apostila quimica - versao professor

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Química I 
 
 
Denise Gentili Nunes 
 
 
Com colaboração dos monitores Flaviane Rodrigues, Lana Priscila, Dyego de Queiroz Brum, 
Carolina Freitas, Victor Veloso, Guilherme Santos, Ricardo Varella, Isabela Galhano, Guilherme 
Cantelmo, Bernardo Dovichi e Vinicius Borges 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Versão 2020-1 
 
Centro Federal de Educação Tecnológica Celso Suckow da Fonseca – CEFET/RJ 
 
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Sumário 
Capítulo 1 – Estrutura Atômica ....................................................................................... 3 
Capítulo 2 – 1ª Lei da Termodinâmica .......................................................................... 14 
Capítulo 3 – 2ª e 3ª Leis da Termodinâmica ................................................................. 36 
Capítulo 4 – Equilíbrio Físico ....................................................................................... 52 
Capítulo 5 – Cinética Química ...................................................................................... 69 
Capítulo 6 – Equilíbrio Químico ................................................................................. 102 
Capítulo 7 – Equilíbrio em fase aquosa .................................................................... 117 
Capítulo 8 – Eletroquímica ......................................................................................... 140 
Tabela periódica .......................................................................................................... 147 
Referências Bibliográficas .......................................................................................... 148 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
Capítulo 1 – Estrutura Atômica 
1.1. EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO 
 
 
 
Figura 1: Cientistas Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr 
 
 
A teoria sobre modelo atômico se iniciou pelas inúmeras perguntas de que era 
constituída a matéria. Leucipo e Demócrito (450 a.c), eram filósofos que criaram 
suposições, hipóteses, mas não comprovadas. Eles pensavam que a matéria era 
dividida até um menor tamanho possível considerando que o menor tamanho era uma 
partícula denominada por átomo (a=não e tomos= partes). Definiram o átomo como 
uma partícula maciça e indivisível. No século XIX esse conceito retomou, mas agora 
com base em experimentos, cientistas criaram modelos para definir o átomo. A 
evolução do modelo atômico se deu pelos cientistas: 
 
 
 
4 
 Dalton (1803): Retomou as ideias de Leucipo e Demócrito e definiu o átomo 
como uma esfera maciça, indivisível e de carga elétrica nula, como se fosse uma 
bola de bilhar. Todos os átomos só se diferenciavam no tamanho e massa. Mas o 
dia a dia foi levando a se pensar que cargas elétricas deveriam existir para 
explicar alguns fenômenos como os trovões, a atração do papel a um pente após 
passar pelo cabelo,... O modelo de Dalton não explicava esses fenômenos. 
 
 Thompson (1897): Estudou os raios catódicos através de uma ampola de Crooks 
(Figura 2). O Funcionamento da ampola de Crooks consistia em um tubo de 
vidro fechado com um eletrodo positivo e outro negativo onde passava um gás e 
quando submetido a uma alta voltagem produziam raios catódicos. Quando 
passava um capo elétrico externo, esses raios desviavam para o eletrodo positivo. 
Descobriu-se a partícula negativa que foi denominada de életron. Como a 
matéria era neutra, entao deveria haver partículas positivas para neutralizar as 
cargas, que foi denominada de próton. 
 
 
Figura 2: Ampola de Crooks 
 
Após o experimento Thompson definiu o átomo como uma bolha gelatinosa, 
não maciça, formada por cargas positivas com partículas negativas suspensas, 
como se fosse um pudim com passas ou panetone com frutas. 
 
 Rutherford (1911): Iniciou a radioatividade, onde bombardeou uma fina lâmina 
de ouro com partículas vinda do polônio (substância radioativa) dentro de um 
bloco de Chumbo (Figura 3). Com esse experimenyo, Rutherford verificou que 
o átomo possuia um núcleo, com cargas +, mas que deveria haver outra 
partícula não carregada mas com massa dentro do núcleo, então definiu a 
partícula denominada de neutron. Postulou que o átomo possuía um núcleo com 
5 
protons e neutrons e que os eletrons ficavam girando ao redor em órbitas ao 
redor do núcleo, como se fossem planetas ao redor do sol. 
 
Figura 3: Descoberta das partículas radioativas 
 Rutherfor-Bohr (1913): Foi o nome dado ao modelo porque Bohr não descordou 
de Rutherford, apenas completou seu modelo. Bohr verificou que haviam sete 
camadas eletrônicas (órbitas) denominada de K, L, M, N, O, P e Q. Cada uma 
possuindo um número exato de eletrons e um patamar de energia (Figura 4). 
Esses elétrons ficam distribuidos em nível (camadas, n=1...7)) e subnível (s, p, d, 
f) e por ordem crescente de energia, conforme o Diagrama de Paulinng (Figura 
5). Os subniveis s, p, d, f possuem 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente (Figura 
6). Cada orbital comporta 2 eletrons, de modo que os subniveis s, p, d, f 
possuem 2, 6, 10 e 14 eletrons, respectivamente. Bohr também verificou que os 
elétrons possuem um quantum de energia, que são pacotes de energia, de 
quantidade não definida. Ao sair da camada de menor para maior energia, 
absorvem energia e ao retornar emitem uma energia. 
 
Figura 4: Diagrama de níveis de energia 
6 
 
Figura 5: Diagrama de Pauling 
 
 
Figura 6: Diferentes formas dos orbitais s, p, d, f. 
 
 Schrondinger, De Broglie e Heisenberg desenvolveram a mecânica ondulatória 
definindo novas teorias sobre os átomos. 
 
 
 
7 
1.2 A NATUREZA DUAL DA LUZ E DO ELÉTRON 
 Como a luz se comporta no espaço? Inicialmente se pensou que a luz é uma 
energia e que se propaga como uma onda. Conhecemos a luz visível ou não como um 
tipo de radiação eletromagnética com diferentes frequencias e comprimetos de onda 
(Figuta 7). 
 
Figura 7: Radiação eletromadnética 
 
Mas será que a luz tambem não se comporta como uma partícula? Foi através da 
descoberta do efeito fotoelétrico que se verificou que a luz tambem poderia se 
comportar como uma partícula. Um experimento realizado incindindo uma luz sobre 
um metal, foi possível verificar que a luz carrega pacotes de energia suficientes capaz 
de arrancar eletrons do metal (Figura 8). 
 
Figura 8: Efeito fotoelétrico 
 Então a luz tem natureza dual: ora se comporta como onda ora como partícula. 
E o elétron? De Broglie propos que o eletron tambem tem natureza dual. 
8 
Para entender como se comportam as ondas e as partículas, foi realizado um 
experimento da fenda dupla com ondas e partículas e elass se comportavam de 
maneira diferente. 
Resumo do experimento: 
Quando varias partículas são atiradas em uma fenda e bate em um anteaparo apresenta 
uma linha contínua no anteparo. Ao serem atiradas em uma dupla fenda, aparecem 
duas linhas contínuas no anteparo. 
Quando uma onda passa por uma fenda e bate em um anteaparo apresenta uma linha 
contínua no anteparo, mas ao passar por uma dupla fenda, no anteparo aparecem 
várias linhas contínuas. As ondas se sobrepoem e aonde as ondes se encontram 
aparecem franjas claras no anteparo e aonde as ondas se anulam aparecem franjas 
escuras no anteparo. De modo que chamamos isso de fenômeno de interferência que 
só acontece com as ondas(Figura 9). 
 
Figura 9: (a) Comportamento de partícula e (b) comportamento de uma onda. 
 
1.3 GRANDEZAS ATÔMICAS 
Os diferentes elementos químicos podem ser identificados pelos seus 
respectivos números de prótons (P). O número de prótons é denominado de número 
atômico (Z). 
P=Z 
Em um átomo neutro, o número de prótons (P) é igual ao número de elétrons (e). 
Outra grandeza importante no estudo dos elementos químicos é o número de massa 
(A), que se dá pela soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons (N). 
A = N+Z 
 
9 
Os átomos mantêm entre si algumas relações e podem ser considerados como 
Isótopos (quando possuem mesmo número de prótons), Isóbaros (quando possuem 
mesmonúmero de massa), Isótonos (quando possuem mesmo número de neutrons) e 
Isoeletrônicos (quando possuem mesmo número de eletrons). 
 
1.5 RADIOATIVIDADE 
A radioatividade é a capacidade que alguns elementos instáveis possuem de 
emitir energia sob a forma de partículas ou radiação natural ou artificial. Existem 
benefícios e preocupação com o uso da radioatividade. 
Benefícios com a radiação. Ex.: radioterapia ajuda na medicina, esterilização, usinas 
nucleares,... 
Preocupação: exposição ao raio x, acidentes nas usinas nucleares podem ser fatais 
 
Figura 10: Partículas 2α4, -1 β0, 0 γ0 
Ref: www.virtual.ufc.br 
As partículas radioativa possuem massa, número atômico e nêutron. Ex.: yAx, 
onde a partícula A possui massa x e número atômico y. O número de nêutron é x-y 
Descoberta das partículas 2α4, -1 β0, 0 γ0 (Figura 10) 
Partículas α são partículas mais fracas (2α4) 
Partículas β são moderadas (-1 β0) 
Partículas γ são mais fortes (0 γ0) 
Exemplo de elementos radioativos que emite partículas α 
90Th232 2α4 + 88Ra228 
10 
Exemplo de elemento que emite particula beta 
 90 Th 234 -1Β0 + 91 Pa 234 
Exemplo de elemento que emite particulas alfa e beta 
 92 U 238 X 2α4 + Y-1Β0 + 84 Po 206 
 238-206=32/4=8=X 
 92-16=76+8=84 ou 84+16=100-92=8 
 Y=8 
 
Fissão e fusão nuclear 
 Fissão nuclear - quebra de um núcleo radioativo pesado e instável por meio de 
bombardeamento de um neutron gerando 2 nucleos e liberando energia. 
Acontece uma reação em cadeia. Ex: bombas atômicas. 
 
 Fusão nuclear – varios núcleos de elementos iguais se unindo para gerar um 
núcleo maior e mais estável liberando quantidade de calor muito maior que a 
fissão. Núcleos leves originando núcleo mais pesado) . Ex.: bomba de 
Hidrogenio 
1H2 + 1H3 2He4 + 0n1 
11 
Séries radioativa 
Series radioativa é o conjunto de elementos que tem origem na emissão de partículas 
alfa e beta, originando, como produto final, um isotopo estável do chumbo. 
Todos os elementos radioativos existentes originaram-se de um dos tres isotopos a 
seguir: Urânio-238, Urânio-235 ou Tório-234. Assim, temos a serie radioativa do 
urânio (U), a serie radioativa do actinio (Ac- que, na verdade, é a serie do urânio-235, 
porque quando esse nome foi atribuiído a essa serie, acreditava-se que o primeiro 
elemento fosse o actinio) e a serie radioativa do tório (Th). 
 
Visto que a emissão de uma partícula alfa diminui o número de massa do elemento em 
4 unidades e a emissão de uma partícula beta não altera esse número de massa, é 
possível descobrir a serie à qual determinado elemento radioativo pertence. Basta 
dividir o seu número de massa por 4 e verificar o resultado: 
 
 
Se o resultado der exato, isto é, com resto igual a zero → série do tório; 
Se der resto igual a 2 → série do urânio-238; 
Se der resto igual a 3 → série do urânio-235 (série do actínio). 
Exemplo 1: Descubra à qual série de desintegração radioativa os seguintes elementos 
pertencem: 228Ra, 234Th, 231Pa: 
Resolução: 
Ra: 228 ÷ 4 = 57 (exato). Ele faz parte da série do tório. 
Th: 234 ÷ 4 = 58 e restam 2. Ele faz parte da série do urânio-238. 
Pa: 231 ÷ 4 = 58 e restam 3. Ele faz parte da série do urânio-235 ou série do actínio. 
 
