Introdução à Termodinâmica

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Termodinâmica
• Baseado: Cap. 7 e 8 do Atkins - 5ª ed.
Disciplina: Físico-Química I
Prof.: Carlos Eduardo Bonancêa
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Exercícios Cap 7
5 - 7 – 11 – 15 – 17 – 19 – 21 – 35 – 37 – 39 – 41 – 43 
– 45 – 47 – 51 – 55 – 59 – 61 – 63 – 65 – 67 – 69 – 91 
- 93.
Total de 24 exercícios
Entregar 15.
4
A ciência da TERMODINÂMICA nasceu no século 
19, com a necessidade de descrever a operação das 
máquinas a vapor e de avaliar o limite do seu 
desempenho.
Os princípios observados válidos para as máquinas 
são facilmente generalizados, e são conhecidos 
como a PRIMEIRA e a SEGUNDA leis da 
termodinâmica.
Estas leis levam através de deduções matemáticas 
a um conjunto de equações que encontram 
aplicações em todos os campos da ciência e da 
engenharia
5
TERMODINÂMICA
O que 
estudamos?
Como a energia pode ser transformada de uma forma para 
outra e transferida de um lugar a outro. 
A eletricidade, por exemplo, pode ser gerada em uma usina 
de força e ser usada em uma fábrica a grande distância. 
Os alimentos podem ser digeridos em seu estômago e a 
energia produzida ser usada em sua cabeça. 
Para acompanhar a energia, dividimos o mundo, por 
conveniência, em duas partes.
SISTEMA: É a parte do universo que estamos observando e estudando. 
Ex: Recipiente de uma reação química, uma pilha eletroquímica, uma 
célula biológica, etc.
O SISTEMA está localizado em um espaço definido por uma FRONTEIRA.
FRONTEIRA: O que separa o SISTEMA do resto do universo 
(VIZINHANÇAS)
VIZINHANÇAS: São as partes do Universo vizinhas do SISTEMA e de onde 
fazemos as observações e as medidas
Conceitos básicos:
- Um SISTEMA ABERTO pode trocar matéria e 
energia com o exterior
- Um SISTEMA FECHADO pode trocar energia 
com o exterior, mas não matéria
- Um SISTEMA ISOLADO não pode trocar nem 
matéria nem energia com o exterior
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A Energia de um sistema é a capacidade que esse sistema 
tem para realizar trabalho.
Quando um sistema exerce trabalho sobre o meio exterior, 
a energia do sistema é reduzida, ficando este com menor 
capacidade para produzir energia.
Fe (s) + 2HCl (aq) → FeCl2 (aq) + H2 (g)
Energia: Trabalho e Calor
7
Trabalho: qualquer quantidade que escoa através da 
fronteira de um sistema durante uma mudança de estado 
que pode ser convertida em movimento contra uma força que 
se opõe na vizinhança.
Calor: qualquer quantidade que escoa através da fronteira 
de um sistema durante uma mudança de estado, em virtude 
de uma diferença de temperatura entre o sistema e as 
vizinhanças.
Duas formas de energia com características diferentes:
Energia transferida para o exterior
na forma de CALOR – os átomos ou
moléculas do exterior aumentam os
seus movimentos aleatórios:
Energia transferida para o exterior
na forma de TRABALHO produzido
pelo sistema – traduz-se num
movimento ordenado do exterior:
Trabalho  Calor
8
Em termodinâmica, a energia total de um sistema é designada 
por ENERGIA INTERNA, U. 
A energia interna é a energia TOTAL, CINÉTICA e 
POTENCIAL, das moléculas que constituem o sistema. 
Quando um sistema passa de um estado inicial (i) a um estado 
final (f), a variação de energia interna ΔU:
ΔU = Uf- Ui
Energia interna, calor e trabalho medem-se em joule (J).
1 J = 1 Pa m3 = 1 kg m2 s-2
9
Energia Interna, U
1ª Lei da Termodinâmica
Há conservação da energia total do universo
Energia do Universo = energia do sistema + energia do meio exterior
Se o sistema estiver isolado, não recebe nem cede energia e a sua energia total –
ENERGIA INTERNA, U – mantém-se constante.
