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Físico Química 01

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Físico-Química
 
UNIDADE 1
1
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE 1
 Para início de conversa
Caro (a) aluno (a), seja bem-vindo aos estudos da disciplina de Físico - Química.
É um prazer começar esta disciplina com tanta expectativa em trocar conhecimentos com você. Este é o 
seu guia de estudo da primeira unidade. Aqui você terá o reforço necessário para compreender, de forma 
mais clara, seu livro-texto da disciplina de Físico-Química. É muito importante que você entenda que o 
guia de estudo é o seu material de apoio e a conexão entre você e o livro-texto, portanto, a leitura de um 
não exclui a leitura do outro.
 Palavras do Professor
Nesta primeira unidade, temos por objetivo passar para você: as diferenças entre os estados físicos da 
matéria (sólido, líquido e gasoso), estudar sobre a pressão do gás, como ela é medida e as suas respectivas 
unidades e leis experimentais; aprender sobre a lei dos gases ideais e reais e aplicações; conhecer mais 
sobre a teoria cinético-molecular dos gases; relacionar as teorias dos gases ideais com os gases reais e 
os desvios de comportamento ideal. E para finalizar a Unidade I, conheceremos e aprenderemos sobre a 
primeira lei da termodinâmica, bem como seus conceitos fundamentais. 
Preparado para iniciar? Vamos lá!
2
ESTUDO DOS GASES 
Como nesta primeira unidade iniciaremos falando de gases, eu pergunto: Qual a definição mais simples 
de um gás para você?
É isso mesmo que você pensou! Um gás é a forma mais simples da matéria e ocupa o volume total de 
qualquer recipiente que o contenha. Concorda comigo que se colocarmos uma quantidade de um gás 
dentro do recipiente e fechá-lo ele irá ocupar todo espaço do recipiente? Essa propriedade é chamada de 
expansibilidade, podendo ser comprimido, causando redução do seu volume. Outra propriedade dos gases 
é seu baixo valor de densidade comparado aos sólidos e líquidos, na mesma temperatura e pressão.
Pressão, temperatura e volume dos gases 
Por possuírem movimento aleatório, os gases exercem forças sobre as paredes do recipiente que os contém. 
A relação entre essas forças e a área onde elas são aplicadas é denominada pressão. Matematicamente 
pressão é dada por: 
 P = F/A
A unidade SI de pressão é N/m2. Equivalente a 1 pascal (Pa). As unidades de pressão mais conhecidas 
são: 
1 atmosfera = 760 milímetros de mercúrio.
1 atmosfera = 760 torr (torricelli).
1 atmosfera = 101,325 kPa (quilo pascal).
1 atmosfera = 1,01325 bar.
1 atmosfera = 101325 Pa (pascal).
A pressão atmosférica padrão, que corresponde à pressão típica no nível do mar, corresponde em unidades 
SI é: 1,01325 x 105 Pa.
Para fixar o assunto de pressão vamos resolver comigo uma aplicação? É rapidinho!!!
 Praticando
Determine o valor da pressão de 340mmHg em atm.
Vamos lá, você já aprendeu anteriormente que 1 atmosfera = 760 milímetros de mercúrio. Portanto, quanto 
vale 340 mmHg? Fazendo uma regra de três, você encontrará que:
1 atm ______ 760 mmHg
 X ______ 340 mmHg
X = 0,447 atm
3
Agora você vai conhecer outra propriedade muito importante para os gases que é a temperatura. Esta 
indica o grau de agitação das moléculas de um corpo. 
A unidade de temperatura, comumente, utilizada é o grau Celsius, simbolizado por °C, e sua unidade de 
temperatura absoluta, o Kelvin, simbolizado por K. A relação entre essas duas escalas é:
 T(K) = T(°C) + 273,15
Logo, a Temperatura em graus Kelvin = Temperatura em graus Celsius+ 273,15.
 Praticando
Aplicando a relação entre as duas temperaturas, 25°C corresponde a 298,15K.
Pressão e temperatura são propriedades das substâncias que não dependem da quantidade de matéria. 
O que isso quer dizer? Independente da quantidade de uma determinada substância que você tenha, a 
temperatura e a pressão serão as mesmas em qualquer ponto da amostra. Esse tipo de propriedade, que 
independe da quantidade de matéria, chama-se propriedade intensiva. Já o volume, esse sim depende 
da quantidade de matéria. Por exemplo, à medida que você aumenta ou diminui a quantidade de um gás, 
seu volume irá variar. Para esse tipo de propriedade que depende da quantidade de matéria na amostra, 
chama-se propriedade extensiva. 
