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Lista de exercício de físico química.pdf
 Lista de exercícios (I) 
1) Os momentos de dipolo da acetonitrila, CH3CN, e do iodeto de metila, CH3I, são 3,9D e 1,62 D, 
respectivamente. 
a) Qual dessas substâncias terá as maiores atrações dipolo-dipolo entre as moléculas? 
b) Qual dessas substâncias terá as maiores atrações do tipo dispersão de London? 
c) Os pontos de ebulição de CH3CN e de CH3I são 354,8 K e 315,6 K, respectivamente. Qual 
substância tem as maiores forças de atração como um todo? 
2) Em qual das seguintes substâncias é mais provável que a ligação de hidrogênio tenha papel importante 
na determinação das propriedades físicas: metano (CH4), hidrazina (H2NNH2), fluoreto de metila 
(CH3F) ou sulfeto de hidrogênio (H2S)? 
3) Coloque as substâncias BaCl2, H2, CO, HF e Ne em ordem crescente de pontos de ebulição. 
4) As bolas de tênis são normalmente cheias com ar ou gás N2, com pressão acima da pressão atmosférica 
para aumentar seus ‘quiques’. Se uma bola de tênis em particular tem volume de 144 cm3 e contém 0,33 
g de gás N2, qual é a pressão dentro da bola a 24°C? 
5) A pressão do gás em uma lata de aerossol é 1,5 atm a 25°C. Supondo que o gás dentro da lata obedece à 
equação do gás ideal, qual seria a pressão se a lata fosse aquecida a 450°C? 
6) Qual é a densidade do vapor de tetracloreto de carbono a 714 torr e 125°C? 
7) Uma mistura gasosa feita de 6,00g de O2 e 9,00g de CH4 é colocada em recipiente de 15,0 L a 0°C. Qual 
é a pressão parcial de cada gás e a pressão total no recipiente? 
8) Se 1,000 mol de um gás ideal estivesse confinado em um volume de 22,41 L a 0,0°C, exerceria uma 
pressão de 1,000 atm. Use a equação de van der Waals para estimar a pressão exercida por 1,000 mol de 
Cl2 (g) em 22,41 L a 0,0°C. 
Dados: a= 6,49 L2atm/mol2 e b= 0,0562 L/mol. 
9) Calcule o ∆H para a reação: 
NO(g) + O(g) → NO2(g) 
Dadas as seguintes informações: 
NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) ∆H= -198,9 kJ 
O3(g) + → 3/2 O2(g) ∆H= -142,3 kJ 
O2(g) → 2 O (g) ∆H= 495,0 kJ 
10) Os nutricionistas estão interessados no uso da energia pelo corpo humano, que pode ser considerado um 
“sistema termodinâmico”. Existem calorímetros construídos para acomodar uma pessoa, a fim de medir 
(sem mata-la!) a sua produção líquida de energia. Supondo que, durante uma experiência, uma pessoa 
produz 622 kJ de trabalho numa bicicleta ergométrica, e perde 82 kJ de energia sob a forma de calor. 
Qual é a variação de energia interna da pessoa? Despreze qualquer perda de massa por transpiração. 
11) Calcule o trabalho necessário para uma pessoa de 65 kg subir a uma altura de 4,0 m na superfície da 
Terra. 
12) Uma amostra de soro sanguíneo, de massa igual a 25g, é resfriada de 290K a 275K, a pressão constante, 
retirando-se dela 1,2kJ de energia sob a forma de calor. Calcule q e ∆H, e estime a capacidade calorífica 
da amostra. 
13) Um peixinho de aquário nada numa tigela de água, a 20°C. Durante um certo período de tempo, o peixe 
transfere 120J para a água, como resultado do seu metabolismo. Qual a variação da entropia da água? 
14) A taxa metabólica é a taxa à qual um organismo gasta a energia proveniente da oxidação da 
alimentação. Em repouso, os organismos ainda consomem energia na denominada taxa metabólica 
basal. Segue-se, que até mesmo um ser humano em repouso aquece o ambiente (as vizinhanças), 
geralmente a uma taxa de 100 J/s. Calcule a entropia que uma pessoa em repouso gera no ambiente (nas 
vizinhanças) ao longo de um dia a 30°C. 