→ U = constante → ΔU = 0
Se o sistema não estiver isolado, a sua energia só varia por troca com o meio 
exterior. Considerando que a troca de energia se dá por troca de calor ou por 
trabalho mecânico à superfície do sistema, sendo 
w o trabalho exercido sobre o sistema, q a energia na forma de calor 
ΔU a variação resultante de energia interna:
→ ΔU = q + w
Sistema Isolado
Sistema Fechado
Expansão a 
pressão constante
Expansão 
reversível
• Uma propriedade fundamental da termodinâmica
• O movimento contra uma força oposta. Todas as formas de trabalho podem ser 
consideradas como equivalentes ao trabalho efetuado quando um peso é levantado 
contra a força da gravidade. 
• A reação química em uma bateria realiza trabalho quando empurra uma corrente 
elétrica em um circuito. O gás em um cilindro – a mistura de gases quentes de um motor 
de automóvel, por exemplo – realiza trabalho ao empurrar o pistão. 
• Podemos identificar um processo que realiza trabalho observando se, pelo menos em 
princípio, ele é capaz de levantar um peso.
Trabalho
• Trabalho provocado pela variação do volume do sistema
Trabalho de expansão
ΔU = q + w
w de expansão – Vf  Vi
w de compressão – Vf  Vi
𝒘 = −𝒏𝑹𝑻𝒍𝒏
𝑽𝒇
𝑽𝒊
𝒘 = −𝑷𝒆𝒙 × ∆𝑽
1 J = 1 Pa m3
A variação de energia interna, ΔU, do sistema pode ser devida a trabalho de expansão e a
energia na forma de calor.
Se o sistema se mantiver a volume constante, não realiza trabalho de expansão;
Se não se verificarem outras formas de variação de energia, então a variação da energia interna
fica reduzida a :
ΔU = qV (v indica transformação a volume constante) 13
Calor e transferência de calor
Calor
• Em termodinâmica, calor é a energia transferida em consequência de uma 
diferença de temperatura. A energia flui na forma de calor de uma região de 
temperatura alta para uma região de temperatura baixa. 
• Portanto, em um sistema cujas paredes não são isolantes térmicos, se o sistema 
está mais frio do que a vizinhança, a energia flui da vizinhança para o sistema.
ΔU = q + w
Medida do calor
Se o sistema não perde energia na forma de trabalho
Acompanhar a mudança de temperatura é um modo de medir o calor
transferido.
Assim inferir a mudança na Energia interna 
Para converter a mudança da temperatura em ENERGIA temos que
conhecer a CAPACIDADE CALORÍFICA.
C grande → uma dada quantidade de Calor produz um pequeno aumento de T
C pequeno → uma dada quantidade de Calor produz um grande aumento de T
14
w = 0 U = q
U = q + w
𝑪 =
𝒒
∆𝑻
𝒒 = 𝑪. ∆𝑻
Medida do calor
Capacidade Calorífica – Propriedade Extensiva – quanto maior for 
a amostra, mais calor é necessário para aumentar sua temperatura.
Capacidade Calorífica específica –
Capacidade Calorífica molar -
15
𝒒 = 𝒏. 𝑪𝑴. ∆𝑻𝒒 = 𝒎.𝑪𝑺. ∆𝑻
Exemplo 7.3
Testes 7.3
𝑪𝑺 =
𝑪
𝒎
𝑪𝑴 =
𝑪
𝒏
Calorimetria
Calorimetria é o estudo das trocas de calor durante transformações
físicas e químicas. Para esse estudo utiliza-se o CALORÍMETRO,
normalmente um sistema adiabático de volume constante – o
calorímetro de bomba adiabática.
BOMBA CALORIMÉTRICA
OU CALORÍMITRO
-Dispositivo fechado
- Não há variação de volume
- É possível medir a variação da 
temperatura (T)
- T proporcional ao calor que a reação 
libera ou absorve 17
𝒒 = 𝑪𝒄𝒂𝒍. ∆𝑻
Exemplo 7.4
Testes 7.4
18
Primeira lei da Termodinâmica
19
• Essa expressão resume o fato experimental de que CALOR e TRABALHO
são duas formas de transferência de energia.