Tempo de meia vida (t1/2) 
Tempo para metade da quantidade dos átomos de um isótopo radioativo de uma 
amostra se desintegrar. 
No No/2 No/4 
 1t1/2 2t1/2 
12 
Exemplo 2: Uma amostra radioativa tem um período de semidesintegração de 20 dias. 
Qual o tempo necessário para que 36g da amostra fique reduzida a 2,25g? 
R 36 - 18 - 9 - 4,5 - 2,25 
 (20) (20) (20) (20) 
80 dias 
 
1.6 APLICAÇÃO DA RADIOATIVIDADE 
 
*Medicina: 
Apesar dos efeitos nocivos da radioatividade, ela possui amplas aplicações benéficas 
na medicina. Atualmente, mais de uma centena de isótopos radioativos são usados nas 
mais diversas áreas da medicina, chegando ao ponto de inaugurar uma nova área de 
trabalho e pesquisa, denominada de medicina nuclear. 
Exemplos: 
1-) Raios X: 
O uso mais corriqueiro da radioatividade na medicina é no caso dos raios X. Eles 
foram descobertos em 1895 e o fato de que com eles era possível ver os ossos e os 
dentes trouxe comoção geral. A medicina debruçou-se de imediato sobre as 
possibilidades de tal descoberta. Hoje eles são usados para tirar radiografias e 
diagnosticar fraturas ou lesões nos ossos. 
 
 
 
Radiografia de uma mão utilizando raios x 
 
 
 
 
13 
Funcionamento: 
Para fazer um raio X, é necessário colocar a parte do corpo a ser examinada, entre uma 
máquina que produz os raios X e uma placa dura de filme. 
Como o raio X é um tipo de radiação que consegue atravessar facilmente a pele, os 
tecidos moles e o ar, mas que é absorvido pelos tecidos mais duros, como os ossos, só 
os raios que atravessam conseguem chegar na placa de filme. Quando isso acontece, 
os raios que conseguiram passar provocam uma reação na prata do filme que a deixa 
preta. 
Assim, quando o filme é revelado, as partes moles e o ar aparecem a preto, enquanto 
os tecidos mais duros ficam a branco. Quando um técnico especializado de imagem 
avalia o filme, consegue referir as alterações presentes, permitindo que o médico 
chegue num diagnóstico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
1a Lista de Exercícios 
Estrutura Atômica 
1) Qual a massa e o número atomico do 
átomo final obtido após um átomo 
radiativo de número atômico 90, 
contendo no núcleo 144 nêutrons, 
emitir duas partículas α e duas 
partículas β, consecutivamente? A que 
série pertence esse átomo? 
R 
234 4 0 226
90 2 1 882 2
234 8 226
90 2 88
234 / 4 58 2
226 / 4 56 2
X X
resto
resto
   
 
 
 
 
 
R: resto 2 serie do Uranio 238 
 
2) Qual o elemento radiotivo que após 
dois decaimentos α e três decaimentos β 
chega ao 82 Pb 206, Veja na tabela 
periódica: 
 
R
214 206 0 4
83 82 1 23 2X Pb     
83Bi214 
 
3) O elemento radioativo 
natural 90 Th 232 , após uma série de 
emissões alfa e beta, isto é, por 
decaimento radioativo, converte-se em 
um isótopo não-radioativo, estável, do 
elemento chumbo, 82 Pb 208. Qual o 
número de partículas alfa e beta, 
emitidas após o processo, 
respectivamente? 
R: 232 – 208 = 24 
12 + 82 = 94 
 
232 4 0 208
90 2 1 826 4Th Pb    
4) O elemento netúnio (93Np237), após a 
emissão de sete partículas alfa e 
quatro partículas beta, transforma-se 
em qual elemento químico? 
R: 237 – 28 = 209 
14 + 4 = 10 
 
237 4 0 209
93 2 1 837 4Nb X    
5) Uma amostra de 32g de uma 
substância radioativa apresenta um perí
odo de semi-desintegração de 20h. Qual 
O tempo necessário pra a amostra ficar 
reduzida a 2g? 
R: 32-16-8-4-2 5t1/2 (4x20=80) 
80h 
 
6) O período de semi-desintegração de 
certo isótopo é de 3h. Partindo-se de 
uma massa de 100g qual a massa deste 
radioisótopoao final de 15h? 
R: 100-50-25-12,5-6,25-3,125 
 
7) Uma amostra de 64g de uma 
substância radioativa apresenta um perí
odo de semi-desintegração de 20h. Qual 
o tempo necessário pra a amostra ficar 
reduzida a 2g? 
R: 64-32-16-8-4-2 5t1/2 (5x20=100) 
 
 
8) O período de semi-desintegração de 
certo isótopo é de 3H. Partindo-se de 
uma massa de 200g ao final de 18H, 
qual a massa deste radioisótopo? 
R: 200-100-50-25-12,5-6,25-3,125 
 
Gabarito 
1)Serie do Uranio 238 2) 83Bi214 3)6 e 4 
4) 209Bi83 5)80h 6)3,125g 7)100h 
8)3,125g 
 
 
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Capítulo 2 – 1a Lei da Termodinâmica 
 
Antes de iniciarmos a termodinâmica é preciso falar um pouco dos gases ideais. 
A teoria cinética dos gases precede a termodinâmica. Para construir modelos foi 
preciso idealizar um gás. Para isso foram consideradas várias aproximações. 
Inicialmente se pensou em um gás monoatômico dentro de um compartimento fechado 
por um embolo. Pensou-se em como seria a colisão desse gás e o comparou a uma 
bola de bilhar. Nessas condições, quando uma partícula se choca com a outra ocorre 
colisãoperfeitamente elástica, ou seja, sem perda de energia, transferindo energia e 
sem reação quimica. As moléculas podem se chocar entre si e também com as paredes. 
As moléculas ficam bem afastadas para não haver atração nem repulsão. Para isso 
precisam estar em baixa pressão. A pressão que o gás exerce é medida através da forca 
pela área: P=F/A (N/m2). A energia interna (U) desse sistema (parte interna do 
recipiente) é a soma de todas as energias que podem envolver a colisão (Energia 
cinética, potencial, rotacional, vibracional...). Essa energia esta associada a 
movimentação das moléculas. Sendo as energias potencial, rotacional, vibracional 
quase desprezíveis, então praticamente a enegia interna eh função da energia cinética 
das partículas que pode ser definida como: 
2
2mv
Ec  
 
Para um gás monoatômico temos: 
 
PVU
2
3
 ou nRTU
2
3
 
 A energia interna para um gás monoatômico depende exclusivamente da 
temperatura. Entao quando se aquece o gás, aumenta o choque entre as moléculas e 
consequentemente aumenta a energia interna do sistema. 
Para estudar o comportamento do gas ideal é melhor falar de grandezas 
macroscópicas como Pressão, Volume e Temperatura (referenciados por P, V, T). E 
difícil fazer medida de molécula por molécula, então para estudar o comportamento 
dos gases variando as condições de P, V, T, chegou-se a equação geral dos gases: 
2
22
1
11
T
VP
T
VP
 
16 
A equação de Clayperon 
PV=nRT 
mostra com base na equação geral dos gases o possível comportamento de um gas em 
função de P, V, T. Sendo n o numero de mose R= 8,314 J/Kmol ou R=0,082atm.l/Kmol. 
 
O gas pode se comportar de acordo com as seguintes transformações: 
 Isobarica (ocorre a P constante). Com base na equação de Clayperon, temos que 
na transformação isobarica o V eh diretamente proporcional a T 
 
 Isometrica ou isovolumerica (ocorre a V constante). Com base na equação de 
Clayperon, temos que na transformação isometrica a P eh diretamente 
proporcional a T. 
 
 Isotermica (ocorre a T constante). Com base na equação de Clayperon, temos 
que na transformação isotérmica a P eh inversamente proporcional ao V. 
 
 
 
Temos ainda a transformação adiabática (quando não há troca de calor). Nessa 
trasformação, quando o volume expande o gas esfria (ex.: quando aperta um 
17 
desodorante spray). Quando o volume comprime o gas esquenta (ex.: quando enche o 
pneu). 
Podemos dizer que: 
Na expansão adiabática, a temperatura e a presão diminuem, enquanto na compressão 
adiabática, tanto a temperatura como a pressão aumentam. 
 
As transformações adiabáticas podem ocorrer nos recipientes termicamente isolados, 
ou também através de uma compressão, ou de uma expansão muito rápida. 
 
Dessa forma, podemos concluir que quando um gás troca calor com o meio 
externo, demora algum tempo para que o calor se propague pela massa gasosa e para 
que esta entre em equilíbrio. Portanto, quando se efetua tanto uma expansão como 
uma compressão rápida, praticamente não há troca de calor com o meio externo. 
 
 
2.1 PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 Porque precisamos conhecer a termodinâmica? A termodinâmica é a parte da 
química que estuda a energia e suas transformações. Explica porque as reações 
ocorrem; estuda o calor requerido ou produzido pelas reações. E estuda o 
comportamento de um gas dentro de um recipiente, como vimos anteriormente. 
 Você já percebeu que quase toda a energia de que dependemos é derivada de 
reações químicas? Alguns exemplos são: 
 a queima de combustíveis fósseis para produzir energia para nossas casas, 
carros, meios de transporte 
 o funcionamento de uma bateria 
 a reação de fotossíntese 
 reações do nosso corpo quando ingerimos alimento e produzimos energia 
 Só que alguns processos químicos podem além do que gerar energia na forma 
de calor podem também realizar trabalho, como por exemplo a ignição de um 
18 
automóvel. O que acontece nesse caso é que os gases em expansão no cilindro de um 
motor do automóvel realizam trabalho que movimentam as rodas. 
 
2.2 CONCEITOS IMPORTANTES UTILIZADOS NA TERMODINÂMICA 
Sistema- Podemos considerar o sistema como a região na qual estamos interessados, a 
região limitada onde ocorre os processos químicos. (Ex.: recipiente com gás, corpo 
com água, etc.) 
Vizinhança- Podemos considerar a vizinhança como tudo ao redor do sistema. (Ex.: 
Banho Maria) 
 
 
 
 
Figura 2: Demonstração de um sistema e vizinhança (ref- Livro Quimica. A ciência 
central, de Brown, LeMay e Bursten, 9 Ed, pg 141) 
 Existem três tipos de sistema onde podem ocorrer os processos químicos: 
 Aberto: Sistema que pode trocar energia e matéria com a vizinhança. Ex.: 
panela aberta com um liquido quando coloca para ferver. 
 Fechado: Sistema que pode trocar energia com a vizinhança, mas a matéria é 
fixa. Ex.: panela fechada com um liquido quando coloca para ferver ou uma 
bolsa térmica 
 Isolado: Sistema que não troca nem energia nem matéria com a vizinhança. Ex.: 
Garrafa térmica 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
Figura 3: Diferentes tipos de sistema (ref- Livro Princípios de Quimica de Peter Atkins 
e Loretta Jones, pg 342). 
 