15) Admita que uma pessoa tenha uma massa de 75 kg. Qual é a quantidade mínima de glicose que o 
pássaro tem que consumir para subir 15 degraus, cada um com 30 cm de altura? A variação da energia 
de Gibbs devido à oxidação de 1,0 mol de C6H12O6(s) formando dióxido de carbono gasoso e água 
líquida a 25°C é -2828 kJ. 
 
 
 
Curso: Farmácia Disciplina: Físico Química Aplicado à Farmácia 
 
Semestre: 5° 
 
Professor: Ravir Rodrigues Farias 
Soluções físico química.pdf
FÍSICO QUÍMICA APLICADA A 
FARMÁCIA
Soluções e Propriedades Coligativas
Abril/2019
2
SOLUÇÕES
 Misturas homogêneas são chamadas de soluções;
 As soluções podem ser gases, líquidos ou sólidos; 
SOLUÇÃO
SOLVENTE
SOLUTO
Conceito de solução, solvente e soluto 
3
4
SOLUÇÕES
Formas de expressar a concentração 
 Fração molar (X): muito usada em experimentos que envolvem
considerações teóricas, pois ela mede a proporção relativa de cada
constituinte na solução. Para um sistema de dois constituintes:
5
SOLUÇÕES
Formas de expressar a concentração 
6
7
Dos nove possíveis tipos de misturas derivados dos três estados da
matéria, apenas gases em líquidos, líquidos em líquidos e sólidos
em líquidos possuem especial importância do ponto de vista
farmacêutico.
8
SOLUÇÕES IDEAIS E REAIS
 Segundo a lei de Raoult, 𝐩𝐢 = 𝐩𝐢
𝟎𝐱𝐢, ou seja, a pressão parcial 𝐩𝐢
de um componente de uma mistura líquida, a uma dada
temperatura determinada, é igual à pressão de vapor do mesmo
no estado puro multiplicada pela fração molar desse componente
na solução.
9
 Uma solução é dita ideal quando ambos os componentes de uma
mistura binária obedecem à lei de Raoult ao longo de toda a faixa
de composições possíveis;
 A lei é mais confiável quando os componentes da mistura têm
formas moleculares semelhantes e são mantidos na fase líquida
por forças intermoleculares de natureza semelhante. Um exemplo
é uma mistura de dois hidrocarbonetos estruturalmente
semelhantes como benzeno e tolueno.
10
Nenhuma solução é perfeitamente ideal, e as soluções reais
apresentam desvios da lei de Raoult;
Entretanto, os desvios são pequenos para o componente que está
em grande excesso (o solvente) e se tornam menores à medida
que a concentração do soluto diminui. Podemos, em geral, aceitar
a validade da lei de Raoult para o solvente quando a solução é
muito diluída;
O processo de misturação para formar uma solução ideal é
espontâneo? Para responder a esta pergunta, precisamos
descobrir se ∆G é negativo para esse processo.
11
 Quando 𝑛𝐴 mols do gás A e 𝑛𝐵 mols do gás B se misturam, a
uma temperatura T,
 Com n = 𝑛𝐴 + 𝑛𝐵 e 𝑥𝑖 a fração molar de cada componente na
mistura.
12
A equação anterior nos dá a variação da energia de Gibbs quando
dois componentes se misturam a temperatura e pressão constantes.
O ponto crucial é que, como 𝑥𝐴 e 𝑥𝐵 são ambas menores que 1, os
dois logaritmos são negativos (ln x < 0 se x < 1), o que torna ∆G < 0
em todas as composições.
13
Portanto, a misturação é espontânea em todas as proporções. Como
não tem o termo independente da temperatura, ∆H = 0, ou seja,
apesar de haver interações entre as moléculas, as interações soluto-
soluto, solvente-solvente e soluto-solvente são todas iguais, o que faz
o soluto se dissolver sem variação de entalpia;
Ocorre um aumento na entropia, pois as moléculas estão mais
dispersas na mistura do que nos componentes puros;
A entropia das vizinhanças não é alterada, porque a entalpia do
sistema é constante, nenhum calor escapa para as vizinhanças. Esse
aumento de entropia do sistema é a “força motriz” da misturação.
14
Quando um dos componentes da mistura apresenta desvio negativo,
é
passível de comprovação termodinâmica que o outro componente
também deverá apresentar desvio negativo. A afirmativa também pode
ser feita em relação aos desvios positivos da lei de Raoult;
Os desvios negativos levam ao aumento da solubilidade e estão
associados, frequentemente, com a formação de ligações de hidrogênio
entre substâncias polares. A interação do solvente com o soluto é
denominada solvatação;
Os desvios positivos diminuem a solubilidade e são interpretados como
o resultado da associação das moléculas de um dos componentes,
formando moléculas duplas (dímeros) ou polímeros de ordem elevada.