• TRABALHO – quando energia é transferida na forma de trabalho, o sistema 
movimenta moléculas da vizinhança em uma direção definida
• CALOR - quando a energia é transferida na forma de calor as moléculas da 
vizinhança movem-se caoticamente.
U = q + w
Para fixar o sentido das trocas de energia convencionou-se que:
Sinal positivo (+): calor ou trabalho recebido pelo sistema do meio exterior
Sinal negativo (-): calor ou trabalho cedido pelo sistema ao meio exterior
Testes 7.5
Primeira lei da Termodinâmica
• FatoExperimental – Não podemos usar um sistema para realizar trabalho, isolá-lo por algum 
tempo e, ao voltar, encontrar sua energia interna no mesmo valor original e pronto para 
realizar a mesma quantidade de trabalho novamente.
• Máquina de movimento perpétuo - mecanismo que produziria trabalho sem usar combustível.
A PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA declara que a energia interna de um sistema isolado é 
constante. Uma função de estado depende somente do estado em que se encontra o sistema. A 
mudança na função de estado entre dois estados é independente do caminho entre eles. 
A ENERGIA INTERNA é uma função de estado.
O TRABALHO e CALOR não são.
Testes 7.6
O VOLUME não é mais constante
(PRESSÃO constante)
w  0 U = q + w U  q
• É a quantidade de energia na 
forma de calor medida a 
pressão constante
Entalpia - H
H = qp
q = H Entalpia
H = U + pV
H = U + p V
22
H = qp
Importância: Reações químicas usualmente ocorrem em pressão constante 
– Reatores abertos para a atmosfera.
Consequências: - Um calorímetro a VOLUME constante mede a variação 
da ENERGIA INTERNA - U.
- Um calorímetro a PRESSÃO constante me a variação da 
ENTALPIA - H.
Em um calorímetro simples – Se uma reação libera 1,25 kJ de calor
H = qp = -1,25 kJ
Quando a energia do sistema é alterada devido a uma diferença de 
temperatura entre o sistema e o exterior, diz-se que houve variação de 
energia por transferência de CALOR.
Processo exotérmico: processo em que se liberta energia sob a forma de calor.
Processo endotérmico: processo no qual o sistema adquire energia do exterior sob a 
forma de calor.
23
Termoquímica
A termoquímica estuda a energia transferida na forma 
de calor durante as reações químicas.
Pode-se usar a calorimetria para medir q para uma reação, 
ou seja, para medir
ΔU – se a reação ocorrer a volume constante
ΔH – se a reação ocorrer a pressão constante
Quando se libera energia para o meio exterior durante a 
reação química, a pressão constante 
ΔH < 0 (processo exotérmico)
Quando se absorve energia do meio exterior durante a 
reação química, a pressão constante 
ΔH > 0 (processo endotérmico) Testes 7.7
A + B → C + D
Variações de entalpia padrão
ΔH0 – variação de entalpia para um processo em que os 
reagentes e produtos se encontram nos seus estados padrão
Estado padrão de uma substância: estado de uma substância 
a determinada temperatura e à pressão de 1 bar.
Ex: variação de entalpia padrão de vaporização para a H2O, 
ΔHovap, é a variação molar de entalpia do líquido puro a 1 bar, 
quando passa a gás, a 1 bar.
H2O(l) → H2O(g) ΔH
0
vap (373 K) = +40,66 kJ/mol
Pode-se fornecer o valor da entalpia padrão a qualquer 
temperatura. A temperatura convencional para descrever 
quantidades termodinâmicas é 298,15 K.
Entalpia de transformações físicas
As mudanças de estado físico são acompanhadas por variações de 
entalpia. Se estas forem descritas à pressão de 1 bar, são definidas 
como transições de entalpia padrão.