Energia interna (U) - É a energia armazenada em um sistema. Essa energia não é 
criada nem destruída, é apenas transferida ou transformada. Logo podemos considerar 
que a energia do Universo é conservada. Como já visto acima existem duas formas de 
energia: calor e trabalho. Com isso podemos dizer que é possível aumentar a energia 
de um sistema de duas maneiras: transferindo calor a ele ou realizando trabalho sobre 
ele. 
Na verdade o que estamos interessados é na mudança de energia que aconteceu no 
sistema, então, estamos interessados na variação de energia interna (∆U). 
Unidade SI para energia: J 
1J = 1Kgm2/s2 
Calor (q) - É a energia transferida como resultado de uma diferença de temperatura. 
Podemos dizer que é a energia em trânsito. O calor flui de uma região de temperatura 
alta para temperatura baixa. Uma vez estabelecido o equilíbrio térmico entre os 
sistemas, o trânsito do calor cessa. 
 Se ∆U for alterada só por aquecimento, isto é, pela transferência de energia 
como calor, ∆U=q. Sendo o calor (q) expresso da seguinte maneira: 
q=C.∆T 
C (capacidade calorífica)- é a quantidade de calor absorvido para aumentar 1oC de 
temperatura 
∆T (variação de temperatura)- é Tfinal - Tinicial 
A capacidade calorífica também pode ser expressa como: 
 C = m.c 
m (massa) 
c (calor específico)- é a capacidade calorífica do material por grama. Substituindo na 
fórmula do calor, temos: 
q=m.c.∆T 
 C = n.cm 
 
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N (número de mol) 
cm (capacidade calorífica molar) 
q=n.cm.∆T 
 
Unidade utilizada para calor, mas não é SI: cal 
 Como a unidade SI para ∆U é J, temos que converter a unidade do calor da 
seguinte maneira: 1 cal= 4,184J. 
 O calor específico para água é de 4,184 J/goC, ou seja, para elevar 1oC da água, 
são necessários 4,184J para cada grama de água 
 
 Quando a parede do sistema é isolada termicamente, ou seja, não há 
transferência de calor, como acontece no sistema isolado a transformação é 
considerada adiabática. 
 Analisando a transferência do calor, podemos dizer que quando: 
q>0 o sistema absorve energia, ou seja, o calor flui da vizinhança para o sistema 
q<0 o sistema libera energia, ou seja, o calor flui do sistema para a vizinhança 
 
Exemplo 1: Qual a quantidade de calor necessária para elevar meio litro de água de 20 
ºC para 90 ºC? Considere o calor específico igual a 4,184 J/gºC e a densidade da água 
igual a 1 g/ml. 
R 
Q = m.c.ΔT 
Q = 500.4,184.(90-20) 
Q = 146,44 KJ 
 
Trabalho mecânico (W) - é a energia utilizada para fazer um objeto se mover contra a 
força. 
W= F x D 
F (força)- Unidade SI (N)- 1N=kgm/s2 
D (distância)- Unidade SI (m) 
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Unidade SI para trabalho: W (J) 
Como já vimos: 1J= kgm2/s2 
Unidade para converter para J: 1atm.L = 101,3J 
 
 Nos gases esse trabaho mecânico é o trabalho de expansão(W). 
 
 No trabalho de expansão, para que o êmbolo suba, as partículas do gás exercem 
uma força no êmbolo. Pela definição de pressão, temos: P=F/A, logo: F= P.A 
A variação do volume do gás pode ser calculada por ∆V=A.d, logo: d=∆V/A, onde d é 
o deslocamento do pistão. O trabalho de expansão é: W=F.d, substituindo F=P.A, 
temos: W = p.A.d, logo para uma variação de volume do gás temos: 
. .
V
W p A
A
W p V




 
 
O W também pode ser calculado também pela área da curva PV. Através do diagrama 
PV. 
 
 
O trabalho de expansão (W)- É a energia que pode ser convertida em trabalho. Por 
exemplo: Um gas recebe calor que provoca agitação das moléculas, consequentemente 
aumenta a temperatura e expande o gas, realizando trabalho. 
Analisando o trabalho, quando: 
22 
W<0, temos que a vizinhança realiza trabalho sobre o sistema (compressão) 
W>0, temos que o sistema realiza trabalho sobre vizinhança (expansão) 
 
Funções de estado – São propriedades que dependem somente do estado atual, 
independente do caminho percorrido. ∆U é uma função de estado. W e q não são 
funções de estado. 
A 1a Lei da termodinâmica é a lei conhecida como a lei da conservação de energia. 
Quando a energia é perdida pelo sistema tem que ser aproveitada pela vizinhança e 
vice-versa. A lei pode ser expressa da seguinte maneira: 
q = ∆U + W, logo: 
∆U= q - W 
Analisando a variação da energia interna, quando: 
∆U>0, temos que o sistema ganhou energia da vizinhança 
∆U<0, temos que o sistema perdeu energia para a vizinhança 
Exemplo 2: Um recipiente contém 500 g de hidrogênio sob pressão de 5 atm, a uma 
temperatura de 27 ºC. O gás é aquecido em volume constante até 127 ºC. 
Considerando o calor específico a volume constante igual a 10,07 J/gºC, calcule: (a) A 
quantidade de calor fornecida ao gás; (b) O trabalho realizado; (c) A variação na 
energia interna. 
R 
A) Q = m.c.ΔT B) W p V C) U Q W   
500 10,07 100
503500
503
q x x
q J
q KJ



 w=0 ΔU=503KJ 
 
Muitas usinas e motores operam transformando energia térmica em trabalho. 
Ex.: Um gás aquecido pode realizar trabalho em turbina ou pistões fazendo eles se 
moverem 
 
23 
“Transformar trabalho em energia é fácil, a grande dificuldade é transformar energia 
em trabalho” 
 
 
Aplicando a 1a lei da termodinâmica para as transformações gasosas, temos: 
 Adiabática (Q=0) 
Na transformação adiabática não há troca de energia térmica entre o sistema e a 
vizinhanca. Toda energia interna depende do trabalho 
∆U= - W 
Expansão adiabática- a temperatura do gás diminui com a expansão porque o 
sistema precisa realizar trabalho 
Compressão adiabática- o trabalho efetuado no gas é feito por um agente 
externo e temperatura do gas aumenta 
 Isocórica ou isométrica (volume constante) 
Na transformação isométrica o W=0, logo a energia interna só depende do calor 
De acordo com a Lei de Charles, temos: P/T = K, logo: P= KT. Entende-se que a 
pressão aumenta com o aumento da temperatura. 
∆U= q 
 
 Isotérmica (temperatura constante) 
Na transformação isotérmica, a temperatura é constante. De acordo com a Lei de 
Boyle, temos: PV = constante. Entende-se que a pressão diminui com o aumento do 
volume. Como ∆U depende da temperatura, ∆U=0 na transformação isotérmica. 
Q = W 
 Isobárica (pressão constante) 
Na transformação isobárica a pressão é constante. De acordo com a Lei de Charle e 
Gay Lussac, temos: V/T=K, logo: V=KT. Entende-se que o volume aumenta com o 
aumento da temperatura. ∆U= q - W 
 
24 
 2.3 TERMOQUÍMICA 
É uma parte da termodinâmica onde estuda a energia nas reações químicas. A 
propriedade que estudamos na termoquímica é a entalpia (H). 
 Entalpia (H) – fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à pressão 
constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada. Como a entalpia é 
uma função de estado também estamos interessados em estudas a variação de 
entalpia (ΔH) de um sistema. 
 Então a pressão constante temos: q=∆H e W= p∆V. Substituindo em ∆U=q-W, 
temos: ∆U=∆H-p∆V 
 
Podemos expressar a entalpia da seguinte maneira: 
H = U + pV 
Como essas propriedades são função de estado, temos que: 
∆H = ∆U + ∆(pV) 
Para sistemas a volume constante temos: 
∆H = ∆U + V∆p 
Mas em termodinâmica estamos mais interessados em sistemas a p constante, temos: A 
variação de entalpia é equivalente a variação de energia corrigida pelo termo p∆V. 
∆H = ∆U + p∆V 
A variação de entalpia de um sistema é igual ao calor liberado ou absorvido a pressão 
constante. 
∆H = q 
Quando transferimos energia de um sistema à pressão constante como calor, a entalpia 
do sistema aumenta. Analisado a variação de entalpia, quando: 
∆H< 0, temos uma reação considerada exotérmica. O meio reacional tem sua 
temperatura aumentada, ou seja, libera calor para o meio ambiente 
∆H> 0, temos uma reação considerada endotérmica. O meio reacional tem sua 
temperatura diminuída, ou seja, absorve calor do meio ambiente 
Nas reações químicas, é comum utilizar recipientes abertos submetidos a uma pressão 
constante. Desta forma, o calor é expresso como entalpia de reação. 
25 
 
Exemplo 3: A combustão do metano é dada pela seguinte reação: 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O ΔH = -890 kJ 
(a) Qual o calor liberado na queima de 2 mols de CH4? (b) Quanto calor é liberado na 
produção de 108 g de água? Considere MMH2O = 18 g/mol. 
R A) 
 
 
B) 108 g = 6 mols de H2O e a cada combustão são produzidos 2 mols de água, 
portanto é necessária a queima de 3 mols de metano. 
 
 
 
Ou 2(18)___________890 
108_______________X = 2670KJ 
 
Calorimetria- é a parte da termodinâmica que estuda o calor das reações químicas. O 
ΔH de uma reação é medido por um calorímetro. 
 Calorímetro isolado termicamente (não troca calor com a vizinhança). Existe o 
calorímetro onde a reação química ocorre a pressão constante, como é o aso do 
calorímetro isolado. É usado para medir diretamente o valor de ΔH de reações 
que ocorrem em solução. O calor produzido pela reação é absorvido pela 
solução e a temperatura da solução é verificada, conforme a Figura 4a. 
 Calorímetro a volume constante. É uma bomba calorimétrica (Figura 4b). É 
muito utilizado para medir calor de reações de combustão. A solução é colocada 
em um recipiente (bécher). Esse recipiente fica imerso em um banho de água. 
Quando a reação acontece, o calor gerado pela reação causa aumento de 
temperatura da água. A temperatura do calorímetro é medida antes e após a 
reação de modo a obter um ΔT de temperatura da água. Como o calor é gerado 
pela reação é expresso da seguinte maneira: q= C ΔT 
26 
onde C é a capacidade calorífica do calorímetro. Como uma calorímetro ocorre a 
volume constante da água que varia de temperatura, com a execução da reação, o calor 
gerado pela reação e a energia interna do sistema. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(a) (b) 
Figura 4- (a) calorímetro, (b) bomba calorimétrica (ref- Livro Quimica. A ciência 
central, de Brown, LeMay e Bursten, 9 Ed, pg 155 e 156) 
Exemplo de uma reação de combustão: a combustão do metano é dada pela seguinte 
reação: 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ∆H=-890 KJ/mol 
 
A queima de 1 mol de CH4 produz 890 KJ de calor. A mudança dos mols dos 
reagentes altera a variação de entalpia na mesma proporção, como exemplo: 
 A queima de 2 mols de CH4 produzem 1780 KJ de calor. 
 