15
 Hildebrand, contudo, sugeriu que na maioria dos casos o desvio
positivo é mais bem explicado pela diferença entre as forças de coesão
das moléculas de cada um dos componentes. Essas forças de atração,
que podem ocorrer em gases, líquidos ou sólidos, recebem o nome de
pressão interna;
 Quando se assume que o vapor apresenta um comportamento
praticamente ideal, a pressão interna (em 𝑐𝑎𝑙/𝑐𝑚3 ) é calculada
mediante a equação: calor de vaporização 
volume molar 
R, vale 1,987 cal/mol.K
17
 Na termodinâmica, é costumeiro preservar a forma das equações desenvolvidas
para os sistemas ideais, de modo que se possa passar facilmente de um tipo de
sistema para outro. Este é o pensamento que há por trás da introdução do
conceito de atividade (a) de uma substância, que é uma espécie de
concentração efetiva;
 A atividade de um soluto em solução é expressa pelo produto da concentração
vezes o coeficiente de atividade. Quando a concentração é dada é em fração
molar, a atividade é expressa como: 𝐚𝟐 = 𝐗𝟐𝛄𝟐
 onde γ é o coeficiente de atividade. O coeficiente de atividade 𝜸𝟐 depende da
natureza tanto do soluto quanto do solvente, assim como da temperatura da
solução. Quando a solução é ideal, 𝜸𝟐 → 𝟏.
18
A solubilidade, expressa como fração molar, de um soluto em
uma solução não ideal corresponde a:
calor de fusão molar do soluto (cal/mol) 
R = constante universal dos gases, 1,987 cal/mol.K; 
𝑇0= ponto de fusão do soluto sólido 
O termo log γ2 da equação é calculado levando em consideração as forças de atração 
intermoleculares que deverão ser superadas, ou seja, o trabalho que deverá ser 
realizado para remover uma molécula da fase do soluto e levá-la até o solvente. 
19
Elevação ebulioscópia e o baixamento crioscópio 
A elevação do ponto de ebulição (a elevação ebulioscópica), ∆𝐓𝐞𝐛,
e o baixamento do ponto de congelamento (o baixamento
crioscópico), ∆𝐓𝐟, são ambos proporcionais à molalidade m do
soluto:
onde: 𝐾𝑒𝑏e 𝐾𝑓 são as constantes ebulioscópica e crioscópica do
solvente, respectivamente.
20
A origem dos efeitos podem ser simplificadamente explicados
através de duas hipóteses:
1.O soluto não é volátil, logo não está presente na fase vapor;
2.O soluto é insolúvel no solvente sólido, logo não está presente na
fase sólida.
Elevação ebulioscópia e o baixamento crioscópio 
21
Osmose
 A elevação do ponto de ebulição é muito pequena para ter
significado prático. Uma consequência prática do baixamento do
ponto de congelamento e, portanto, do baixamento do ponto de
fusão do sólido puro, é a sua importância em química orgânica
para se avaliar a pureza de uma amostra.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
22
O fenômeno de osmose é a passagem espontânea de um
solvente puro para uma solução que está separada dele por
uma membrana semipermeável. Uma membrana semipermeável
é uma membrana permeável ao solvente mas não ao soluto;
Uma membrana semipermeável pode ter poros microscópicos
grandes o suficiente para permitir a passagem de moléculas de
água, mas não de íons ou de moléculas de carboidratos, todos
recobertos por água de hidratação.
23
 A pressão osmótica, ∏ (pi maiúsculo), é a pressão que deve ser
aplicada à solução para impedir a passagem do solvente através
da membrana semipermeável.
24
 A osmose ajuda as células biológicas a manterem sua estrutura.
As membranas celulares são semipermeáveis e permitem a
passagem de água, pequenas moléculas e íons hidratados,
bloqueando a passagem de biopolímeros sintetizados em seu
interior. A diferença nas concentrações dos solutos dentro e fora
da célula resulta em uma pressão osmótica, e a água passa
para a solução mais concentrada, no interior da célula,
carregando alguns nutrientes pequenos.