Ex:
Entalpia padrão de vaporização, ΔH0vap – variação de entalpia que 
acompanha a conversão de líquido para gás
Entalpia padrão de fusão ΔH0fus - variação de entalpia que acompanha 
a conversão de sólido para líquido
A entalpia é uma função de estado, logo a 
variação de entalpia é independente do 
caminho percorrido entre o estado 
inicial e final
H2O(s) → H2O(l) ΔH
0
fus
H2O(l) → H2O(g) ΔH
0
vap
H2O(s) → H2O(g) ΔH
0
sub= ΔH
0
fus + ΔH
0
vap
ΔH0 (A→B)= - ΔH0 (B→A)
A entalpia padrão de um processo é igual e de 
sinal oposto à entalpia padrão do processo 
inverso.
Curva de Aquecimento
• Gráfico que mostra a variação da temperatura de uma amostra que foi aquecida em velocidade 
constante, em pressão constante, e, portanto, em velocidade constante de aumento de entalpia.
Testes 7.9
Testes 7.10
Como é definido p valor da variação de 
Entalpia de uma Reação?
➢ Por Calorimetria - Experimental
➢ Por Lei de Hess - Teórico
➢ Por calor de Formação - Teórico
Entalpia das Reações Químicas
Calorimetria
Calorimetria é o estudo das trocas de calor durante transformações 
físicas e químicas. Para esse estudo utiliza-se o CALORÍMETRO, 
normalmente um sistema adiabático de pressão constante – o 
calorímetro de bomba adiabática.
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𝒒 = 𝑪𝒄𝒂𝒍. ∆𝑻 Exemplo 7.7Testes 7.11
• Da mesma forma que as transformações físicas – Transformações químicas 
(REAÇÕES) – também ocorrem com variação de energia.
• Importância – escolha de um combustível, projetos de instalações químicas, estudo 
dos processos bioquímicos, etc
Combustão do metano: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
Calorimetria- 1 mol de CH4 (g) produz 890 kJ de calor a 298 K e 1 bar
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH
0
R = - 890 kJ/mol
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH
0
R = + 890 kJ/mol
2 CH4 (g) + 4 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) ΔH
0
R = - 1780 kJ/mol
Entalpia Padrão de Reação – Lei de Hess
Entalpia Padrão de Reação
Depende dos estados físicos dos reagentes e produtos
Ex:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ΔH
0
R = - 802 kJ/mol
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH
0
R = - 890 kJ/mol
H2O(l) → H2O(g) ΔH
0
vap = + 44,0 kJ/mol
35
Combinação das Entalpias de Reação:
Lei de Hess
ENTALPIA - FUNÇÃO DE ESTADO - ΔH0R não depende do caminho 
entre os estados inicial e final (reagentes e produtos).
A oxidação do carbono (grafite) a CO2
C (gr) + O2 (g) → CO2 (g)
Duas etapas:
1 - C (gr) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH
0
R = -110,5 kJ/mol 
2 - CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH
0
R = -283,0 kJ/mol 
Somando as 2 reações:
C (gr) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH
0
R = -110,5 kJ/mol 
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH
0
R = -283,0 kJ/mol 
C (gr) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH
0
R = -393,5 kJ/mol
Exemplo 7.9
Testes 7.13
Entalpia padrão de formação, ΔH0f
A entalpia padrão de formação, ΔH0f ,
de uma substância, é a entalpia padrão
da reação de formação dessa
substância a partir dos seus elementos
no seu estado de Referência.
O estado de referência de um
elemento é o seu estado mais estável à
pressão de 1 bar e à temperatura
indicada.
As entalpias padrão de formação de
elementos no seu estado de referência
são zero, a qualquer temperatura.
ENTALPIA ZERO
Hº = 0
H2(g), N2(g), Cl2 e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
Metais (s) – Na(s), Al(s), 
Au(s), Fe(s), etc
REAÇÃO DE FORMAÇÃO - é aquela em que UM MOL de um 
único composto é formado a partir de substâncias simples 
no estado padrão.
Exs.:
Os valores de H0f são pré-estabelecidos e encontrados
em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua 
forma mais estável a 1 bar de pressão, ou seja,
no estado padrão. 