As leis experimentais para o comportamento gasoso 
O gás ideal obedece a três leis bastante simples, que são a lei de Boyle, lei de Charles e a lei de Gay-Lussac. 
Essas leis são formuladas segundo o comportamento das três grandezas que descrevem as propriedades 
dos gases, que acabamos de estudar: Pressão, temperatura e volume. Essas leis são exemplos de uma lei 
limite, uma lei que só é válida estritamente em um determinado limite, neste caso quando pressão tende 
a zero.
Lei de Boyle – descreve o comportamento de um gás ideal quando se mantém sua temperatura constante 
(transformação isotérmica).
Considere um recipiente com tampa móvel que contém uma determinada quantidade de gás. Se você 
aplicar lentamente uma força nessa tampa, pois desse modo não alterará a temperatura do gás, observará 
uma diminuição no volume do gás juntamente ao aumento de pressão. Com isso, nota-se que com uma 
temperatura constante, o volume e a pressão são grandezas inversamente proporcionais.
Essa lei pode ser expressa matematicamente da seguinte forma: PV = K. (P1V1 = P2V2)
Onde K é uma constante que depende da temperatura, da massa e da natureza do gás. Abaixo segue os 
pares de valores de pressão e volume representados graficamente, na figura 1.
http://www.brasilescola.com/quimica/robert-boyle-quimico-alquimista.htm
http://www.soq.com.br/biografias/jacques_charles/
http://www.soq.com.br/biografias/gay-lussac/
4
 Figura 1 - Representação gráfica da lei de Boyle.
Lei de Charles (processo isobárico) – essa lei mostra o comportamento de um gás quando sua pressão é 
mantida constante e as outras duas grandezas, temperatura e volume, são variadas. Charles observou em 
seus experimentos que à medida que ele aumentava a temperatura, com pressão e massa constantes, o 
volume também aumentava.
Essa lei pode ser expressa matematicamente da seguinte forma: V/T = K. (V1/T1= V2/T2)
Onde K é uma constante que depende da pressão, da massa e da natureza do gás. A partir dessas 
considerações, outro gráfico pode ser traçado, figura 2: volume em função da temperatura.
 
 Figura 2 - Representação gráfica da lei de Charles.
Lei de Gay–Lussac (processo isocórico) –essa lei mostra o comportamento de um gás quando seu 
volume é mantido constante e as outras duas grandezas, temperatura e pressão, são variadas. Observou-
se que à medida que ele aumentava a temperatura, com volume e massa constantes, a pressão também 
aumentava.
Essa lei pode ser expressa matematicamente da seguinte forma: p/T = K (p1/T1= p2/T2)
Onde K é uma constante que depende do volume, da massa e da natureza do gás. A partir dessas 
considerações, outro gráfico pode ser traçado, figura 3: pressão em função da temperatura.
5
 
Figura 3 - Representação gráfica da lei de Gay-Lussac
 Praticando
Para fixar as leis de Boyle, lei de Charles e a lei de Gay-Lussac, vou fazer uma aplicação rápida, ok?
Em um certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500K num vaso de volume constante. Se 
o gás entra no vaso a 100 atm e 300K, qual a sua pressão na temperatura de trabalho, admitindo o 
comportamento de gás perfeito? Que temperatura teria a amostra se sua pressão fosse de 300 atm? 
Vamos organizar os dados que a questão fornece. Temos dois casos a serem respondidos: 
1°) Inicialmente tem-se nitrogênio a uma P1 = 100 atm e T1 = 300K. Esse nitrogênio é aquecido 
até T2= 500K. Pede-se o valor P2na temperatura de aquecimento?
2°) Qual é T2se a P2=300 atm?
Resolução: Tanto no 1° quanto no ° caso você tem um processo isocórico (volume constante), e pela lei de 
Gay - Lussac vista anteriormente, sabe-se que:
p1/T1= p2/T2
Substituindo os valores para o primeiro caso, tem-se:
100 atm/300K = P2/500K
P2 = 166,67 atm
Usando a mesma lei para responder o segundo caso, tem-se:
100 atm/300K = 300 atm/ T2
T2=900K
6
Princípio de Avogadro 
A hipótese de Avogadro afirma que gases distintos, com mesmo volumes, submetidos as mesmas 
condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas.