25
O fluxo de água também mantém as células inchadas, ao passo 
que a desidratação leva ao encolhimento das células. Esses efeitos 
são importantes na medicina pratica do dia a dia. 
26
Pressão osmótica 
 Para manter a integridade das células do sangue, soluções injetadas na corrente
sanguínea para transfusões de sangue e alimentação intravenosa devem ser
isotônicas com o sangue, ou seja, devem ter a mesma pressão osmótica que o
sangue;
 Se a solução injetada for muito diluída, ou hipotônica, o fluxo do solvente para o
interior das células, necessário para igualar a pressão osmótica, leva a célula a
inchar e morrer, em um processo denominado hemólise. Se a solução for muito
concentrada, ou hipertônica, a equalização da pressão osmótica leva a um fluxo do
solvente para fora da célula, que encolhe e morre;
 A osmose também é a base da diálise, uma técnica comum para a remoção de
impurezas de soluções de macromoléculas biológicas.
27
A expressão da pressão osmótica de uma solução ideal,
denominada Equação de Van’t Hoff, guarda forte lembrança
com a expressão da pressão de um gás perfeito:
∏.V ≈ 𝒏𝟐𝐑𝐓
Pressão osmótica
Esta equação se aplica apenas a soluções suficientemente
diluídas para que se comportem como soluções ideais.
28
 Macromoléculas biológicas se dissolvem formando soluções que
estão longe de serem ideais. Ainda assim, é possível calcular a
pressão osmótica admitindo-se que a Equação de Van’t Hoff seja
somente o primeiro termo de uma expansão mais longa:
B = coeficiente osmótico do virial
28
 Um líquido em um recipiente fechado estabelecerá um equilíbrio
com seu vapor. Quando esse equilíbrio é atingido, a pressão
exercida pelo vapor é chamada pressão de vapor. Uma
substância que não tem pressão mensurável é não volátil,
enquanto que uma que exibe pressão de vapor é volátil.
 Quando um soluto não volátil é adicionado a um solvente
sempre diminui a pressão de vapor. A extensão na qual um
soluto não volátil diminui a pressão de vapor é proporcional à
concentração.
28
 Essa relação é expressa pela lei de Raoult:
 onde p1 é a pressão de vapor do solvente na solução; X1 é a
fração molar do solvente; e, p1o é a pressão de vapor do solvente
puro. Soluções de eletrólitos;
 A primeira teoria satisfatória das soluções iônicas foi proposta
por Arrhenius em 1887, o qual conseguiu juntar os resultados de
diferentes investigações em uma ampla generalização conhecida
como teoria da dissociação eletrolítica.
28
 Quando os eletrólitos são dissolvidos em água, soluto existe na
forma de íons em solução como pode ser visto nas equações a
seguir:
29
REFERÊNCIAS 
Atkins, Peter. Fundamentos de Fisico-Quimica. 3. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 2003. ATKINS, Peter;
DE PAULA, Júlio. Físico Química Biológica. 1. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 2008.
Sinko, PJ. Fisico-quimica e Ciencias Farmacêuticas.
5. ed.
Porto Alegre: Artmed, 2008.
Termodinâmica III.pdf
FÍSICO QUÍMICA APLICADA A 
FARMÁCIA
Termodinâmica (Equilíbrio)
Abril/2019
2
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Equilíbrio químico e constante de equilíbrio 
Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os
reagentes e produtos de uma reação química se mantém
constante ao longo do tempo;
O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as
velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e
inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam
iguais.
3
 Dada a reação genérica:
aA + bB ↔ cC + dD
Onde A, B, C e D representam as espécies químicas envolvidas e a,
b, c e d os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A
fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies
envolvidas é:
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
[ ] concentração em mol/L;
Kc possui o mesmo valor 
para mesma temperatura.
4
 A termodinâmica química é usada para prever se uma mistura de
reagentes tem tendência espontânea a se transformar em
produtos, para prever a composição da mistura de reação no
equilíbrio e para prever como a composição no equilíbrio será
modificada ao se alterarem as condições do sistema;
 Podemos determinar se uma reação bioquímica é viável, ou não,
por meio do conhecimento das condições de equilíbrio que
possibilitam estabelecer que espécies, reagentes ou produtos são
favorecidos em determinadas condições.
