introdução à Termodinamica

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• A termodinâmica rege a química. É por meio dela 
que as reações químicas são explicadas, bem como 
a quantidade de calor liberado por elas e quanto de 
trabalho foi executado. 
• Portanto, a termodinâmica volta-se para o 
estudo da transformação de energia dos sistemas 
macroscópicos. Assim, a 1° lei da termodinâmica, 
aplica o princípio da conservação de energia e se 
atenta em entender as variações de energia e 
permite calcular o calor liberado a partir de uma 
reação. Já a 2° lei, explica a razão pela qual uma 
reação química é desencadeada e outras não. 
 
Formas de energia e suas 
transformacoes 
• A termodinâmica trata as seguintes formas de 
energia: química, mecânica, eletromagnética e 
térmica. 
• Energia química é aquela que está contida nas 
ligações químicas e nas interações entre átomos e 
moléculas. 
→ Ela pode se transformar em 
 energia térmica durante reações exotérmicas, ou 
seja, aquelas em que há liberação de calor; 
→ Em energia elétrica devido ao 
armazenamento de soluções eletrolíticas, contidos 
nas pilhas e baterias ou em compostos sólidos; 
→ Em energia mecânica por meio de 
sinais eletrofisiológicos. A energia química 
acumulada nos músculos na forma de ATP, que por 
meio da ação muscular, resultam em movimentos 
mecânicos. 
• Energia mecânica: Decorrente da ação das 
massas, bem como do deslocamento dos corpos. 
 → Pode ser transformada em energia 
elétrica, como no caso das hidrelétricas, em que a 
queda 
d’água resulta na ação das turbinas que geram 
energia. 
• Energia eletromagnética: São aquelas 
provenientes de cargas e correntes elétricas. Vale 
ressaltar que a energia luminosa é uma forma de 
energia eletromagnética. 
 → Pode ser transformada em energia 
química por meio da fotossíntese. 
• Energia térmica: decorrente do movimento de 
agitação das moléculas. 
→ pode ser convertida em energia 
mecânica por ação das máquinas de vapor e de 
refrigeradores. 
 
Sistemas 
• Sistema: amostra ou mistura contida em uma 
reação de interesse. 
 → Sistema aberto: Há troca de matéria 
e energia com a vizinhança; 
 → Sistema fechado: Permite a troca de 
energia com a vizinhança.; 
 → Sistema isolado: Não apresenta forma 
de contato com a vizinhança. 
Introdução à 
 
 
• Vizinhança: Aquilo que não constitui o sistema. 
• Universo: trata-se do todo, ou seja, o conjunto 
de sistema e vizinhança. 
 
Trabalho (ω) 
• O trabalho é a mais fundamental propriedade 
termodinâmica, visto que constitui o movimento 
produzido contra uma força oposta a ele. Pode ser 
calculado da seguinte forma: 
 
 
 
• Dois tipos de trabalho podem ser realizados 
sobre um sistema: um trabalho de expansão e um 
trabalho de não expansão. 
 → De expansão: é um trabalho resultante 
de uma variação de volume. Ex: um pistão 
comprimindo um gás. 
 
→ De não expansão: independe de 
variações de volume. Ex: a reação química em uma 
bateria. 
 
Energia (E) 
• A energia pode ser descrita como a capacidade 
que um sistema tem de realizar trabalho. Ou seja, 
quanto maior for a capacidade de um sistema de 
realizar trabalho, maior sua energia. 
• Energia interna (U): é o valor total de energia 
contida em um sistema. Levando-se em 
consideração a descrição atomística e molecular 
dos sistemas termodinâmicos, a energia interna 
pode ser decomposta nos seguintes termos: 
 
 
• ω: energia transferida a um sistema devido ao 
trabalho realizado. 
 → Se não há ocorrência de outros tipos 
de transferência de energia, ∆U= ω. 
 → Quando o trabalho é realizado sobre 
um sistema, ω é positivo. 
 → Quando o trabalho é executado pelo 
sistema, ω é negativo. 
 