Dessa hipótese citada, anteriormente, surge a lei de Avogadro: O volume de um gás qualquer, sob 
temperatura e pressão dadas,é diretamente proporcional à quantidade de mols do gás.
Leis dos gases ideais 
As variáveis temperatura, pressão e densidade, já estudadas nessa unidade, são relacionadas nos gases 
pela chamada lei dos gases ideais. Um gás ideal é formado de um número muito grande de pequenas 
partículas - as moléculas - que têm um movimento rápido e aleatório, sofrendo colisões perfeitamente 
elásticas, de modo a não perder quantidade de movimento. Além disso, as moléculas são tão pequenas 
que as forças de atração entre elas são desprezíveis. 
Aplicação da lei dos gases ideais e equação de estado 
Já apresentei a você as três leis dos gases, as quais descrevem as relações entre as quatro variáveis, 
P, V, T, e n, que definem o estado de um gás. Agora, irei expressar cada lei como uma relação de 
proporcionalidade, utilizando o símbolo α, que se lê como “é proporcional a”, tem-se:
Lei de Boyle V α1/P Lê-se: Volume é inversamente proporcional à pressão.
Lei de Charles V α T Lê-se: Volume é diretamente proporcional à temperatura.
Lei de Gay – Lussac V α n Lê-se:Volume é diretamente proporcional ao número de mols.
Combinando as três leis e o princípio de Avogrado (V α n), quando P e T são constantes, tem-se a equação 
que relaciona todas as propriedades do gás perfeito (volume, temperatura, pressão e número de mols): 
 
PV = constante x RT
A constante de proporcionalidade, cujo valor experimentalmente determinado é o mesmo para todos os 
gases, é chamada de constante dos gases perfeito sou constante dos gases,representada pela letra R. 
Com isso, tem-se:
 PV = nRT Equação do gás ideal
O valor de R pode ser determinado a partir do conhecimento dos valores de pressão, temperatura e 
volume para um mol de um gás ideal. 
7
 Exemplo
Por exemplo, considerando que a densidade do gás hélio seja 0,178 gramas por litro a 273 K e 1 atm, e 
que sua massa molar seja 4,00 gramas por mol, dividindo essa massa pelo valor da densidade, obtém o 
volume molar do gás nas CNTP(Condições Normais de Temperatura e Pressão). O valor obtido é22,4 litros. 
Com os valores numéricos de pressão, temperatura e volume, pode-se determinar o valor da constante R 
com o auxílio da equação do gás ideal. Portanto, substituindo os valores, temos:
R = 1 atm x 22,4 L.mol-1/ 273K = 0,082 atm.L.mol-1.K-1
Densidade dos gases 
A lei dos gases ideais pode ser expressa em função da densidade. Dessa forma, pode-se calcular a 
variação de densidade de um gás quando se varia a pressão ou a temperatura. De acordo com a equação 
da lei dos gases citada acima, podemos reescrevê-la da seguinte maneira:
PV = nRT → n/V = P/RT (1) (Lei dos gases ideais)
A quantidade de mols (n) é expressa em função da massa molar(M) do gás e da massa (m) da amostra:
 
n = m/M (2)
Substituindo a equação (2) em (1), tem-se:
 m/MV = P/RT (3)
A densidade (α) é expressa em função da massa (m) da amostra e do volume (V):
 ρ = m/V (4)
Substituindo a equação (4) em (3) e organizando em função da densidade:
 ρ = PM/RT
Mistura de gases – Lei de Dalton 
O problema que aparece quando se trata de uma mistura gasosa é o de determinar a parcela que cada gás 
exerce de pressão na mistura. Até então, você viu a equação do gás ideal sendo aplicada apenas para um 
único componente no estado gasoso.
8
A pressão parcial, Pi, para um gás i em uma mistura é definida como:
 Pi = xi.P
Em que xi é a fração molar do componente i, podendo ser expressa da seguinte forma:
 xi = ni/n n = na + nb+ ....
Onde ni é a fração do número total de mols, n.
Quando não há moléculas de i presentes na mistura, xi é igual a zero e quando há somente moléculas de 
i na mistura xi = 1.
A soma de todas as frações molares é igual a um, independente da composição da mistura:
 xa + xb + ... = 1
Com isso, a soma de todas as pressões parciais é igual à pressão total:
 Pa+ Pb+ ... = (xa + xb + ...)P = P
Quando todos os gases são perfeitos, a pressão parcial: Pi = xi.