5
 O critério termodinâmico para se determinar se uma
transformação é espontânea, a temperatura e pressão
constantes, é Δ𝐆 < 0 (energia de Gibbs seja um mínimo);
 Nas composições que correspondem a Δ𝐫𝐆<0, a reação tende a
formar mais produtos; onde Δ𝐫𝐆>0, a reação inversa é
espontânea, e os produtos tendem a se transformar em
reagentes. Onde Δ𝐫𝐆=0 (no mínimo) a reação não apresenta
tendência a formar produtos ou reagentes.
6
A energia de Gibbs de 
reação, Δ𝐫𝐆, é o coeficiente 
angular 
7
 A constante de equilíbrio é o valor do quociente de reação no
equilíbrio; ela está relacionada com a energia de Gibbs padrão
de reação por
A variação da constante de equilíbrio com a temperatura é
expressa pela equação de van’t Hoff,
Sendo 𝐤 a constante de equilíbrio à 
temperatura 𝐓 e 𝐤′ o seu valor à temperatura 𝐓′
8
A constante de equilíbrio 𝐤 aumenta com a temperatura se 
E diminui
Uma reação endoérgica tem uma energia de Gibbs positiva; uma reação exoérgica 
tem uma energia de Gibbs negativa. 
9
Fugacidade e Atividade 
 Sistemas ideais são aqueles que apresentam um determinado
comportamento sob determinadas condições;
 Sistemas reais ou não ideais são aqueles que apresentam um
desvio de comportamento em relação ao ideal;
 De modo a levar em conta os desvios em relação ao
comportamento ideal, iremos introduzir o conceito de fugacidade e
atividade.
10
Fugacidade e Atividade 
 A fugacidade 𝐟 leva em conta os afastamentos do comportamento
do gás em relação ao do gás perfeito, de maneira a alterar o
mínimo a forma das equações.
Fugacidade e Atividade 
 Veremos, agora, como as expressões pertinentes às soluções ideais
também podem ser preservadas, quase que inteiramente, pela
introdução do conceito de atividade, 𝐚, ou “concentração efetiva”.
 A atividade é definida de modo que a expressão
11
Verdadeira em todas as concentrações tanto para o solvente quanto 
para o soluto
Fugacidade e Atividade 
12
Cálculo da variação de energia interna 
 Os nutricionistas estão interessados no uso da energia pelo corpo
humano, que pode ser considerado um “sistema” termodinâmico.
Suponha que, durante um experimento, uma pessoa produza
622 kJ de trabalho em uma bicicleta ergométrica e perca 82 kJ
de calor. Qual é a variação de energia interna da pessoa?
Despreze qualquer perda de massa por perspiração.
Fugacidade e Atividade 
13
Cálculo da variação de energia interna 
 Para observarmos os sinais, escrevemos w = - 622 kJ (622 kJ são
perdidos como trabalho) e q = - 82 kJ (82 kJ são perdidos como
calor). Assim, a equação dá:
Δ𝐔=𝐪+𝐰 = (- 82 kJ) + (- 622 kJ) = - 704 kJ 
Vemos que a energia interna da pessoa diminui 704 kJ. Esta energia será reposta, 
mais tarde, pela alimentação 
Fugacidade e Atividade 
14
O calor liberado na combustão do aminoácido glicina é 969,6
kJ/mol a 298,15 K, logo Δ𝐜𝐔 = - 969,6 kJ/mol. A equação química
para a reação é:
Conversão entre ∆CH e ∆CU
15
∆𝑣𝑔á𝑠 = 2,5 – 2,25 = 0,25
∆𝑐𝐻 = ∆𝑐𝑈 + 0,25RT
∆𝑐𝑈 = −969,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆𝑐𝐻 = −969,6
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
+ 8,3145𝑥10−3 J. mol/K x (298,15 K) x 0,25 
∆𝑐𝐻 = −969,0 kJ/mol 
Um guia útil das reservas de energia que um combustível pode fornecer, e o único 
que importa quando está sendo considerado o calor por ele produzido, é a 
entalpia, em especial a sua entalpia de combustão. 
17
Dissipação de energia pela perspiração 
Sabendo-se a entalpia de vaporização da água ( ),
sua massa molar (MM= 18 g/mol) e sua massa específica
( ), a energia removida como calor por litro de água
perspirada é:
∆𝑣𝑎𝑝𝐻
0 = 44 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
ρ = 1,0𝑥103 𝑔. 𝐿−1
Quando o exercício vigoroso produz o suor (pela influência de seletores térmicos no 
hipotálamo), cerca de 1 a 2 L de água perspirada podem ser produzidas por hora, o 
que corresponde a uma perda de calor de 2,4 a 5,0 MJ/h. 