C(grafite )+ O2(g) → CO2(g)
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
1 mol

1 mol

Entalpia de reação química
2 A + B → 3C + D
Entalpia padrão de reação: 
ΔHR = Σ n H
0
f (produtos) − Σ n H
0
f (reagentes)
Ou seja, para a reação anterior, a entalpia padrão de reação será:
ΔHR
0 = { 3  Hof (C) +  H
o
f (D)} - { 2  H
o
f (A) +  H
o
f (B)} 
Ex: entalpia padrão de combustão do metano
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
ΔHR
0 = ΔHc
0 = (ΔH0f (CO2)+ 2ΔH
0
f (H2O) - (ΔH
0
f (CH4) + 2ΔH
0
f(O2) 
ΔHc
0 = (-393,51+2(-285,83)) – (-74,8 + 2.0) kJ/mol
ΔHc
0= - 890,37 kJ/mol
Exemplo 7.11
Testes 7.15
40
ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO 
É o calor liberado na combustão total de um mol de uma 
substância em que os componentes dessa reação estão no
estado-padrão.
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) H=–1368kJ/mol
COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O2) em 
que ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )
41
Exemplo 7.10
Testes 7.14
42
Exercícios Cap 7
7 – 9 – 11 – 15 – 17 – 19 – 21 – 23 – 35 – 37 – 39 – 41
– 43 – 45 – 47 – 51 – 55 – 59 – 61 – 63 – 65 – 67 – 69
– 91 - 93.
Total de 25 exercícios
Entregar 20.
44
Exercícios Cap 8
1 - 3 – 5 – 7 – 9 – 11 – 17 – 23 – 39 – 43 –
47 – 53 – 57 – 59 – 61 – 65 – 67 – 69 –
89 - 93.
Total de 20 exercícios
Me entregar 15.
45
Importância
Primeira Lei: nos diz que se uma reação ocorre, a energia total do universo
(sistema e sua vizinhança) permanece inalterada.
Não prevê o porque algumas reações acontecem e outras não.
Segunda Lei: Base para entendermos por que certas reações químicas tem uma
tendência natural a ocorrer e outras não.
Baseada em dois conceitos muito importantes, 
a ENTROPIA e a ENERGIA LIVRE.
Terceira Lei: Vai estabelecer valores numéricos para a Entropia e Energia livre.
Juntas, a Segunda e a Terceira nos permitem prever os efeitos de 
mudanças de temperatura e pressão em processos físicos e químicos
46
Mudança Espontânea
Um processo é espontâneo se ele apresenta a tendência de ocorrer 
sem ser induzido por uma influência externa.
Mudanças espontâneas não são 
necessariamente rápidas 
Ex.
Os diamantes têm tendência natural de se transformarem em 
grafita 
– Reação espontânea Termodinamicamente 
Na escala humana de tempo os diamantes são eternos –
Velocidade da reação é muito, muito pequena
Em 1860, Berthelot propôs a ideia de que um processo é 
espontâneo quando libera energia (calor).
De fato, isto é verdade para muitas reações químicas, 
como por exemplo a queima do carvão:
C(s) + O2 → CO2 ∆H = - 393 KJ/mol
Reação espontânea e libera calor
No entanto, a evaporação da água é um processo espontâneo 
(mesmo em temperatura ambiente) embora ABSORVA calor.
H20 (l) → H20 (g) ∆H = + 10,4 Kcal/mol
Como explicar a espontaneidade desta reação?
Existe um outro fator além da liberação de energia 
(ENTALPIA) que influencia na espontaneidade de um 
Este novo fator é a tendência normal que existe 
na Natureza de um sistema, caminhar 
espontaneamente para uma situação de maior 
“DESORDEM”, isto é, para uma situação onde 
haja uma distribuição cada vez mais uniforme de 
matéria e energia no sistema inteiro.
50
Entropia e Desordem
O resfriamento de um bloco de metal quente ocorre 
naturalmente → A Energia dos átomos que vibram se espelha 
pela vizinhança.
As moléculas de um gás que se movem aleatoriamente 
espalham-se por todo o recipiente → Improvável que seu 
movimento aleatório leve todas as moléculas ao mesmo 
tempo para um canto do recipiente.
Tendência: A matéria tende a ficar mais desorganizada.
A existência da ordem/desordem está relacionada com uma 
característica fundamental da natureza que denominamos 
ENTROPIA.