P também é a pressão que cada um dos gases exerceria se ele ocupasse, sozinho, na mesma temperatura 
da mistura, no volume total da mistura. John Dalton observou isso enquanto estudava as propriedades do 
ar. Esta última definição é a base da formulação da lei de Dalton: A pressão total de uma mistura de gases 
é igual à soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho.
Se os gases da mistura obedecem a lei dos gases ideais, pode-se escrever:
 Pa = na( RT/V) , Pb = nb (RT/V), etc
Se todos os gases estão à mesma temperatura e ocupam o mesmo volume, pode-se dizer que:
 P = (Pa + Pb +...) = (na + nb+ ...) (RT/V)
Teoria cinético molecular dos gases 
Esta teoria foi desenvolvida para explicar o comportamento dos gases. Foi elaborada com a contribuição 
de três cientistas: Boltzmann, Clausius e Maxwell. Estes estudiosos entendem que as hipóteses são:
9
§	Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento aleatório constante, 
essas moléculas têm volume zero e o volume do gás é atribuído ao movimento dessas 
moléculas.
§	As moléculas apresentam trajetórias retilíneas e colidem entre si e com as paredes do 
recipiente em que estão.
§	As moléculas interagem brevemente através de colisões elásticas, ou seja, na colisão entre 
elas a energia cinética translacional total das moléculas é conservada.
§	 Se a temperatura aumenta com volume constante, a energia cinética média das moléculas do 
gás aumenta.
Difusão e Efusão 
A difusão de um gás nada mais é que sua propagação em outro meio gasoso. A difusão é mais rápida 
para as moléculas de gases leves. Um exemplo prático de difusão são os difusores que compramos para 
aromatizar o ambiente.
A efusão é a passagem de um gás através de uma abertura de um orifício. A velocidade de efusão de um 
gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade ou de sua massa molar.
Velocidade de efusão de A/ Velocidade de efusão B = (Densidade de B/ Densidade de A)2 = (Massa molar 
de B/ Massa molar de A)2
Gases reais 
Como você viu, anteriormente, em gases ideais, a lei dos gases perfeitos (ideais) não é aplicável a gases 
reais, exceto no limite quando pressão tende a zero. Os desvios são notáveis em pressões elevadas e nas 
temperaturas baixas, devido às moléculas estarem próximas umas das outras e com velocidade média 
suficientemente pequena para que uma seja capturada pela outra e as forças intermoleculares tenham 
papel significante.
Com isso, como explicar o comportamento desses gases que não obedecem à lei dos gases ideais?
Esses desvios acontecem devido às moléculas interagirem entre si. Deve-se ter em mente que as forças 
repulsivas entre as moléculas contribuem para a expansão e as forças atrativas para a compressão. 
Em pressões baixas, as moléculas estão bem afastadas umas das outras que as forças intermoleculares 
não exercem papel significativo. Quando a pressão é moderada a força atrativa é predominante, pois a 
distância média de separação entre as moléculas é pequena. Neste caso, espera que o gás seja mais 
compressível que um gás perfeito. Em pressões maiores, quando as moléculas estão muito próximas, a 
10
força repulsiva é predominante e com isso o espera-se que o gás seja menos compressível que um gás 
perfeito.
As moléculas de um gás ideal supostamente não ocupam espaço e não se atraem. Mas, as moléculas 
reais têm volumes finitos e eles se atraem, sendo assim o espaço livre e não ocupado no qual as moléculas 
podem se mover é algo menor que o volume do recipiente. 
Nas pressões relativamente baixas, o volume das moléculas de gás são desprezíveis, se comparados ao 
volume do recipiente. Assim, o volume livre disponívelpara as moléculas é basicamente o volume inteiro 
do recipiente. Mas, à medida que a pressão aumenta o espaço livre, no qual as moléculas podem se 
mover, torna-se uma fração menor do volume do recipiente, conforme pode ser comparado na figura 4. 
Nessas condições, obviamente, os volumes dos gases tendem a ser ligeiramente maiores que os previstos 
pela equação do gás ideal. 
 
 
Figura 4 - Comparação de um gás a baixa pressão e um gás a pressão maior. O volume das moléculas do gás no primeiro 
recipiente é menor que o segundo comparado ao espaço livre. 