18
Aplicação da lei de Hess
Nas células biológicas que têm suprimento abundante de 𝑂2 , a
glicose é completamente oxidada a 𝐶𝑂2 e 𝐻2𝑂. As células musculares
podem ficar com falta de 𝑂2 durante exercícios vigorosos. Nesse caso,
uma molécula de glicose é convertida em duas moléculas de ácido
láctico pelo processo de glicólise. Dadas as equações termoquímicas
para a combustão da glicose e do ácido láctico:
19
Calcule a entalpia-padrão para a glicólise: 
Existe alguma vantagem, do ponto de vista biológico, entre a
oxidação completa da glicose e a glicólise? Explique sua resposta.
20
Calcule a entalpia-padrão para a glicólise: 
Existe alguma vantagem, do ponto de vista biológico, entre a
oxidação completa da glicose e a glicólise? Explique sua resposta.
21
Segue-se que a entalpia-padrão de conversão da glicose em ácido
láctico durante a glicólise é -120 kJ/mol, apenas 4% da entalpia
de combustão da glicose. Portanto, a completa oxidação da
glicose é metabolicamente mais útil que a glicólise, pois, no
primeiro processo, mais energia fica disponível para a realização
de trabalho.
22
A variação de entropia associada com o desdobramento de 
uma proteína 
A proteína lisozima, uma enzima que quebra as paredes das
células das bactérias, desdobra-se a uma temperatura de
transição de 75,50𝐶 , e a entalpia padrão de transição é 509
kJ/mol. Segue-se que:
23
Em nível molecular, a variação de entropia positiva pode ser
explicada pela dispersão de matéria e energia que acompanha o
desdobramento da estrutura tridimensional compacta da
lisozima para uma cadeia longa e flexível que pode adotar muitas
conformações diferentes quando ela se retorce em solução.
24
Cálculo da variação de entropia das vizinhanças devida ao 
metabolismo 
A taxa metabólica
é a taxa à qual um organismo gasta a energia
proveniente da oxidação da alimentação. Em repouso, os
organismos ainda consomem energia na denominada taxa
metabólica basal. Segue-se, que até mesmo um ser humano em
repouso aquece o ambiente (as vizinhanças), geralmente a uma
taxa de 100 J/s. Calcule a entropia que uma pessoa em repouso
gera no ambiente (nas vizinhanças) ao longo de um dia a 20°C.
25
∆𝐒 =
𝐪𝐫𝐞𝐯
𝐓
86400 s em um dia 
Ou seja, a produção de entropia é aproximadamente 30 kJ/K. Somente para estar 
vivo, cada pessoa no planeta contribui com cerca de 30 kJ/K a cada dia para a 
entropia do ambiente. O uso de transporte, maquinaria e comunicações gera 
muito mais que isso. 
26
Cálculo da variação da energia de Gibbs para um processo 
metabólico 
Admita que um certo pássaro tenha uma massa de 30 g. Qual é a
quantidade mínima de glicose que o pássaro tem que consumir para
voar até um galho 10 m acima do chão? A variação da energia de
Gibbs devido à oxidação de 1,0 mol de C6H12O6(s) formando dióxido
de carbono gasoso e água líquida a 25°C é -2828 kJ.
27
O trabalho extra a ser feito é:
Dado que 1 mol de glicose fornece 2828 kJ, a quantia, 𝐧, de moléculas de glicose 
necessárias para que a oxidação dê uma variação da energia de Gibbs igual a esse 
valor é: 
28
Portanto, como a massa molar, 𝐌, de glicose é 180 g mol-1 , a
massa, 𝐦, de glicose que deve ser oxidada é:
Ou seja, o pássaro tem que consumir pelo menos 0,19 mg de
glicose para o esforço mecânico (e mais, se ele pensa nisso).
29
REFERÊNCIAS 
Atkins, Peter. Fundamentos de Fisico-Quimica. 3. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 2003. ATKINS, Peter;
DE PAULA, Júlio. Físico Química Biológica. 1. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 2008.
Sinko, PJ. Fisico-quimica e Ciencias Farmacêuticas. 5. ed.
Porto Alegre: Artmed, 2008.