Geral 2 - Aula 4

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Energia Livre de Gibbs (G)
Função de estado definida como:
G = H – TS
Para uma variação à T e P constantes
∆G = ∆H – T∆S
∆G < 0 (negativo) – reação espontânea (à T e P constantes)
∆G representa uma composição dos dois fatores que contribuem 
para a espontaneidade ∆H e ∆S. Assim, podemos fazer as 
seguintes observações:
∆H negativo (reação exotérmica) e ∆S positivo (> desordem):
Ambos os fatores favorecem a espontaneidade e o processo 
ocorrerá espontaneamente a qualquer temperatura.
∆H positivo (reação endotérmica) e ∆S negativo (> ordem):
Reação não espontânea independentemente da temperatura.
∆H positivo (reação endotérmica) e ∆S positivo (< ordem):
Espontânea somente a altas temperaturas
∆H negativo (reação exotérmica) e ∆S negativo (> ordem):
espontânea somente a baixas temperaturas
Exemplo prático: Produção de diamantes sintéticos
Diamante – forma alotrópica do carbono (1797)
Experiência para conversão de grafite (forma alotrópica comum do 
carbono) em diamante (forma valiosa!)
1938 – Análise termodinâmica do problema:
∆G/T em função da temperatura (K)
Reação: C(s, grafite) C (s, diamante)
∆G deve ser negativo para que a reação seja espontânea
Pelo gráfico acima em que região isto ocorrerá?
Esta análise nos permite definir os limites de temperatura e pressão 
que permitiriam a conversão ocorrer.
Materiais apropriados tinham que ser encontrados para que 
pudéssemos efetuar a transformação em pressões e temperaturas 
elevadas. Isto somente ocorreu em 1955. Hoje os diamantes 
sintéticos são importantes abrasivos industriais, usados em 
ferramentas de afiar e de corte.
Uso do bicarbonado como pó químico em extintor de incêndio
Na aula anterior analisamos a reação abaixo e calculamos a variação 
de entropia da mesma:
2NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)
Usamos a relação para calcular ∆S0reação e os valores de entropia 
padrão tabelados:
∆S0reação = [S0Na2CO3(g) + S0CO2(g) + S0H2O(g)] – [2S0NaHCO3(s)]
= [1mol(136 J/K mol) + 1mol(213,6 J/k mol) + 1mol(188,7 J/k mol)] – 
[2mol(155 J/K mol)] = (538 J/K} – (310 J/K) = + 228 J/K
Fazendo o cálculo do ∆H0 para esta reação………∆H0 = + 128 kJ
Observaremos que o ∆H0 será positivo – consequentemente, para 
esta reação tanto ∆H0 quanto ∆S0 são positivos. Atenção as 
unidades: observe kJ e J/K!!!!!!!!!!!!!!!
Lembre-se: ∆G = ∆H – T∆S
∆G = + 128 (kJ) – T * (+228 (J/K))
se considerarmos a reação a 25 0C (298 K) temos:
∆G = + 128 (kJ) – 298 (K) * (+ 0,228 (kJ/K))
∆G = + 128 (kJ) – 67,95 (kJ)
∆G = + 60.05 kJ
Reação não espontânea à 25 0C
Em que temperatura esta reação ocorrerá espontaneamente?
Resp.: quando ∆G for negativo ou seja:
∆H < T∆S
128 kJ < T * 0,228 (kJ/K)
T > 561,4 K ou T > 288,4 0C!!!!
Observação: utilizamos ∆H0 e ∆S0 para calcularmos ∆G à uma 
temperatura diferente de 298 K (25 0C). Fizemos desta forma 
uma aproximação considerando que ∆H e ∆S variam muito 
pouco com a temperatura. 
Conclusão: A decomposição do NaHCO3 não é espontânea a 
baixas temperaturas, mas torna-se espontânea a altas temperaturas 
.
Aplicação – O NaHCO3 pode ser usado como extintor de incêndios!
Energias livres padrões de formação – ∆G0f
A partir dos calores padrões de formação e entropias padrões 
podemos calcular as energias livres padrões de formação.