A equação de van der Waals 
Para aplicações de gases a altas pressões você já aprendeu que a equação para gás ideal não é viável, 
porque a fuga do comportamento ideal é muito grande. 
O cientista holandês Johannes van der Waals propôs uma equação útil para determinar o comportamento 
de gases reais. Van der Waals, realizou correções na equação do gás ideal, inserindo duas constantes a e 
b, levando em conta a interação (atração e repulsão das moléculas de um gás) e o volume das moléculas 
de gás.
http://www.explicatorium.com/Johannes-van-der-Waals.php
11
o a (atm.L2/mol2) - está relacionado com a intensidade das ações interativas entre as moléculas.
o b (L/mol) - está relacionado com o volume das moléculas propriamente dito (e não com o volume 
ocupado pelas moléculas). 
O volume é diminuído por um fator nb, justificando o volume ocupado pelas moléculas de gás. A pressão 
é diminuída pelo fato n2a/V2, que explica o fato das forças atrativas entre os pares das moléculas 
aumentarem com o quadrado do número de moléculas por unidade de volume.
As constantes de van der Waals são características de cada gás e independem da temperatura.
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 Palavras do Professor
A partir de agora você irá aprender um novo assunto. Entrará no estudo das transformações da energia. 
É muito bom estudar termodinâmica, por ter muitas aplicações no dia a dia. Só para você se familiarizar, 
vou citar alguns exemplos onde a termodinâmica é aplicada: Para produzir calor, como queima de um 
combustível num forno; para proporcionar trabalho mecânico, como na queima de um combustível em 
um motor; e para gerar trabalho elétrico, como numa reação química que impede elétrons através de um 
circuito. 
Muitas aplicações concorda? Pois é, esse é o principal objetivo da termodinâmica, estudar o trabalho 
envolvido nessas transformações! Antes de iniciar o estudo dessas transformações irei passar alguns 
conceitos que são fundamentais para o aprendizado das mesmas. 
Conceitos fundamentais 
Quando se estuda as variações de energias numa parte limitada do universo, o objeto de investigação 
recebe o nome de SISTEMA, enquanto que tudo que se encontra a sua volta e compõe o universo recebe 
o nome de VIZINHANÇAS.
De acordo com as trocas de massa e energia entre sistema e vizinhança, o sistema pode ser classificado 
em: 
Sistema aberto: Onde há troca de energia e matéria entre sistema e vizinhanças.
12
Sistema fechado: Onde pode haver troca de energia, mas não há troca de matéria entre sistema e 
vizinhanças. 
Sistema isolado: Onde não há troca de matéria e nem de energia entre sistema e vizinhanças. 
Temperatura e a lei zero da termodinâmica 
Encontrar uma definição precisa para temperatura não é fácil, mesmo sendo uma propriedade bastante 
usada. O mais usual quando se fala em temperatura é dizer quando um determinado objeto está quente 
ou frio. 
Imagine que você tem dois corpos, de mesmas dimensões, de mesma massa e de mesmo material, mas 
com temperaturas diferentes: um de temperatura mais alta (corpo quente) e outro de temperatura mais 
baixa (corpo frio). O que acontece quando você coloca esses dois corpos em contato?
Sabe-se que colocando dois corpos com temperaturas diferentes, com o passar do tempo os dois irão 
atingir uma temperatura de equilíbrio, na qual não irá ocorrer mais a troca de energia, não é isso?
A  lei zero da termodinâmica estabelece como acontecem as trocas de calor entre os corpos. Ela está 
relacionada com a energia interna dos materiais e expressa, indiretamente, pela temperatura. 
 Guarde essa ideia!
Finalmente a definição da Lei zero é: “Se dois corpos estiverem em equilíbrio térmico com um 
terceiro, estarão em equilíbrio térmico entre si.”
A lei zero da termodinâmica considera três corpos A, B e C. Se A está em equilíbrio térmico com C, e este 
se encontra em equilíbrio com B, é possível dizer que A encontra-se em equilíbrio térmico com B.
A temperatura de um sistema está associada a sua energia térmica, que é um tipo de energia relacionada 
ao movimento das partículas. Ela mede a energia cinética média das partículas. Sendo assim, todo 
sistema possui energia térmica. Cuidado para não confundir com calor! Calor é energia em movimento de 
um sistema a outro, quando estão em temperaturas diferentes, até atingir o equilíbrio térmico.