51
ENTROPIA
Para medir o grau de desordem de um sistema, foi definida a grandeza termodinâmica
ENTROPIA, representada pela letra S.
- Quanto maior a desordem de um sistema, maior a sua entropia
- O mínimo de entropia possível corresponde à situação em que átomos de uma
substância estariam perfeitamente ordenados em uma estrutura cristalina perfeita.
Essa situação DEVE ocorrer, teoricamente, a 0 K (zero absoluto, ou seja, -273,15 oC).
- Em outras temperaturas, a entropia de uma substância deve ser diferente de zero.
Quanto maior a temperatura de uma substância, maior o movimento das suas partículas,
mais desorganizada ela está e, portanto, maior a sua entropia.
52
ENTROPIA
A entropia (J/K ou cal/K) a 25°C para uma mesma substância, a entropia no estado
gasoso é maior que aquela no estado líquido, que, por sua vez, é maior que a do
estado sólido.
A temperatura constante,
qrev – Energia transferida como calor
∆𝑺 =
𝒒𝒓𝒆𝒗
𝑻
A entropia é uma medida da desordem. De acordo com a Segunda Lei da Termodinâmica, 
a ENTROPIA de um sistema isolado aumenta em qualquer processo espontâneo.
Assim como a ENTALPIA, a ENTROPIA também é uma FUNÇÃO DE ESTADO. A variação da 
Entropia de um sistema não depende do caminho entre o estado INICIAL e FINAL. 
Exemplo 8.1
Testes 8.1
53
VARIAÇÕES DE ENTROPIA
A desordem de um sistema aumenta:
1. Com o aumento da temperatura
Aumento do movimento térmico das moléculas
2. quando uma determinada de quantidade de matéria se expande
(aumento de volume)
Espalhamento das moléculas aumentam a desordem
3. Mistura de 2 substâncias diferentes
54
Supondo que a temperatura aumenta de T1 até T2,
Assim: Exemplo 8.2
Testes 8.2
Em relação a temperatura:
Da calorimetria temos que:
C – Capacidade Calorífica do Sistema
Volume constante – Capacidade Calorífica a Volume constante, Cv.
Pressão constante – Capacidade Calorífica a Pressão constante, Cp.
55
Em relação a Volume: 
Expansão isotérmica (T = constante) → U = 0
Como U = q + w → q = -w
Assim, temos que o trabalho reversível (visto anteriormente)
Exemplo 8.3
Testes 8.3
Exemplo 8.4
Testes 8.4
Exemplo 8.5
Testes 8.5
56
Variações de Entropia em Mudanças de Estado Físico
Algumas expressões podem ser utilizadas para calcular a variação 
entropia – só são válidas para uma pressão determinada.
para 1 atm – Tf normal ou Tb normal
1. Na temperatura de transição, a temperatura da substância
permanece constante à medida que o calor é fornecido.
2. Na temperatura de transição de fase, a transferência de calor é
reversível.
3. Como a transição ocorre em pressão constante, o calor fornecido é
igual a entalpia da substância.
Exemplo 8.6
Testes 8.6 e 8.8
57
Variações de Entropia em Mudanças de Estado Físico
Em temperaturas diferentes da temperatura de transição normal
A entropia também é uma função de estado.
Cálculo em três etapas: Entropia de Vaporização da Água a 25ºC e 1 atm.
1 – Aquecemos o líquido até a temperatura de ebulição padrão – 100ºC
2 – Deixamos que se vaporize
3 – Fazemos resfriar até 25ºC novamente.
Exercício 8.43
58
Entropia Padrão de reação
Importância – Predizer a direção natural de uma reação.
A variação da entropia de uma reação → variação de ENTROPIA das vizinhanças.
Direção da reação – Afetada pela ENTROPIA do SISTEMA e da VIZINHANÇA. 
VARIAÇÃO DA ENTROPIA DO UNIVERSO
Contribuição do sistema – REAÇÃO QUÍMICA
Sem a realização de cálculos;
Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com aumento ou 
diminuição de entropia é analisando o estado físico dos reagentes 
e dos produtos. 