∆G0f = ∆H0f + T∆S0f
Ex. Formação de CO2 a partir dos elementos (Carbono e oxigênio) 
com todos os reagentes e produtos em seus estados padrões:
C (s, grafite) + O2 (g) CO2 (g)
Pelos dados tabelados temos:
∆Hof CO2 (g) = -394 kJ/mol
∆S0f = S0 CO2 – (S0 C (s, grafite) + S0 (O2 (g))
 = 213,6 – (5,7 + 205,0) J/K mol = + 2,9 J/K mol
a 25 0C (298 K) e 1 atm temos:
∆G0f = -394 kJ/mol – (298 K) (2,9 J/K mol) =
= -394 kJ/mol – 860 J/mol
convertemos tudo para kJ/mol e temos:
∆G0f = (- 394 – 0,86) = - 394,86 kJ/mol
Assim, podemos agora tabelar valores de Energia Livre Padrão de 
formação a 25 0C e 1 atm para muitas substâncias
Substância ∆G0f (kJ/mol) Substância ∆G0f (kJ/mol)
Al2O3 (s) - 1577 H2O (l) -53,1
C (s, diamante) + 2,9 H2O (g) + 1,30
CO (g) -137 H2SO4 (l) -689,9
CO2 (g) -395 SiO2 (s) -805
CH4 (g) -50,6 PbO2 (s) -219
C2H5OH (l) -175 PbSO4 (s) - 811,3
Fe2O3 (s) -741,0 SO2 (g) - 300
CaSO4 (s) -1320 SO3 (g) -370
NH3 (g) -17 NO2 (g) + 51,9
Assim como ∆H0 pode ser calculado a partir dos calores de 
formação, ∆G0 para qualquer reação pode ser calculado usando-se 
as energias padrões de formação:
∆G0f= (soma dos ∆G0f produtos) – (soma dos ∆G0f reagentes)
Ex. O silano, SiH4 é um composto de silício análogo ao principal 
constituínte do gás natural, o metano, CH4. Assim cmo o metano, o 
silano queima ao ar. O produto desta queima é a sólica, um sólido 
muito diferente do dióxido de carbono (produzido na combustão do 
metano). Calcule o ∆G0 para a reação de queima do silano.
Reação: SiH4 (g) + 2O2 (g) SiO2 (s) + 2H2O (g)
∆G0 = soma dos ∆G0f produtos – soma dos ∆G0f reagentes
 = (∆G0fSiO2 + 2 ∆G0fH2O) - (∆G0fSiH4 + 2 ∆G0fO2)
Assim como para ∆H0f, tomamos como zero o valor de ∆G0f de um 
elemento livre em seu estado natural (O2 = 0)
= [1mol (-805 kJ/mol) + 2mol (-228 kJ/mol)] – [ 1 mol (-39 kJ/mol + 0]
= - 1222 kJ
Para pensar: O que significa este valor, o que significa ∆G0 negativo 
e ∆G0 positivo para reações e formações…………..
Poluição térmica – termelétricas! Consequência da segunda lei da 
termodinâmica (qualquer máquina térmica projetada para converter 
calor em trabalho útil deve absorver calor de uma fonte a alta 
temperatura.
Somente parte deste calor pode ser convertido em trabalho – outra 
parte é transferida para o ambiente ou para reservatórios de mais 
baixa temperatura – descarrega calor ao ambiente!!!!!
Automóvel – queima gasolina ou óleo diesel, converte parte da 
energia térmica resultante em trabalho enquanto o resto é 
descarregado no radiador.
Aumento de temperatura da água diminuí a quantidade de 
oxigênio dissolvido (solubilidade). 
Energia Livre e Trabalho Útil
Reações químicas – produção de energia sob a forma de trabalho 
útil.
G é chamada de Energia Livre porque ∆G representa a quantidade 
máxima de energia liberada em um processo a temperatura e 
pressão constantes que está livre ou disponível para realizar trabalho 
útil.
A quantidade de trabalho em qualquer processo real espontâneo é 
sempre menor que o máximo previsto pelo ∆G. Porque?
Processos reais são sempre irreversíveis………..o trabalho máximo 
só pode ser extraído de uma transformação verdadeiramente 
reversível.
Quanto mais próximo um processo estiver da reversibilidade, maior 
será a quantidade de trabalho disponível que pode ser usada.
Ex. Sistemas vivos – convertem 40% da energia livre disponível na 
oxidação da glicose para outras formas de energia química 
armazenada.
	Exemplo prático: Produção de diamantes sintéticos
	Substância