 A produção de 108g de água libera de calor 2670KJ de calor. Se temos 36 g de 
água (2xMMH2O=18g/mol) liberando 890KJ de calor, logo 108g liberam 
2670KJ 
 
A relação entre ∆H e ∆U quando numa reação química possui moléculas no 
estado gasoso (geralmente reação de combustão) 
27 
Para reações que não envolvem gases, a diferença entre ∆H e ∆U é desprezível, mas se 
um gás é consumido ou formado na reação, muito trabalho é realizado de modo que a 
diferença entre ∆H e ∆U é significativa. Podemos substituir a equação ∆H = ∆U +p 
∆V, por: 
 ∆H = ∆U +∆ngás R T 
∆n = variação do número de mols na reação (produto – reagente da moléculas no 
estado gasoso), R= 8,314 J/k.mol e T (Temperatura em K) 
 
Exemplo 4 – Calcule a variação de energia interna para a equação a 298K: 
2CO(g) + O2 (g) → 2CO2(g) ∆H =-566KJ/mol 
R 
3
3
566 10 ( 1 8,314 298)
563,5 10
563
U H nRT
U x x x
U x J
U KJ
  



 
   
 
 
 
 
Lei de Hess 
É possível calcular o ∆H para uma reação a partir de valores de ∆H tabelados para 
outras reações. Como a entalpia é uma função de estado, uma reação pode ser 
executada em uma etapa ou em várias etapas de modo que a soma das etapas chega na 
equação de interesse. (Equação total ou global) 
As entalpias de reação encontram-se no estado padrão (∆Hº - entalpia padrão da 
reação) onde os reagentes e produtos estão no seu estado (puros. à 298 K e 1 atm). 
Uma sequência de reações pode ser combinada para fornecer a equação termoquímica 
para reação. Temos como exemplo 
 C(s) + O2 (g) → CO2 (g) (Equação total) 
 C(s) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆Hº= -110,5 KJ 
 CO(g) + ½ O2 (g) → CO2(g) ∆Hº= -283 KJ 
_____________________________________ 
 C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H= -393,5 KJ 
28 
 
Exemplo 5: Calcule o ∆H da reação do propano a partir das sínteses de combustão: 
3 C(s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) 
 C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H= – 2220 kJ 
 C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H= – 393 kJ 
 H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H= – 286 kJ 
 
R 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) → C3H8 (g) + 5 O2 (g) ∆H= – 2220.(-1) kJ 
3 C (s) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g) ∆H= – 393.(3) kJ = -1179 
4H2 (g) +2 O2 (g) → 4H2O (l) ∆H= – 286.(4) kJ=-1144 
3 C(s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) (2220 -1179-1144= -103KJ 
Exemplo 6: A entalpia de combustão de C em CO2 é – 393 kJ/mol de C, e a entalpia 
de combustão de CO em CO2 é -283 kJ/mol de CO. Calcule a entalpia de combustão 
de C para CO: C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) 
 
R C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = – 393 kJ 
CO + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H = – 283 kJ 
R C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = – 393 kJ 
CO2 (g) → CO + ½ O2 (g) ∆H = – 283 kJ(-1)=283 
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆H = - 110KJ 
Exemplo 7: Calcule ∆H para a reação global: 2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 
 C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) ∆H= – 1299,6 kJ 
 
 
29 
 C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H= – 393 kJ 
 H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H= – 286 kJ 
R 2 CO2 (g) + H2O (l) → C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) ∆H= – 1299,6 (-1)kJ=1299,6 
2 C (s) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) ∆H= – 393.(2) kJ=-786 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H= – 286 kJ 
_______________________________________ 
2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 1299,6 – 786 - 286 = 227,6 KJ 
Entalpia padrão de formação (KJ/mol) 
 É a entalpia de reação para a formação de uma substância a partir de seus 
elementos na sua forma mais estável. 
A entalpia padrão de formação serve para calcular a entalpia padrão da reação. Pode 
ser calculada da seguinte maneira: ∆H° = ∑ n ∆H°f (produtos) - ∑ n ∆H°f (reagentes) 
Onde: ΔH0 é a entropia padrão da reação, n é o número de mols, ∆H
0
prod é a entalpia 
padrão dos produtos e ∆H0reag é a entalpia padrão dos reagentes. 
Exemplo 8: Calcule o ∆H° da combustão a partir das entalpias-padrão de formação. 2 
C6H6 (l) + 15 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 6 H2O (l) 
Dados: ∆Hºf C6H6 = 49,0 kJ/mol, ∆Hºf O2 = 0 J/mol, ∆Hºf CO2 = – 393,51 kJ/mol e 
∆Hºf H2O = – 285,83 kJ/mol 
R 
12( 393,51) 6( 285,83) 2(49)
6535,31 /
H
H KJ mol


    
 
 
Exemplo 9: A variação de entalpia para a reação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
é 178,1 kJ. A partir dos valores para as entalpias padrão de formação de CaO (s) e 
CO2 (g), calcule a entalpia padrão de formação de CaCO3 (s). 
Dados: ∆Hºf CaO = – 693,5 kJ/mol e ∆Hºf CO2 = – 393,51 kJ/mol 
30 
R 
3
3
178,1 ( 693,5) ( 393,5)
1087 178,1
1265,11 /
CaCO
CaCO
o
f
o
f
H
H
H KJ mol



    
  
 
 
 
2.4 APLICAÇÕES 
A seguir, veremos algumas aplicações no nosso cotidiano aonde se aplica os conceitos 
de termodinâmica 
 Para cozinhar uma carne, por exemplo, o processo de cozimento é acelerado 
quando temos uma pressão maior, porque as reações químicas ocorrem mais rápido. 
 A geladeira é um exemplo de máquina térmica, pois dentro dela temos uma 
temperatura mais baixa, retardando os processos químicos por diminuir os 
movimentos das moléculas, conservando os alimentos. 
 A termodinâmica também é aplicada em larga escala nos automóveis. No 
processo de combustão, há uma grande liberação de calor e energia. Essa energia 
térmica é aproveitada para realizar o trabalho mecânico. 
 A termodinâmica também é aplicada em outras situações, como na turbina de 
avião e nas usinas termoelétricas, que se utilizam do calor produzido pela fissão 
atômica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
2ª Lista de Exercícios 
1ª Lei da Termodinâmica 
 
1) A equação termoquímica para a 
combustão do cicloexano, C6H12 é: 
C6H12(l) + 9O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) 
Qual a variação na energia interna para 
a combustão de 1,00 mol de C6H12(l) a 
298K? Dado: ΔH = -3.920kJ a 298K. 
2) A gasolina, que contém octano 
como um componente, pode queimar a 
monóxido de carbono com 
fornecimento de ar restrito, segundo as 
reações: 
2C8H18(l)+25O2(g)→ 16CO2(g) + 18H2O(g) 
ΔH0 = -10.942kJ 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 
ΔH0 = -566kJ 
Equação global: 
2C8H18(l) +17O2(g) →16CO(g) +18H2O(g) 
Qual a entalpia padrão da reação de 
combustão incompleta do octano 
líquido a monóxido de carbono? 
 
3) O dissulfeto de carbono pode ser 
preparado a partir de coque (uma fonte 
impura de carbono) e do enxofre 
elementar: 
4C(s) + S8(s) →4CS2(l) ΔH0 = -358,8kJ 
 
(a) Quanto calor é absorvido na reação 
de 0,20 mol de S8? 
 
(b) Calcule o calor absorvido na 
reação de 20,0 g de carbono e excesso 
de S8. 
(c) Se o calor absorvido for de 217kJ, 
quanto de CS2 foi produzido? 
 
4) A combustão do octano é expressa 
pela equação: 
2C8H18(l)+25O2(g)→16CO2(g)+18H2O(g) 
ΔH0 = -10.942kJ 
(a) Calcule a massa de octano a ser 
queimada para liberar 12MJ. 
(b) Quanto de calor será gerado na 
combustão de 1,0gal de gasolina? 
Dados: Densidade do octano 
0,70g/ml e 1,0gal = 3869ml 
5) Dois estágios sucessivos na 
produção industrial de ácido 
sulfúrico são a combustão do enxofre 
e a oxidação do dióxido de enxofre a 
trióxido de enxofre. Baseado nas 
entalpias-padrão: 
S(s) + O2(g) →SO2(g) ΔH0 = -296,83kJ 
2S(s)+3O2(g)→2SO3(g) ΔH0=-791,44kJ 
Calcule a entalpia para a reação: 
2SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) 
6) A partir das seguintes reações: 
P4(s)+6Cl2(g)→4PCl3(l)ΔH0=-1278,8kJ 
PCl3(l)+Cl2(g)→PCl5(s) ΔH0 = -124 
kJ 
Calcule a entalpia para a reação: 
P4(s)+10Cl2(g)→4PCl5(l) 
7) A partir das seguintes reações: 
 N2(g)+3H2(g) → 2NH3(g) ΔH0 = -92,22kJ 
NH3(g)+HCl(g)→NH4Cl(s) ΔH0=-176,0kJ 
N2(g) + 4H2(g) + Cl2(g) → 2 NH4Cl(s) 
ΔH0 = -628,86 kJ 
32 
Calcule a entalpia para a reação: 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) 
8) Determine a variação da energia 
interna, supondo que 1 mol de um certo 
gás sofra uma transformação conforme 
mostra o gráfico abaixo. Adote R = 
8,314 J/mol.K e calor molar a volume 
constante Cv =16,72J/Kmol 
 
9) Em um laboratório de Física, uma 
amostra de 20 g de cobre recebeu 186 
cal de calor de uma determinada fonte 
térmica. Sabendo que o calor específico 
do cobre é 0,093 cal/g°C, determine a 
variação de temperatura sofrida pela 
amostra. 
10) Determine a capacidade térmica de 
um corpo que recebeu 2000 calorias de 
calor de uma fonte térmica e sofreu 
uma variação de temperatura de 40 °C. 
11) De acordo com a equação abaixo e 
os dados fornecidos, 
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2 + H2O(l) 
(Dados: ΔHf0 do C2H2(g) = + 226, 5 
kJ/mol; ΔHf0 do CO2(g) = -393,3 
kJ/mol; ΔHf0 da H2O = - 285,5 kJ/mol) 
Indique qual o valor da entalpia padrão 
de combustão do acetileno, C2H2(g). 
12) Uma antiga lâmpada usada em 
minas queimava acetileno, C2H2, que 
era preparado na própria lâmpada, 
gotejando-se água sobre carbeto de 
cálcio, CaC2,de acordo com a reação: 
CaC2 (s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + 
C2H2(g) 
Com as entalpias padrão de formação 
listadas na Tabela 1, determine o ΔH da 
reação. 
Tabela 1: Entalpias padrão de 
formação, ΔHf0, a 298 K 
CaC2(s) = -59 kJ/mol. 
H2O(l) = -286 kJ/mol. 
Ca(OH)2(s) = - 986 kJ/mol. 
C2H2(g) = + 227 kJ/mol. 
Pode-se afirmar que, à temperatura de 
298 K, 
13) Devido aos atentados terroristas 
ocorridos em Nova Iorque, Madri e 
Londres, os Estados Unidos e países da 
Europa têm aumentado o controle 
quanto à venda e produção de 
compostos explosivos que possam ser 
usados na confecção de bombas. Dentre 
os compostos químicos explosivos, a 
nitroglicerina é um dos mais 
conhecidos. É um líquido à temperatura 
ambiente, altamente sensível a qualquer 
33 
vibração, decompondo-se de acordo 
com a equação: 
2 C3H5(NO3)3 (l) → 3 N2(g) + ½ O2(g) 
+ 6 CO2 (g) + 5H2O (g) 
Considerando-se uma amostra de 4,54g 
de nitroglicerina, massa molar 227 
g/mol, calcule a entalpia envolvida na 
explosão 
Dados: ΔHf0 do C3H5(NO3)3 (l) = - 364 
kJ/mol; ΔHf0 do CO2(g) = 
-394 kJ/mol; ΔHf0 do H2O (g) = - 
242kJ/mol. 
 