Como descrito anteriormente, os gases têm mais entropia que os 
líquidos e estes que os sólidos.
59
Duas regras gerais podem ajudar a prever se a entropia nas 
transformações aumenta ou diminui:
- examinar os estados físicos dos produtos e dos reagentes;
- verificar, quando os estados físicos dos reagentes e produtos forem 
iguais, o aumento ou a diminuição do número de moléculas após a 
transformação, o que pode ser feito comparando a quantidade de matéria em 
mols dos reagentes e dos produtos da reação. 
60
Preveja se a variação de entropia do sistema em cada 
uma das seguintes reações é positiva ou negativa.
a) NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g)
b) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)
c) CO (g) + ½ O2(g) → CO2(g)
d) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
e) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 3CO2(g) + 2Fe(s)
61
Entropia Padrão de reação
Com a realização de cálculos;
O cálculo é feito a partir das ENTROPIAS MOLARES DE TODAS AS
SUBSTÂNCIAS – cujos valores são tabelados.
SR
0 = nSm
0
(produtos) – nSm
0 
(reagentes)
Exemplo 8.9
Testes 8.13
62
A entropia é uma medida dadesordem. De acordo com 
a Segunda Lei da Termodinâmica, a ENTROPIA de um 
sistema isolado aumenta em qualquer processo 
espontâneo.
63
Sistemas que parecem desafiar a SEGUNDA LEI
➢ Água se transformando em gelo em temperaturas baixas – ESPONTÂNEA
➢ A VIDA – Cada célula do nosso de um ser vivo é extraordinariamente organizada.
Resolução do dilema - Segunda Lei – refere-se somente a sistemas 
isolados 
Espontaneidade de um Sistema – VARIAÇÃO TOTAL DA ENTROPIA –
Soma das variações da entropia do SISTEMA e da VIZINHANÇA.
VARIAÇOES DE ENTROPIA GLOBAIS
Mesmo o SISTEMA apresentando um S negativo o processo poderá ser espontâneo pois 
também depende de como será a variação da 
entropia do vizinhança.
Stotal > 0 → PROCESSO ESPONTÂNEO
Stotal < 0 → PROCESSO NÃO ESPONTÂNEO
64
Entropia da Vizinhança
Considerações:
➢ Vizinhança é tão grande que não observamos variações na temperatura e
pressão – T e p são constantes para a vizinhança.
➢ Se a variação da Entalpia do Sistema é H → para o calor transferido a
pressão constante: qviz = -H
Assim:
Exemplo 8.10
Testes 8.14
65
Sistemas que parecem desafiar a SEGUNDA LEI
➢ Água se transformando em gelo em temperaturas baixas – ESPONTÂNEA
H2O(l) → H2O(s)
- Processo espontâneo abaixo de 0ºC
- S = - 22 J/k.mol H = - 6,01 kJ/mol
Explique por que a transformação da água líquida em sólida é espontânea nessa
temperatura abaixo de 0ºC e não espontânea acima dessa temperatura?
Exemplo 8.11
Testes 8.15
Testes 8.17
66
Energia Livre
➢ Um dos grandes problemas com o uso da segunda lei para verificar se uma
reação é espontânea é que temos que calcular 3 quantidades: S, Sviz e Stot
→ Gibbs colocou tudo em uma única propriedade: Energia Livre de Gibbs – G
→ Essa equação mostra como calcular a Stot olhando apenas para o sistema.
→ Gibbs definiu: G = -TStot.
Assim:
G < 0 → PROCESSO ESPONTÂNEO
G > 0 → PROCESSO NÂO ESPONTÂNEO
G = 0 → EQUILÍBRIO
67
Testes 8.18
Exemplo 8.13
Testes 8.19
68
Energia Livre de Reação
GR
0 = nGm
0
(produtos) – nGm
0 
(reagentes)
G0formação = 0
Exemplo 8.15
Testes 8.22
69
Exercícios Cap 8
1 - 3 – 5 – 7 – 9 – 11 – 17 – 23 – 39 – 43 –
47 – 53 – 57 – 59 – 61 – 65 – 67 – 69 –
89 - 93.
Total de 20 exercícios
Entregar 15.