Trabalho e calor 
Dentre várias maneiras de se alterar a energia térmica de um sistema, duas serão estudadas nesse guia. 
A primeira será pelo movimento de um objeto contra uma força (trabalho mecânico —ω) e a segunda, por 
meio da transferência de calor (q). 
Vamos lá iniciar pela propriedade física fundamental em termodinâmica: trabalho. 
http://www.if.ufrgs.br/~dschulz/web/calor.htm
http://www.if.ufrgs.br/~dschulz/web/temperatura.htm
13
Trabalho é o movimento contra uma força que se opõe ao deslocamento.
(ω) = força (F) × deslocamento (d).
ω = F × d
No Sistema Internacional (SI) a unidade de força é o newton (N) e a do deslocamento é o metro (m). Assim, 
temos que 1 newton multiplicado por 1 metro é igual a 1 joule.
Joule (J) = Newton (N) × Metro (m)
 Exemplo
Um exemplo prático é elevar um objeto com determinado peso contra a força da gravidade. Outro exemplo, 
é a expansão de um gás que empurra um pistão: o movimento do pistão pode, em princípio, ser usado para 
elevar um peso. Quando um trabalho mecânico é feito sobre um objeto, este passa a ter mais energia do 
que antes, e energia é a capacidade de efetuar trabalho. Ou seja, realizar trabalho sobre um sistema é 
uma maneira de aumentar sua energia. Quando um trabalho mecânico é realizado sobre um objeto, este 
passa a ter mais energia do que antes.
Quando a energia de um sistema se altera devido o resultado da diferença de temperatura entre o sistema 
e sua vizinhança, diz que a energia foi transferida na forma de calor. Quando você aquece água (sistema) 
numa panela, a capacidade do sistema realizar trabalho é maior do que se a água estivesse fria.
Define-se um joule como a unidade de energia fundamental, que é dada por: 1 J = 1 kg. m2 s–2.
Trabalho de expansão e compressão 
O trabalho de expansão surge quando há uma variação no volume. É o trabalho realizado pelo gás 
(sistema) quando ele se expande e desloca a atmosfera. O contrário também pode ocorrer: Se a força 
externa é maior, o gás sofre compressão e o trabalho é realizado sobre o sistema.
Conservação da energia 
Os corpos podem ter dois tipos de energia: cinética e potencial.
A energia cinética (Ec) está associada ao movimento dos corpos. Por exemplo, uma pessoa possui energia 
cinética quando anda. Esta depende da: 
- Massa do corpo (m) – Quanto maior a massa do corpo, maior sua energia cinética; 
14
- Velocidade do corpo (v) – Quanto maior a velocidade com que o corpo está animado, maior a sua 
energia cinética.
Matematicamente é dada por:
 Ec = mv
2/2
A energia potencial (Ep) está associada à energia armazenada nos corpos. Qualquer corpo que se encontra 
afastado da superfície terrestre possui energia potencial gravitacional (Epg). 
Se um corpo está à superfície da Terra (zero metros), a energia potencial gravitacional é nula. 
Imagine que uma pedra está sendo mantida a uma distância de 4 m do solo e que sua massa seja de 2Kg. 
Essa pedra está -acumulando- uma energia potencial gravitacional. Enquanto ela estiver em repouso (sem 
movimento) essa energia poderá ser calculada por:Epg = m.g.h 
A Ep depende da: 
- Massa do corpo (m) 
- Altura (h) 
É preciso saber que a energia não pode ser criada e nem destruída. Na natureza nada se perde, tudo se 
transforma. Essa verdade universal é conhecida como a primeira lei da termodinâmica, ou seja, a energia 
é conservada. 
Energia interna 
A energia total de um sistema recebe o nome de energia interna e trata da soma de toda a energia 
cinética e potencial que constituem o sistema. A variação de energia interna de um sistema quando este 
passa do estado inicial (i) com energia interna (Ui) até o estado final (f) com energia interna (Uf) é:
ΔU = Uf – Ui
Na termodinâmica, esse tipo de propriedade é chamada de função de estado, pois os seu valor depende 
exclusivamente de seus estados inicial e final, e não do caminho. A energia interna é medida em joule (J).
SeΔU< 0, ou seja Uf< Ui , o sistema perde energia para sua vizinhança
SeΔU> 0, ou seja Ui< Uf , o sistema ganha energia da sua vizinhança
Em uma reação química, o estado inicial do sistema refere-se aos reagentes e o estado final refere-se 
aos produtos.