calor (q) 
• Se refere à transferência de energia 
decorrente de uma diferença de temperatura. 
Assim, a energia na forma de calor flui de um 
corpo de maior temperatura para um de menor. 
• A soma das energias cinética e potencial 
provenientes de movimentos térmicos caóticos 
realizados por moléculas, íons e átomos é chamada 
de energia térmica de um sistema. 
• Quando a transferência de energia ocorre sem 
que hajam outros processos envolvidos, ∆U = q. 
Assim, quando há entrada de energia na forma de 
calor em um sistema, q é positivo. No entanto, 
quando a energia sai, q é negativo. 
 
Gases 
• Os gases são formados por milhares de 
moléculas que colidem e interagem umas com as 
outras. 
 
Trabalho = força (N) x distância (d) 
 
 
q = C (capacidade calorífica) x ∆T 
 
quando se trata de capacidade calorífica molar, 
q = n Cm ∆T 
 
E = Ecin + Erv + Eint + Eato 
(cinética) (rotação e 
vibração) 
(interação) (atômica) 
 
 
• A fim de criar uma aproximação que pudesse 
prever o comportamento dos gases, surgiu o 
conceito de um gás ideal. Ou seja, um gás 
hipotético, cujas moléculas não apresentam volume 
próprio, tampouco se atraem ou repele. 
 
mol 
• Pode ser definido como quantidade de matéria 
que contém um número invariável de partículas, 
independentemente de sua natureza. Consiste no 
“Número de Avogadro”, em que: 
 
 
• É possível, ainda, obter o número de moles 
contidos em uma massa determinada de uma 
substância, em gramas. 
 
 
 
 
equacao de Clapeyron 
• Essa equação tem como finalidade descrever o 
estado termodinâmico dos gases ideias, 
correlacionando grandezas de pressão, volume e 
temperatura. 
 
 
 
• Nessa equação, R representa a constante 
universal dos gases perfeitos. E pode apresentar 
diferentes unidades. 
 
 
 
 
 
 
 
• A expressão acima pode, ainda, ser escrita de 
outra forma. Assim, quando o número de mol (n) 
de uma molécula não sofre variação, as grandezas 
nR atuam como constantes. Isso acontece 
frequentemente, porque o gás sendo considerado 
normalmente está fechado em um recipiente. 
Então, se reajustarmos a equação, temos: 
 
 
 
 
• Vale ressaltar também, que esses gases ideais 
estão sob a CNTP (condições normais de 
temperatura e pressão), que determina: 
→ Temperatura: 0°C= 273 K; 
→ Pressão: 1 atm ≈ 105 N/m2 
→ 1 atm x l = 101,3 joules 
→ Volume ocupado por um mol de gás a 
1 atm e 0°C (273 K) = 22,4 l 
 
tranformacoes gasosas 
• Na transformação isotérmica, há variação de 
volume e pressão, enquanto a temperatura se 
mantém constante. Neste caso, temos a lei de 
Boyle. 
 
 
 
 
 
 
 
 
NA = 6,02 x 1023 
 
 
 n = m 
 M 
 
 
 
pV = nR → pV = nRT → pV = m RT 
T M 
 
 
 
R = 0,082 atm . l 
 mol . K 8,317 joules 
 mol.K 
 
 
 
R = 8,317 joules 
 mol . K 
 
 
p1V1 = p2V2 
T1 T2 
 
 
 
p1V1 = p2V2 
 
 
 
 
 
• Na transformação isocórica, o volume é mantido 
de forma constante, ao passo que a pressão p e 
a temperatura T variam. Neste caso, temos a lei 
de Charles 
 
 
 
 
 
 
• Na transformação isobárica na qual o volume V 
e a temperatura T variam, e a pressão p é mantida 
constante. Neste caso, temos a lei de Charles. 
 
 
 
 
 
 
 
 
p1 = p2 
T1 T2 
 
 
 
 
 
V1 = V2 
T1 T2