GABARITO 1)-3.912kJ 2)-6.414kJ 
3a)71,76kJ 3b)149,5kJ 3c)183,8g 
4a)250g 
4b)1,3x105kJ 5)-197,78kJ 6)-1774,8kJ 
7)-184,64kJ 8)3344J 
9) 100o C 10) 50cal/0C 11) -1298,6 KJ/mol 
12) -128KJ/mol 13) -28,46KJ/mol 
 
 
 
 
Gabarito da 2˚ lista de exercícios de Química – 1˚ Lei da Termodinâmica 
 
1- H  U ngásRT \n 6 9  3 
3
3
3920 10 ( 3 8,314 298)
3912,5 10
3912,5
U H nRT
U x x x
U x J
U KJ
  



 
   
 
 
 
 
2- Eq. Global: 2C8H18 17O2 ¾¾ 16CO18H2O 
(i) 8 18 2 2 22 25 16 18C H O CO H O   H  10942kJ 
(-8x) 2COO2  2CO2 H  566kJ 
(ii) 16 CO2 16CO8O2 H  4528kJ 
 
(i)+ (ii) = 2C8H18 17O2 16CO18H2O 
H  6414kJ 
 
3- a) 1molS8 358,8kJ 
 0, 2 x x  71, 76kJ 
 
 b) (4C) 
 4x12358,8kJ 
34 
 20g x x 149,5kJ 
 c) CS2 
 4x76358,8kJ 
 x217 x 183,8kJ 
 
4- 2C8H18  25O2 16CO2 18H2O H  10943kJ 
 a) 228g10943x103 J 
 x12x106 J x  250, 04g 
 
 b) 1gal  3869ml 
 0, 70 g
ml
 d  m
v
 \0, 70  m
3869
 \m 2708,3g 
 228g10943x103 J 
2708,8 x x1,3x105kJ 
 
5- (x-2) SO2 SO2 H  296,83kJ 
 2S3O2  2SO3 H  791, 44kJ 
 
Eq. Global: 2SO2 O2  2SO3 
 
2SO2  2 S2O2 H  593,66kJ 
2 S3O2  2SO3 H  791, 44kJ 
 
 2SO2 O2  2SO3 H  197, 78kJ 
6- Eq. Global: P4 10Cl2  4PCl5 
(i) P4  6Cl2  4 PCl3 H  1278,8kJ 
4 x PCl3 Cl2  PCl5 H  124kJ 
 
(ii) 4 PCl3  4Cl2  4PCl5 H  496kJ 
 
(i)+(ii)= P4 10Cl2  4PCl5 H  1774,8kJ 
7- Eq. Global: H2 Cl2  2HCl 
 
(x-2) NH3 HCl  NH4Cl H  176kJ 
 (x-1) N2 3H2  2NH3 H  92,22kJ 
N2  4H2 Cl2  2NH4Cl H  628,86kJ 
 
2 NH4 C/l  2 NH3  2HCl H  352kJ 
 NH3  N2 3H2 H  92, 22kJ 
35 
N2  4H2 Cl2  2 NH4 C/l H  628,86kJ 
 
 H2 Cl2  2HCl H  184, 64kJ 
8) R Transformação isocorica=Vcte W=0 (p/T=cte) 
16,72 200
3344
U Q W
U Q
U nCn T
U x
U J


 


 




 
 
9) Q = m . △t 
186 = 20 . 0,093 △t 
△t = 100ºC 
10) 2000 = c . 40 
c = 50 cal/ºC 
11) △H = 2(-393,3) + (-285,5) – [(226,5) + 0] 
△H = -786,6 – 285,5 – 226,5 
△H = -1298,6 kJ/mol 
12) △H = -986 + 227 – (-59 +2(-286)) 
△H = -128 kJ/mol 
13) △H = 6(-394) + 5(-242) + 2(364) 
△H = -2364 – 1210 + 728 
△H = -2846 
n = 4,54/227 = 0,02 
 2 – -2846 
0,02 – x 
x = -28,46 
36 
Capítulo 3 – 2ª e 3ª Leis da Termodinâmica 
 
A segunda lei da termodinâmica explica o funcionamento das maquinas térmicas. As 
maquinas térmicas operam em ciclos e entre duas fontes térmicas, convertem a energia 
térmica em mecânica (trabalho), mas nunca 100%. Sempre há perda de calor. Podemos 
dividi-la em dois grupos: Motores e Refrigeradores. O princípio de uma máquina 
térmica é: 
QQ = W + QF, onde: 
QQ é o calor da fonte quente 
W é o trabalho 
QF é o calor da fonte fria 
 
De modo que para motores temos: A energia quente vem da combustão e realiza 
trabalho perdendo um pouco de calor. 
E para Refrigeradores temos que o trabalho externo para operar vem dos motores. O 
trabalho dos motores rouba calor da fonte fria jogando calor para fora. De acordo com 
a representação: 
 
 
 
 
 
 
Mas em ambos os casos podemos dizer que QQ = W + QF 
O caminho realizado pelo refrigerador não é espontâneo. Eh o trabalho realizado pelo 
compressor. No compressor tem um gás que flui pelo equipamento. Ao passar pelo 
congelador, o gás sofre expansão retirando calor do congelador. Ao passar pelo 
compressor o gás sofre trabalho e se aquece perdendo calor para o ambiente. 
 
37 
Calculo de rendimentos de máquinas térmicas (η). 
O rendimento de uma máquina térmica é a energia utilizada como forma de trabalho e 
energia fornecida 
100
100
x
Q
QQ
x
Q
W
Q
FQ
Q





 
O rendimento do motor cresce a medida que menos calor é cedido a fonte fria. 
 
Exemplo1: Um motor a vapor realiza um trabalho de 12kJ quando lhe é fornecido 
uma quantidade de calor de 23kJ. Qual o rendimento dessa máquina? 
 
R 
12
100
23
52%
x



 
 
 
 
Ciclo de Carnot 
Carnot propôs uma máquina teórica que se comporta como uma máquina de 
rendimento total da seguinte forma: 
 
TA>TB, TQ>TF 
Processo 1-2: Expansão isotérmica, recebe calor da fonte quente (QQ) 
 ΔU=0, Q=W, ΔV+, W+, Q+, recebe calor da fonte quente (QQ) 
Processo 2-3: Expansão adiabática (Q=0)- expansão rapida 
 ΔU=-W, ΔV+, W+, ΔU=- Temperatura do gás cai 
Processo 3-4: Compressão isotérmica 
 ΔU=0, Q=W, ΔV-, W-, Q-, cede calor para fonte fria (QF) 
Processo 4-1: Compressão adiabática (Q=0)- compressão rapida 
 ΔU=-W, ΔV-, W-, ΔU=+ Temperatura do gás sobe 
 
38 
Rendimento da máquina de Carnot: 
 
Q
F
Q
F
T
T
Q
Q


1
1


 
 
Exemplo 2: Qual o rendimento máximo teórico de uma máquina cujo fluxo entra a 
560o C e abandona o ciclo com 200o C 
R
473
1
833
0,43


 

 
 
 
 
3.1 CONCEITOS 
 
 A 1a lei da termodinâmica nos diz somente quanta energia é transferida em uma 
reação. Nada revela sobre as condições necessárias para que a reação ocorra, nem por 
que segue em uma direção particular. É na 2a lei da termodinâmica que entendemos 
por que as mudanças químicas ocorrem e que existe um sentido em que o processo 
ocorre. 
 Você já notou que o gelo funde a temperatura ambiente mesmo o processo 
sendo endotérmico? Isso acontece provavelmente porque o ΔH não é a única 
propriedade que determina se o processo ocorre ou não. Com base na entalpia esse 
processo é desfavorável. 
 Provavelmente no estado líquido as moléculas estão em um estado aleatório ou 
mais desordenado. Na segunda lei abordaremos um outro conceito importante que é a 
entropia (S) que é a desordem que acompanha essa reação química e que afeta a 
espontaneidade dos processos químicos. Somente a combinação dessas duas 
propriedades (ΔH e ΔS) é que confirmamos se a espontaneidade das reações. 
 
 
Entropia 
 
 Entropia é uma medida do grau de aleatoricidade ou desordem dos elementos 
de um sistema. Está relacionada a situações mais prováveis, devido ao maior número 
de possibilidades de trocas de posições. 
 
39 
 Por exemplo, observando a figura abaixo, qual é a situação mais provável para a 
distribuição de moléculas de um gás? 
 
 
Ref- Quimica Geral. Fundamentos, de Daltamir Maia e J.C. Bianchi, pg 264 
 
 Um sistema altamente desordenado tem elevada probabilidade de ocorrer, 
devido ao maior número de posições para os elementos do sistema. Desta forma, o 
sistema com maior entropia é a letra D. 
 
3.2 2a LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 A segunda lei da termodinâmica descreve que as transformações de energia 
em sistemas ocorrem na direção de aumentar a entropia até um valor 
máximo. 
 A soma da variação de entropia dosistema e das vizinhanças compõe a 
entropia do universo. 
 
ΔSuniv = ΔSsist + ΔSviz 
Onde: ΔSuniv é a variação na entropia do universo, ΔSsist é a variação na entropia do 
sistema e ΔSviz é a variação na entropia das vizinhanças. 
Unidade: Joule por Kelvin (J/K) 
 Podemos entender melhor a definição de entropia por meio do conceito de 
reversibilidade de processos. Eles podem ser classificados como processos em 
equilíbrio ou reversíveis e como processos espontâneos ou irreversíveis. 
 
 Processo reversível ocorre quando a entropia é trocada entre sistema e 
 vizinhanças de forma lenta, permitindo retornar aos seus estados iniciais ao 
desfazer a troca de entropia. 
 
 Por exemplo, um copo com gelo e água em equilíbrio a 0 oC. Ao fornecer calor 
lentamente ao gelo, ele começa a fundir. Ao remover a mesma quantidade de calor a 
água solidifica. A entropia do universo não varia. 
 
40 
 Processo irreversível ocorre quando a entropia é trocada entre sistema e 
vizinhanças de forma muito rápida, não sendo possível reverter a troca para 
retornar aos seus estados originais. 
 Por exemplo, um gás expandindo no vácuo, que acontece sem realizar trabalho. 
Para comprimir o gás de volta ao estado inicial é preciso que a vizinhança realize 
trabalho sobre o sistema. A entropia do universo aumenta. 
 
 Na maioria dos processos descritos neste capítulo, trataremos apenas de 
transformações consideradas reversíveis. 
 
Cálculo da variação de entropia – sistema à temperatura constante 
 
 A variação na entropia está relacionada ao calor transferido durante um processo. 
Para relacionar a variação na entropia – uma função de estado – com calor – uma 
função de caminho – precisamos considerar que o calor é trocado lentamente, 
denominado calor reversível, que pode ser doado e retirado de forma que sistema e 
vizinhanças retornem aos estados originais. 
 
 
 
Onde: ΔS é a variação na entropia, Qrev é o calor reversível e T é a temperatura. 
 Em temperatura alta as moléculas já estão se chocando muito, então, em uma 
variação infinitesimal de calor não é suficiente para perturbar as moléculas, logo a 
variação de entropia é baixa. 
 Em temperatura baixa as moléculas estão mais organizadas, então, em uma 
variação infinitesimal de calor é suficiente para perturbar muito as moléculas, 
logo a variação de entropia é alta. 
 
 Podemos correlacionar a temperatura alta com a rua onde as pessoas falam em 
um lugar aberto. Se um grupo começar a falar mais alto não perturbará tanto outro 
grupo mais afastado. Por outro lado, a temperatura baixa corresponderia a uma 
biblioteca que está sempre em silêncio. Se uma pessoa falar mais alto perturbará muito 
as demais pessoas. 
 