15
A 1ª Lei da Termodinâmica 
O enunciado da 1ª Lei da Termodinâmica é: 
“Embora a energia assuma várias formas, a quantidade total de energia é constante e, quando 
energia em uma forma desaparece, ela reaparece simultaneamente em outras formas.”
Experimentalmente esse fato é observado. A energia interna de um sistema pode ser alterada, seja pelo 
trabalho efetuado pelo ou sobre o sistema, ou pelo calor fornecido ou cedido pelo sistema. Embora você 
tenha condições de saber se a energia é transferida na forma de trabalho ou calor, isso é indiferente para 
o sistema, pois calor ou trabalho podem alterar a energia interna de igual modo. 
Dessa forma, a 1ª Lei da Termodinâmica é escrita matematicamente como:
 ΔU = Q + W
Onde Q é o calor, W é o trabalho e ΔU a variação da energia interna.
Convenção de sinal:
- O sistema efetua trabalho para as vizinhanças: W < 0 
- O sistema recebe trabalho das vizinhanças: W > 0 
- O sistema cede calor para as vizinhanças: Q < 0 
- O sistema recebe calor das vizinhanças: Q > 0
Sistema adiabático: Não há troca de calor entre o sistema e a vizinhança. Q =0 →ΔU = W
ΔU = q (ausência de trabalho)
ΔU = ω (calor não está sendo transferido)
Se o seu sistema não realiza ou recebe qualquer tipo de trabalho, você pode afirmar que W =0 e que sua 
variação de energia interna se dá pela transferência de calor, seja ela cedida ou recebida, com isso: ΔU 
= ±Q. Concorda? A primeira lei da termodinâmica prova isto! Caso o sistema recebe calor da vizinhança, 
ΔU = + Q , caso contrário, ele forneça calor para vizinhança, ΔU = - Q.
Se o seu sistema é adiabático, ou seja, não há troca de calor entre o sistema e a vizinhança, sua variação 
de energia interna só depende do trabalho realizado pelo sistema (W<0) ou recebido da vizinhança (W>0), 
dessa forma a variação de energia interna é dada por: ΔU =±W.
Para finalizar a Unidade 1 que tal um exercício rapidinho para praticar a 1ª lei da termodinâmica?
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 Praticando
Ao receber uma quantidade de calor Q = 50J, um gás realiza um trabalho igual a 12J, sabendo que a 
energia interna do sistema antes de receber calor era U=100J, qual será esta energia após o recebimento?
Vamos definir primeiramente quem é o sistema, para entender quais sinais você adotará para o calor e 
trabalho. Então, qual o sistema? Isso mesmo, o gás é o sistema estudado na questão.
Como o gás recebe calor, você irá adotar que Q = + 50J, isso? E como o gás realiza trabalho, o W = -12J. 
Você aplicou tudo que viu na convenção de sinais. Agora você irá aplicar a equação matemática da 1ª 
lei da Termodinâmica para achar a variação da energia interna do seu sistema, visto que você já tem a 
quantidade de calor recebida e quantidade de trabalho realizado pelo sistema. 
 ΔU = Q + W
 
 ΔU = 50J – 12J
 ΔU = 38J
Agora que você já tem a variação de energia interna do seu sistema e a questão forneceu para você a 
energia interna inicial (100J), é só aplicar na fórmula de variação de energia interna que você descobrirá 
a energia interna final (após o recebimento):
 ΔU = Uf - Ui
 38 J = Uf– 100J
 Uf = 138J
Obteve-se Uf> 0 porque ΔU >0.
 Palavras do Professor
Prezado(a) aluno(a), com isso chegamos ao fim da nossa primeira unidade. É importante que ao finalizar 
essa unidade você tenha adquirido os conhecimentos básicos relacionados ao estudo e aplicações de 
gases e primeira lei da termodinâmica aqui apresentados, pois eles serão bastante utilizados, não só nas 
unidades seguintes como em outras áreas de conhecimento. É interessante, para fixar o exposto, que você 
desse uma lida no livro-texto, na íntegra, olhasse todo o conteúdo, os exemplos e exercícios que lá estão 
presentes, pois é de fundamental importância para seu aprendizado.
Não se esqueça de, em seguida, realizar as atividades presentes no ambiente virtual (questionário e 
fórum avaliativo) para concluir os trabalhos da Unidade I. Bons estudos e até a próxima unidade.

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