gás, sem interessar como o sistema tenha atingido dada temperatura.
4. Calor e trabalho: não são funções de estado, pois dependem do caminho ao qual o sistema atingiu determinado estado; são diferenciais inexatas.
5. 1ª Lei da Termodinâmica: trata da conservação de energia em processos que envolvem transferência de calor e realização de trabalho.
6. Energia interna (U) de um sistema: propriedade física que aumenta tanto se calor é absorvido pelo sistema quanto se trabalho é realizado sobre o sistema. Se sistema perde calor ou gasta energia realizando trabalho, então U diminui. Se U aumenta: quem cedeu energia foi a vizinhança e que esta ganha energia no caso em que U diminui. 
7. Processo adiabático: processo no qual não há transferência de energia na forma de calor. 
8. Foi destacada ainda a um ponto muito importante: processo reversível, processo isotérmico e processo adiabático são conceitos que não mantém nenhuma relação de implicação entre si. um processo reversível não necessariamente é isotérmico ou adiabático; um processo adiabático não necessariamente é isotérmico ou reversível; um processo isotérmico não necessariamente é adiabático ou reversível.
PARTICIPAÇÃO NA VIDEOAULA 09
Podemos resumir o conceito de Entalpia como sendo o calor trocado nos processos sob pressão constante. A maioria das reações químicas ocorre em recipientes abertos e no decorrer desses processos pode ocorrer a variação no volume do sistema, já a pressão feita pela atmosfera é sempre constante. Quando a expansão dos gases em recipiente aberto empurra a atmosfera, realiza-se trabalho P∆V. 
A entalpia pode ser considerada como o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante, assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação. 
ΔH > 0 = endotérmico
ΔH < 0 = exotérmica
A Entalpia é uma função de estado, pois independe do caminho realizado, o importante a considerar é o estado inicial e final. A entalpia possui propriedade extensiva, onde a ordem de grandeza do ΔH é diretamente proporcional à quantidade 
Se a energia é proveniente de uma reação de Fusão (passagem de uma substância do estado sólido para o líquido), teremos a Entalpia de Fusão. Existem vários tipos de Entalpia, veja abaixo:
Entalpia de formação: é a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol de moléculas de uma determinada substância no estado padrão (em condições ambientes (25° C e 1 atm) e no estado alotrópico mais estável). Vamos considerar a água como sendo esta substância:
H2 (g) + ½ O2 (g) → 1 H2O (l)         ∆Hf = -68,3 Kcal/mol
A entalpia de formação da água (H2O) é -68,3 Kcal/mol, este valor corresponde à obtenção de 1 mol de H2O (l) através dos elementos em estado-padrão.
Entalpia de neutralização: valor decorrente do calor absorvido na neutralização de 1 mol de OH- (aq) com 1 mol de H+ (aq), estando eles em soluções aquosas e diluídas.
H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l)                 ∆H = -13,8 Kcal/mol
Entalpia de dissolução: é o calor constatado na dissolução de 1 mol de soluto em solvente, na quantidade suficiente para se obter uma solução diluída.
HCl(g) + H2O (l) → H30+(aq) + Cl- (aq)            ∆H = -18,0 Kcal /mol
A equação acima representa a entalpia de dissolução do gás clorídrico.
Entalpia de combustão: é o calor absorvido na combustão total de 1 mol da substância, em condições ambientes (25° C e 1 atm). A combustão libera calor, ela ocorre entre um combustível e um comburente, o combustível pode ser qualquer substância, o principal comburente é o oxigênio.
1 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)            ∆H = - 212,8 Kcal/ mol
O valor - 212,8 Kcal/mol é referente à combustão de 1 mol de metano CH4(g) em condições ambientes de 25°C e pressão de 1 atm.
Entalpia de solidificação: corresponde à variação de entalpia na solidificação total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.
H2O (l) → H2O (s)                   Δ H = - 1,7 Kcal / mol
Entalpia de condensação: referente à variação de entalpia na condensação total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.
H2O (v) → H2O (l)                 Δ H = - 10,5 Kcal / mol
Entalpia de fusão: variação de entalpia na fusão total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.
H2O (s) → H2O (l)                 Δ H = + 1,7 Kcal / mol
Entalpia de vaporização: corresponde à variação de entalpia na vaporização total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.
H2O (l) → H2O (v)                Δ H = + 10,5 Kcal / mol
Por Líria Alves
Graduada em Química
Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:
SOUZA, Líria Alves de. "Variação de Entalpia nas reações"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/variacao-entalpia-nas-reacoes.htm>. Acesso em 03 de abril de 2017.
A variação de energia interna deixa de ser igual à energia transferida para o sistema na forma de calor quando esse sistema tem a liberdade de variar o seu volume. Nessas circunstâncias parte da energia fornecida ao sistema na forma de calor retorna ao meio exterior na forma de trabalho de expansão
A entalpia de uma substância aumenta quando a temperatura aumenta e depende das condições de pressão e volume constante
 = Calor específico a volume constante.
 = Calor específico a pressão constante.