Exemplo 3: É sabido que a água pura entra em ebulição à temperatura constante de 
100 oC e que quando 1 mol de água é convertido em 1 mol de vapor a 1 atm, o calor 
trocado é 40,67 kJ/mol. Calcule a variação de entropia da água ocorrida durante a 
vaporização de 1 mol de água pura a 1 atm. 
R J/K 
41 
 Portanto, a variação de entropia para as mudanças de estado físico: 
Fusão Vaporização 
f
f
T
H
S

 
 
B
V
T
H
S

 
Onde: ΔS é a variação na entropia, ΔHf é a entalpia de fusão, Tf é a temperatura de 
fusão, ΔHv é a entalpia de vaporização e TB é a temperatura de ebulição. 
Cálculo da variação de entropia – sistema com variação de temperatura 
 
)ln(
1
2
T
T
CS  
 
Onde: ΔS é a variação na entropia, C é a capacidade calorífica, T2 é a temperatura final 
e T1 é a temperatura inicial do processo. 
 Com essa fórmula podemos concluir que o aumento da temperatura ocasiona 
um aumento na variação de entropia do sistema. Podemos pensar que o gelo 
apresenta moléculas mais ordenadas e ao absorver calor começam a ganhar 
mobilidade, até um aumento no grau de desordem na fase líquida e um aumento ainda 
maior na fase vapor. 
 
Exemplo 4: Um frasco grande de água foi colocado em contato com um aquecedor e 
100 J de calor de energia foram transferidos reversivelmente à água a 25 0C. Qual o ΔS 
da água? 
 
R 0,336 J/K 
 
 
Exemplo 5: Uma amostra de 0,04 mol de gás N2 tem sua temperatura aumentada de 
20 a 400 0C a volume constante. Qual a variação de entropia do N2? Dados: A 
capacidade calorífica molar do N2 a volume constante é Cv,m = 20,81 J/K mol 
R 
673
0,04 20,81 ln
293
0,69 /
S x x
S J K




 
 
 
 
 
42 
3.3 3ª LEI DA TERMODINÂMICA 
 
Corresponderia a um estado perfeitamente ordenado da matéria, com valor de 
entropia igual a zero. Este estado ocorreria em um cristal perfeito, onde todos os 
átomos estão em um arranjo cristalino perfeitamente ordenado. A partir desta lei, se 
estabeleceu os conceitos importantes de entropia padrão e de energia livre de gibbs. 
 
Entropia padrão 
 
 Por meio de medidas experimentais da variação do calor com a temperatura 
podemos determinar a entropia padrão (So) de várias substâncias. Essas entropias 
padrão são baseadas no ponto de referência de entropia zero para sólidos cristalinos a 
zero kelvin. 
 
 Portanto, nas reações químicas podemos calcular variação na entropia: 
 
ΔS0r = Σ n S0prod – Σ n S0reag 
Onde: ΔS0r é a entropia padrão da reação, n é o número de mols, S0prod é a entropia 
padrão dos produtos e S0reag é a entropia padrão dos reagentes. 
 
Exemplo 6: Calcule a entropia padrão da reação N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3(g). Dados: S0 
N2 = 191,6 J/Kmol, S0 H2 = 130,7 J/Kmol, S0 NH3 = 192,4 J/Kmol 
R 4 2 S 
 
 J/K.mol 
 
 
 
Espontaneidade e Energia Livre de Gibbs 
 
 A espontaneidade de uma reação é uma qualidade de transformações que 
ocorrem mesmo na ausência de influência externa. 
 Como exemplo podemos imaginar uma mão segurando um lápis. Ele irá cair ao 
abrirmos a mão, espontaneamente. Agora retornar esse lápis não é um processo 
espontâneo, mas pode acontecer desde que apliquemos uma força para favorecer o seu 
retorno. 
 
43 
 A energia livre de gibbs é uma propriedade que mede a espontaneidade de 
uma reação química ocorrer. 
 A energia livre de gibbs é a quantidade máxima de energia de um sistema a 
temperatura e pressão constantes livre para realizar trabalho. 
 
ΔG = ΔH – T ΔS 
Onde: ΔG é a energia livre de gibbs, ΔH é a variação de entalpia, T é a temperatura e 
ΔS é a variação de entropia. 
Unidade: Joule (J) 
ΔG > 0 ΔG = 0 ΔG < 0 
Não espontâneo Equilíbrio Espontâneo 
 
 
Efeito da temperatura 
 
 Uma reação não espontânea pode tornar-se espontânea alterando a temperatura, 
conforme podemos ver na figura abaixo. 
 
 
 
Espontaneidade dependendo da temperatura (ref- Livro Quimica. A ciência central, de 
Brown, LeMay e Bursten, 9 Ed, pg 683). 
 
 
 O efeito da temperatura na espontaneidade de reações pode ser explicado devido 
a grandeza dos fatores entálpico e entrópico da equação da energia livre de Gibbs, 
conforme a tabela abaixo. 
 
 
 
 
44 
Entalpia Entropia ΔG = ΔH – T ΔS Reação 
ΔH < 0 ΔS > 0 ΔG < 0 Espontânea 
ΔH > 0 ΔS < 0 ΔG > 0 Não espontânea 
ΔH > 0 ΔS > 0 
ΔG < 0 em altas temperaturas Espontânea 
ΔG > 0 em baixas temperaturas Não espontânea 
ΔH < 0 ΔS < 0 
ΔG < 0 em baixas temperaturas Espontânea 
ΔG > 0 em altas temperaturas Não espontânea 
 
Exemplo 7: Um processo não-espontâneo exotérmico com ΔS negativo pode tornar-se 
espontâneo se a temperatura for aumentada? 
R ΔH- ΔS- ΔH>T ΔS 
NÂO 
 
Energia livre de gibbs padrão 
 
 A energia livre de gibbs é uma função de estado, e baseando-se no ponto de 
referência de entropia zero para sólidos cristalinos a zero kelvin e na entalpia padrão, 
pode-se calcular a energia livre de gibbs padrão de reações. 
ΔG0r = Σ n G0prod – Σ n G0reag 
Onde: ΔG0r é a energia livre de gibbs padrão da reação, n é o número de mols, G0prod é 
a energia livre de gibbs padrão dos produtos e G0reag é a energia livre de gibbs padrão 
dos reagentes. 
 
Exemplo 8: Calcule a energia livre de gibbs padrão de formação do HI (g) a 25 ºC 
usando sua entropia-padrão e sua entalpia-padrão de formação. 
½ H2 (g) + ½ I2 (s) → HI(g) 
Dados: ΔHf HI = 26,48 kJ/mol e ΔHf H2 e I2 = 0 J/mol 
S0HI = 206,6 J/K.mol, S0H2 = 130,7 J/K.mol e S0I2 = 116,1 J/K.mol 
R ΔG = ΔH – T ΔS 
 
 J/mol 
45 
 
ΔS = 83,2 J/K.mol 
 
 J/mol = 1,69KJ/mol 
∆H+ e ∆S+ 
T∆S>∆H 
T>∆H/∆S 
T>318K 
 
Exemplo 9: Considerando a desordem nos reagentes e produtos, determine se ΔS é 
positivo ou negativo para cada um dos seguintes processos: 
a) H2O(l) → H2O(g) b) Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) c) 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) 
 
R a) ∆S b) ∆S c) ∆S 
 
Exemplo 10: Escolha a amostra de matéria que tem a maior entropia em cada par, e 
justifique sua escolha. a) 1 mol NaCl(s) / 1 mol HCl(g) a 25 ºC; 
b) 2 mols HCl(g) / 1 mol HCl(g) a 25 ºC; c) 1 mol HCl(g) / 1 mol Ar(g) a 25 ºC; 
d) 1 mol N2(g) a 273 K / 1 mol N2(g) a 298 K. 
3.4 APLICAÇÕES 
No caso de um motor de carro, por exemplo, é a explosão da mistura de 
combustível e ar que desempenha o papel de fonte quente, cedendo calor ao motor. 
Após gerar movimento através da expansão dos gases nos pistões do motor, parte do 
calor é perdido para o ambiente e para a estrutura do motor, que desempenhariam o 
papel de fonte fria. Para evitar o superaquecimento do motor, utiliza-se uma substância 
para absorver boa parte desse calor. Na maioria das vezes, essa substância é a água, 
que fica armazenada em um recipiente chamado do radiador, que tem então a função 
de resfriar o motor, absorvendo o calor que sobra das transformações. 
Podemos notar que o rendimento de um motor cresce à medida que a quantidade de 
calor cedida à fonte fria diminui. 
46 
 No caso de um refrigerador: é um dispositivo que, através de um gás operando 
transformações cíclicas, tem um saldo negativo de calor (Q < 0), obtido através da 
aplicação de um trabalho mecânico, ou seja, que transforma trabalho em calor. 
Neste caso, o trabalho pode ser calculado, como já dissemos, através da área do grá
fico p x V, que é um ciclo no sentido anti-horário. O calor trocado associado ao ciclo 
é a diferença entre a quantidade de calor recebido por uma fonte chamada FONTE 
FRIA (que se encontra a uma temperatura TF) e a quantidade de calor cedido para uma 
fonte chamada FONTE QUENTE (que se encontra a uma temperatura TQ). 
Esquematicamente, teremos o seguinte: 
Desta forma, podemos notar que W=|QQ|−|QF|. No caso de uma geladeira doméstica, a 
fonte fria é o próprio congelador, que perderá calor (QF) de forma a continuar a uma 
temperatura mais baixa que o ambiente. Esse calor é ejetado para o ambiente, que 
funciona como fonte quente (QQ), através da área de exaustão traseira da geladeira. 
Isso significa que existe um fluxo de calor de uma região mais fria para uma mais 
quente. Isso não acontece espontaneamente, mas sim à custa de um trabalho 
mecânico, realizado pelo compressor da geladeira. Neste compressor, existe um gás 
que flui através de canos pelo equipamento. Ao passar pelo congelador, o gás sofre 
uma expansão ao passar por uma válvula, retirando calor do congelador. Ao passar 
pelo compressor, o gás sofre trabalho e se aquece, perdendo calor para o ambiente. 
Algo semelhante ocorre com o ar condicionado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
3ª Lista de Exercícios 
2ª e 3ª Leis da Termodinâmica 
 
1) Calcule a entropia em uma amostra 
de gelo quando 50 J de energia são 
removidos dela a 0 °C em uma 
geladeira. 
2) A temperatura de 1,00 mols de He(g) 
é aumentada de 25 °C para 300 °C à 
pressão constante. Qual a variação na 
entropia do hélio? 
Dados: Asuuma comportamento ideal e 
use CP,m = 5/2 R. 
3) Calcule a entropia padrão da reação a 
25 °C: N2O4(g) → 2 NO2(g) Dados: ΔSNO2 
= 240,06 J/K 
ΔSN2O4 = 304,29 J/K 
4) Um processo exotérmico com ΔS 
positivo pode tornar-se espontâneo se a 
temperatura for aumentada? 
5) Calcule a energia livre de gibbs 
padrão: 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) 
Dados: ΔGCO2 = –394,36 kJ/mol 
ΔGCO = –137,17 kJ/mol 
6) Qual substância tem maior entropia a 
298 K: a) HBr(g)/HF(g); b)NH3(g)/Ne(g); c) 
I2(s)/I2(l); 
7) Sem realizar cálculos, justifique se a 
entropia aumenta ou diminui nos 
seguintes processos: 
a) N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) 
b) CO2(s) → CO2(g) 
c) resfriar água de 50 °C para 4 °C. 
 
8) Calcule a entropia padrão das 
reações a 25 °C, interprete o sinal e a 
grandeza da variação na entropia: 
a) H2 + ½ O2 → H2O 
S°O2 = 205,1 J/K mol/S°H2 = 130,7 J/K 
mol/S°H2O = 69,9 J/K mol 
b) CO + ½ O2 → CO2 
S°O2 = 205,10 J/K mol/S°CO = 197,67 
J/Kmol/S°CO2 = 213,74 J/Kmol 
9) Calcule a variação de entropia das 
vizinhanças quando: a) 1 mJ liberado a 
2×10-7 K; b) 1 J, energia de uma batida 
de coração, liberado a 37 °C; c) 20 J 
liberado quando 1,0 mol de He congela 
a 3,5 K. 
10) Calcule a variação de entropia: a) 
Um bloco de cobre a 25 °C que absorve 
5 J de energia de um aquecedor; b) Um 
bloco de cobre a 100 °C que absorve 5 J 
de energia de um aquecedor; c) 
Explique a diferença. 
11) Calcule energia livre da reação a 
80 °C. Em qual intervalo de 
temperatura a reação é espontânea? 
B2O3(s) + 6HF(g) → 2BF3(g) + 3H2O(l) 
 ΔH°, kJ/mol S°, J/K mol 
B2O3 –1272,8 53,87 
HF –271,1 173,78 
H2O –285,83 69,91 
BF3 –1137 254,12 
 
 
12) O benzeno (C6H6) é um composto 
orgânico líquido altamente tóxico que 
apresenta alta capacidade de 
desenvolver câncer. Ele pode ser obtido 
industrialmente e servir de matéria-
prima para uma série de compostos 
orgânicos. A equação abaixo representa 
uma das reações de obtenção do 
benzeno: 
6 C(s) + 3 H2(g) → C6H6(l) 
48 
Determine a variação da entropia da 
reação de formação do benzeno a partir 
do conhecimento da entropia de seus 
participantes: (Dados: SC= - 1,4; SH2= -
34,6; SC6H6= -173,2 cal/K.mol). 
 
13) Uma máquina térmica cíclica 
recebe 5000 J de calor de uma fonte 
quente e realiza trabalho de 3500 J. 
Calcule o rendimento dessa máquina 
térmica. 
14) Uma máquina térmica recebe 800 J 
de calor de uma fonte quente, em uma 
temperatura de 400 K, e rejeita 300 J 
para uma fonte fria. Calcule a 
temperatura da fonte fria e o trabalho 
realizado pela máquina. 
15) Uma máquina térmica opera 
segundo o ciclo de Carnot entre as 
temperaturas de 500K e 300K, 
recebendo 2 000J de calor da fonte 
quente. Qual o calor rejeitado para a 
fonte fria e o trabalho realizado pela 
máquina, em joules? 
 
Gabarito 
1)-0,18J/K 2)13,6J/K 3)175,83J/Kmol 4) 
Sim 5)-514kJ/mol 6a)HBr 6b)NH3 
6c)I2(g) 7a)diminui 7b)aumenta 
7c)diminui 8a)-163,35J/Kmol 8b)-
86,48J/Kmol 9a)5kJ/K 9b) 0,0032J/K 
9c)5,75J/K 10a)0,016J/K 10b)0,013J/K 
Para uma temperatura fixa alta a 
entropia é baixa11)ΔG = -98,326kJ e T 
< 613, 12) 
-61cal/Kmol, 13) 70%, 14) 150K e 500J, 
15) 1200J e 800J 
 
 
 
 
 
Gabarito da 3˚ lista de exercícios de Química– 2˚ e 3˚ Leis da Termodinâmica 
 
1- 
 
S ?
q 5, 0J (removido) T  273K
S qrev
T
 50
273
\S 0,18J / K
 
 
2- 
 
n1mol
T1  25˚CT2  300˚C
S ?
 CP.m 
5
2
R 
 
S n.CP.m ln
T2
T1
S1. 1
5
.8,314. ln
573
298
S13, 6 J / K
 
 
49 
3-
N2O4  2NO2
Sr  2S̊ NO2 S̊ N2O4
Sr  2(240, 06)304, 29
Sr 175,83 J / kmol
 
 
 
4- 
 
G< 0?
H < 0
S> 0
G H TS
 
- - . + 
- - 
5- 
 
2COO2  2CO2
G˚r  2GCO2  (2.GCOGO2 )
G˚r  2(394,36)2(137,17)
G˚r  514,38kJ / mol
 
 
6- Maior entropia 
 a) HBr > HF c) I 2 (s)> I 2 (l ) 
 b) 3NH Ne> d) 1 1 1 2mol de Ar a atm mol de Ar a atm< 
 
7-a) N2  2O2  2NO2 S¯ 
 b) CO2 (s)CO2 (g) S­ 
 c) água 50˚ 4˚C S ̄
 
8-a) 
 
H2 H2O2  H2O
S 69, 9[130, 7 12(205,1)]
S 163,35J k.mol
 
 
b) 
 
CO2  12O2 CO2
S 213, 74[197, 67 12(205,1)]
S 86, 48J k.mol
 
 
9- S ? 
Neste caso sempre será espontâneo 
independente da temperatura 
 
50 
a) c) 
 
q1mJ 103 J
T  2x107 K
S q
T
 10
3
2x107
 0, 5x104
S 5kJ K
 
 
b) 
 
q1J
T  37 273 310K
S 1
310
\S 3,2x103 J K
 
 
10) 
S ? Cu q 5J T  25°C  298K e T  373K
S 5
298
 0, 016 J K ­T¯S
S 5
373
 0, 013J K para uma temp. fixa
 
 
11) 
2 3 3 2
3
6 2 3
2( 1137) 3( 285,83) (127,8 6( 271,1))
232,09 10 /
o
r
o
r
B O HF BF H O
H
H x J Kmol


  
      
 
 
2(254,12) 3(69,91) (53,87 6(173,78))
378,58 /
o
r
o
r
S
S J Kmol


   
 
 
 
3232,09 10 353( 378,68)
98,451
o o o
r r r
o
r
o
r
G H T S
G x
G KJ
  


 
   
 
 
o o o
r r rG H T S    
613
o o
r rH T S
T K
 

 
 - - - 
 - + 
 
 
12) △S = -173,2 – [6(-1,4) + 3(-34,6)] 
△S = -173,2 + 8,4 + 103,8 
△S = -61 cal?K.mol 
13) η = = 70% 
q 20J
T  3,5K
S 20
3, 5
\S 5, 7J K
51 
14) ω = 800 – 300 = 500J 
η = = 0,625 
0,625 = 1- 
TF = 150K 
15) η = 1 - = 0,4 
ω = 0,2 . 2000 = 800J 
QF = 2000 – 800 = 1200J 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
Capítulo 4 – Equilíbrio Físico 
 
4.1 CONCEITO DE EQUILÍBRIO 
 
 
 Na natureza, os processos caminham espontaneamente na direção do 
estabelecimento de um equilíbrio. Podemos classificar os equilíbrios de um sistema 
em dois tipos principais: o equilíbrio físico e o equilíbrio químico. 
 
 O equilíbrio físico ocorre quando as taxas de difusão das substâncias 
 entre as diferentes fases de um sistema se tornam iguais. 
 
 O equilíbrio químico ocorre quando as taxas de reação direta e inversa se 
tornam iguais. 
 
 Todos os equilíbrios são dinâmicos, isto é, os processos continuam ocorrendo; 
no entanto, a taxa dos processos em ambas direções são iguais. Estudaremos o 
equilíbrio químico com mais detalhes no capítulo 5. 
 
 O equilíbrio físico é observado nos processos de transição de fase, em que 
ocorre a transformação física de uma substância entre duas fases. Por exemplo, a fusão 
do gelo e a vaporização da água. 
 
 
 As transições de fase ocorrem em temperatura e pressão específicas, que 
dependem da pureza da substância. A presença de um soluto altera as propriedades 
físicas do solvente, devido às interações soluto-solvente. Por exemplo, a água do mar 
congela em temperatura mais baixa que a água pura. 
 
 
 
53 
Exemplo: agua pura: 
Quando esta no ponto A, esta no estado vapor, ao resfriar o sistema leva um tempo 
para condensar as moléculas, a primeira gota que vira liquido eh o ponto de orvalho. 
Quando esta no ponto B, esta no estado liquido, ao aquecer o sistema leva um tempo 
para as moléculas virarem vapor. O primeiro vapor eh o ponto de bolha. 
Para a substancia pura o ponto de bolha eh igual ao ponto de orvalho. Para uma 
mistura não. 
 
4.2 PRESSÃO DE VAPOR 
 
 Pressão de vapor (Pv) é a pressão exercida pela fase de vapor associada a 
 um líquido, que influencia as propriedades físicas deste líquido. 
 
Todos os líquidos estão associados a uma fase de vapor, composta das 
substâncias do líquido no estado gasoso. Este vapor influencia o equilíbrio físico entre 
as fases de líquido e de vapor. Líquidos com pressão de vapor elevada são mais 
voláteis, apresentando ponto de ebulição mais baixo. 
 Quando líquido e vapor estão em equilíbrio físico em um recipiente fechado, a 
taxa de difusão das substâncias na fase de líquido é igual à taxa de difusão das 
substâncias na fase de vapor. Isto é, o vapor se condensa na mesma velocidade que o 
líquido se vaporiza. 
 A pressão de vapor de um líquido está associada às forças que as moléculas na 
fase de líquido devem superar para passar à fase de vapor. Portanto, o conhecimento 
da pressão de vapor de um líquido permite inferir algumas de suas propriedades, 
conforme a tabela abaixo. 
 
Pressão de vapor Volatilidade Forças Intermoleculares Ponto de Ebulição 
elevada elevada baixas Baixo 
baixa baixa elevadas Elevado 
 
 É possível calcular a pressão de vapor de um líquido qualquer por meio das leis 
da termodinâmica. Quando as fases de líquido e de vapor estão em equilíbrio, temos 
que a energia livre de gibbs do processo é igual a zero. 
 
Para a transição de fase podemos aplicar a equação de Clausius-Clapeyron: 
 
ΔGvap = ΔG0vap + RT ln Pv 
Onde: ΔGvap é a energia livre de gibbs de vaporização, ΔG0vap é a energia livre de gibbs 
de vaporização padrão, R é a constante universal dos gases, T é a temperatura e Pv é a 
pressão de vapor. 
54 
No equilíbrio ΔGvap = 0, e temos: 
RT
G
Pv
o
vapln 
Substituindo com a equação ΔG0vap = ΔH0vap – TΔS0vap temos enfim: 
)()(ln
R
S
RT
H
Pv
o
vap
o
vap 

 
Unidade: R = 8,314 J/K mol 
 
4.3 VARIAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR COM A TEMPERATURA 
 
 Experimentalmente, observa-se que a elevação da temperatura ocasiona um 
aumento na pressão de vapor dos líquidos. Isto ocorre porque o calor absorvido é 
utilizado por algumas moléculas na fase de líquido para superar as interações 
intermoleculares e passar para a fase de vapor, aumentando a pressão de vapor. O 
ponto de ebulição de um líquido é observado na temperatura em que a sua pressão de 
vapor se torna igual à pressão atmosférica, de 760 Torr. 
 A pressão de vapor pode ser calculada para qualquer temperatura a partir da 
equação: 
 
2
1 1 2
1 1
ln( ) ( )( )
o
vapHPv
Pv R T T

  
 
Onde: Pv2 é a pressão de vapor na temperatura maior, Pv1 é a pressão de vapor na 
temperatura menor, ΔH0vap é a entalpia de vaporização, R é a constante universal dos 
gases, T1 é a temperatura menor e T2 é a temperatura maior. 
Unidade: R = 8,314 J/K mol 
Exemplo 1: A entalpia de vaporização de CCl4 é 33,05 kJ/mol e sua pressão de vapor 
a 58 ˚C é 405 Torr. Qual é a pressão de vapor a 25 ˚C? 
R 
55 
2
1
3
2
1
2
1
ln( )
1,33
2
1
2
33,05 10 1 1
ln( ) ( )( )
8,314 331 298
ln( ) 1,33
0,264
0,264 405 107
Pv
Pv
Pv x
Pv
Pv
Pv
e e
Pv
Pv
Pv x Torr

 
 


 
 
 
 
 
 
4.4 DIAGRAMA DE EQUILÍBRIO DE FASES 
 
 O estado físico em que uma substância se encontra em um sistema depende 
tanto da pressão quanto da temperatura. Por meio de um gráfico de temperatura versus 
pressão podemos observar as regiões em que cada estado físico é estável. 
 
 
 Esse gráfico denomina-se diagrama de equilíbrio de 
fases. A figura ao lado apresenta o diagrama de equilíbrio 
de fases da água. No ponto A, temos a fase vapor, no ponto 
B, a fase líquido e no ponto C, as fases líquido e gelo. 
 
Portanto, pelo diagrama podemos observar as linhas 
de temperatura e pressão em que duas fases estão em 
equilíbrio. Também observa-se o ponto triplo, no qual as 
três fases estão em equilíbrio. Para a água, o ponto triplo 
ocorre na pressão de 4,6 Torr e na temperatura de 0,01 ºC. 
 
 
 
 
4.5 SOLUBILIDADE DE GASES EM MISTURAS 
 
 Em condições normais, os líquidos apresentam diversos gases dissolvidos, 
compondo uma mistura gás-líquido. Esses gases podem ser fundamentais, por 
exemplo o oxigênio que está dissolvido na água, que permite aos peixes sobreviverem 
debaixo d’água. 
56 
 
 As misturas de gases com líquidos resultam em soluções – misturas 
homogêneas, com apenas uma fase. Estas soluções são compostas pelo solvente – 
líquido – que está presente em maior quantidade na solução e pelo soluto – gás – que 
está presente em menor quantidade na solução. 
 
 A solubilidade mede a quantidade de soluto solúvel 
em uma solução. 
 
 A solubilidade dos gases é diretamente proporcional à 
pressão parcial de gás, que é a pressão exercida por um gás 
enquanto componente em uma mistura de gases ou de gás-
líquido. Isto pode ser explicado pelo aumento na frequência 
com que o gás colide contra a superfície do líquido. 
 
 Segundo os experimentos de Henry, foram construídas 
curvas de pressão parcial do gás versus solubilidade molar 
do gás em água, conforme a figura ao lado. Foi então 
constatado que para a maioria dos gases, existe uma relação 
linear entre solubilidade e presssão parcial. 
 
 Desta forma, é estabelecida a lei de Henry: 
Sg = KH p 
Onde: Sg é solubilidade molar de gás, KH é a constante de Henry e p é a pressão 
parcial do gás. 
Unidades: Sg – Mol por litro (mol/l) e p – atmosfera (atm) 
 
Exemplo 2: A concentração de oxigênio na água adequada para sustentar avida 
aquática é de 1,3.10–4 mol/l. Sabendo que a pressão parcial de oxigênio é de 0,21 atm 
ao nível do mar, qual a solubilidade molar do oxigênio? 
Dado: KH O2= 1,3.10-3 mol/l atm. 
R Sg = KH p 
 
 
 
 
 
 
57 
4.6 PROPRIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUÇÕES 
 
 Propriedades coligativas independem das características químicas do 
 soluto, são apenas influenciadas pela quantidade relativa de soluto. 
 
Abaixamento da pressão de vapor do solvente 
 
 A adição de soluto em um solvente puro provoca o abaixamento do seu valor de 
pressão de vapor. Isto ocorre devido a introdução de interações mais fortes, entre 
soluto e solvente, que precisam ser superadas para que as moléculas de líquido passem 
para a fase de vapor. Por exemplo, a água salgada do mar evapora mais lentamente do 
que a água doce dos rios. 
 Desta forma, estabelecemos a fração molar, grandeza que quantifica quanto há 
de soluto ou de solvente na solução, que influencia diretamente na pressão de vapor de 
solvente na solução. Lembrando que número de mols pode ser calculado a partir da 
fórmula: 
 
n = m / MM 
Onde: n é o número de mols, m é a massa e MM é a massa molar. 
Portanto, fração molar pode ser calculada: 
 
xa = na / (na + nb ) 
xb = nb / (na + nb ) 
Onde: xa é a fração molar de solvente, na é o número de mols de solvente, xb é a fração 
molar de soluto e nb é o número de mols de soluto. 
 Pela Lei de Rault, a pressão de vapor depende da fração de solvente: 
 
Pv = xa Pvpuro 
Onde: Pv é a pressão de vapor do solvente na solução, xa é a fração molar de solvente 
e Pvpuro é a pressão de vapor do solvente puro. 
 
Exemplo 3: Calcule a pressão de vapor da água a 20 °C em uma solução composta de 
10 g de sacarose (C12H22O11) e 100 g de água (H2O). 
Dados: MM C12H22O11 = 342 g/mol , MM H2O = 18 g/mol , Pvpuro = 17,54 Torr 
 
R xa = na / (na + nb ) 
58 
 Torr 
 
 
Elevação do ponto de ebulição – Ebulioscopia – e Abaixamento do ponto de 
congelamento – Crioscopia 
 
 O ponto de ebulição de um líquido é a medida de temperatura na qual a 
pressão de vapor de líquido se iguala à pressão atmosférica. 
 
 A adição de soluto em um solvente puro provoca a elevação do seu valor de 
ponto de ebulição. Isto ocorre devido a introdução de interações mais fortes, entre 
soluto e solvente, que provocam abaixamento da pressão de vapor. Portanto, a 
temperatura em que a pressão de vapor de solvente se iguala à pressão atmosférica é 
aumentada. Por exemplo, a água com sal ferve em temperatura mais alta do que a água 
pura. 
 Desta forma, são estabelecidas as constantes de ebulição, que indicam o quanto 
o ponto de ebulição é aumentado com a adição de soluto em um solvente puro. 
Lembrando que molalidade pode ser calculada por meio da fórmula: 
Molalidade = n / m 
Onde: n é o número de mols de soluto e m é a massa de solvente. 
Unidade: Mol por quilo (mol/kg). Molalidade também é representada por m 
 
 Podemos então calcular a elevação no ponto de ebulição: 
 
ΔPE = KE . m 
Onde: ΔPE é a elevação no ponto de ebulição, KE é a constante de ebulição e m é 
molalidade. 
 
 A adição de soluto em um solvente puro provoca o abaixamento do seu valor de 
ponto de congelamento. Isto ocorre devido a introdução de partículas de soluto que 
provocam imperfeições no arranjo cristalino do estado sólido, desestabilizando as suas 
interações. Portanto, a temperatura em que as vibrações alcançam magnitude capaz de 
provocar ruptura do arranjo cristalino é diminuída. Por exemplo, a água com sal 
congela a uma temperatura mais baixa do que a água pura. 
 Podemos então calcular o abaixamento no ponto de congelamento: 
 
ΔPC = KC . m 
59 
Onde: ΔPC é o abaixamento no ponto de congelamento, KC é a constante de 
congelamento e m é molalidade. 
 
Exemplo 4: A adição de 0,24 g de Sx a 100 g de CCl4 abaixa o ponto de congelamento 
do CCl4 de 0,28 0C. Qual a massa molar do Sx? 
Dados: KC = 29,8 0C kg/mol e MM S = 32 g/mol. 
 
R 30, 28 9,4 10 /
29,8
c cP K xm
m x mol Kg



  
4
0,24
255 /
9,4 10
m
n
MM
MM g mol
x 

 
 
9,4x10-3 mol S---------1KgCCL4 1mol S----------32g 
x-------------------------0,1Kg x-----------------255 
x=9,4x10-4 mol S x=8-----S8 
 
 
 
 
4.7 MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS 
 
As curvas acima mostram que para uma mistura os pontos de bolha e orvalho são diferentes, como 
dito anteriormente. E o formato da curva para uma mesma mistura de substancias varia com a 
composição. 
Pressão de vapor de uma mistura binária 
 Considere uma mistura de benzeno e tolueno. Considerando a mistura como 
ideal (sem alteração do volume após a mistura), cada componente tem sua pressão de 
vapor parcial segundo a lei de Rauolt. 
Pva= xa Pva puro 
Pvb= xb Pvb puro 
60 
Onde: Pva é pressão parcial, xa é fração molar e Pva puro é pressão do benzeno puro, Pvb 
é pressão parcial, xb é fração molar e Pvb puro é pressão do tolueno puro. 
 Segundo a lei de Dalton, a pressão total de vapor da mistura é a soma das 
pressões parciais dos componentes: 
 
PT = Pva + Pvb 
Onde: PT é a pressão total, Pva é pressão parcial de benzeno e Pvb é pressão parcial de 
tolueno. 
Exemplo 5: Uma mistura de benzeno e tolueno tem fração molar xa = 1/3 e xb = 2/3. 
Qual a pressão total de vapor da mistura? 
Dados: Pva puro = 94,6 Torr e Pvb puro = 29,1 Torr. 
 R = 31,53 
 
 = 19,4 
 
 Torr 
yb=0,62 e yt=0,38 
 
Fração molar dos componentes na fase de vapor 
 
 O vapor da mistura tende a ser mais rico em composição do componente mais 
volátil, devido à sua maior facilidade de passar para a fase de vapor. Portanto, como o 
benzeno é mais volátil do que o tolueno, há relativamente mais benzeno na fase de 
vapor do que na mistura líquida. 
 
 Por outro lado, o líquido tende a ser mais rico em composição do componente 
menos volátil, devido à sua maior dificuldade de passar para fase de vapor. Portanto, 
como o tolueno é menos volátil do que o benzeno, há relativamente mais tolueno na 
mistura líquida do que na fase de vapor. 
 
 Conforme o gráfico ao lado, fração molar de benzeno na fase 
líquida versus fração molar de benzeno na fase de vapor, podemos 
observar que a fração molar do benzeno é maior no estado de vapor. 
Podemos calcular a fração molar no estado de vapor: 
 
 ya = Pva/PT = Pva/(Pva+Pvb) 
 yb = Pvb/PT = Pvb/(Pva+Pvb) 
ya + yb = 1 
61 
Onde: ya é a fração molar no vapor, Pva é pressão parcial, Pvb é pressão parcial, PT é 
a pressão total. 
 
 Observamos que as frações molares dos componentes presentes na fase de vapor 
afetam a pressão de vapor total da mistura. Portanto, o ponto de ebulição também é 
alterado de acordo com a composição da fase de vapor. 
 
Sabemos que o ponto de ebulição do benzeno puro é 80,1 ºC 
e do tolueno puro é 110,6 ºC. Portanto, o ponto de ebulição 
observado para a mistura benzeno-tolueno será uma 
temperatura intermediária a estas duas temperaturas. 
 A composição da mistura na fase de vapor também 
pode ser determinado pelo diagrama ao lado, temperatura 
versus fração molar de benzeno na fase de líquido. A partir 
da fração molar de benzeno na mistura, traça-se uma reta 
vertical até atingir a curva azul – curva de bolha. Em seguida, 
traça-se uma reta horizontal até atingir a curva laranja – 
curva de orvalho. Finalmente, traça-se uma reta vertical até o 
eixo de fração molar da mistura, obtendo a composição da 
fase vapor. 
Para se fazer uma separação eficiente de misturas de solvente 
é preciso fazer várias destilações simples ou uma destilação 
fracionada. 
 
Exemplo 6: a) Determine a pressão de vapor a 25 0C de uma mistura de tolueno e 
benzeno na qual a fração molar do benzeno na mistura é 0,9. 
b) Calcule as frações molares do benzeno e tolueno na fase de vapor. 
Dados: PvB puro = 94,6 Torr e PT puro = 29,1 Torr. 
 R a) =2,91 b) 0,033
85,14
0,967
88B
T
y
y 
 
 
=85,94 
 
 
 
4.8 DESTILAÇÃO