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Físico-química aplicada à farmácia
Aula 3: Termodinâmica – Parte I
Apresentação
Estudaremos a Primeira Lei da Termodinâmica ou o Princípio da Conservação de Energia, que possibilita prever o
comportamento de um sistema gasoso ao sofrer uma transformação termodinâmica, pois a variação da energia interna
de um sistema é expressa por meio da diferença entre a quantidade de calor Q trocada com o meio ambiente e o trabalho
W realizado durante a transformação.
Como a maioria dos processos ocorre à pressão constante, de�niremos a entalpia como sendo a energia, na forma de
calor, que existe em cada substância durante as reações químicas. É particularmente útil na compreensão e descrição de
processos isobáricos, ou seja, aqueles que ocorrem à pressão constante, já que as variações de entalpia para explicar
essa lei se encontram diretamente associadas às energias recebidas pelo sistema na forma de calor, que são facilmente
mensuráveis em calorímetros. Mostraremos como é possível calcular a variação dessa função de estado por meio das
entalpias de formação, da lei de Hess e das energias de ligação.
Objetivos
De�nir os conceitos de calor e trabalho;
Explicar o conceito de entalpia;
Demonstrar cálculos de variação da entalpia.
Conceito de termodinâmica
A termodinâmica pode ser de�nida como a parte da Físico-Química que estuda as transferências de energia que ocorrem
durante os processos físicos e reações químicas. Estuda, portanto, as trocas de energia que acontecem entre o sistema e as
vizinhanças durante um determinado processo.
Termos termodinâmicos
Para iniciarmos o estudo da termodinâmica, precisamos de�nir os principais termos termodinâmicos, como:
1. Sistema
Parte do universo físico que está sendo estudado.
Veja os tipos de sistema:
1
Sistema aberto
Permite troca de energia e matéria com o meio.
Exemplo: Um recipiente com água quente, porque a água vai
evaporar (troca de massa) e esfriar (troca de calor).
2
Sistema fechado
Troca apenas energia com o meio. 
Exemplo: Um recipiente fechado com água quente, porque a
massa de água �ca constante, mesmo que vá esfriar (troca
de calor).
3
Sistema isolado
Não permite troca de energia e nem de matéria com o meio.
Exemplo: Uma garrafa térmica fechada não permite troca de
massa nem de calor.
Comentário
Todos os sistemas que utilizaremos serão fechados, para mantermos, assim, a massa constante.
2. Vizinhança
Tudo aquilo que está ao redor do sistema em estudo.
3. Fronteira
Área que separa o sistema da vizinhança.
A �gura a seguir mostra a transferência de energia que ocorre entre o sistema e a vizinhança através da fronteira.
4. Estado de um sistema
Conjunto de propriedades físicas do sistema, como temperatura, pressão, volume etc.
O estado é uma condição momentânea do sistema que ocorre enquanto há o equilíbrio.
5. Temperatura
Grau de agitação das moléculas.
6. Calor
Troca de energia térmica entre os corpos.
7. Energia
Capacidade de um corpo em realizar trabalho.
A termodinâmica pode ser melhor representada pelas transformações ou Leis termodinâmicas que estudaremos a seguir.
Lei Zero da Termodinâmica
Estabelece como acontecem as trocas de calor entre os corpos. A de�nição da Lei Zero é:
Se dois corpos estiverem em equilíbrio térmico com um
terceiro, estarão em equilíbrio térmico entre si.
(Lei Zero da Termodinâmica)
Para explicar essa lei, tomaremos como exemplo a �gura a seguir em que se tem um termômetro A em contato com um copo
de água B e outro termômetro em contato com outro copo contendo água e gelo C marcando a mesma temperatura.
 (Fonte: Toda Materia)
Se A está em equilíbrio térmico com B e se A está em equilíbrio térmico com C, logo B está em equilíbrio térmico com C. Isso
acontece apesar de B e C não estarem em contato.
Esse fenômeno ocorre quando colocamos dois corpos com temperaturas diferentes em contato. O calor é a energia transferida
do corpo com a temperatura mais alta para o corpo com a temperatura mais baixa, até que ambos atinjam a mesma
temperatura, ou seja, atinjam o equilíbrio térmico, como está esquematizado na �gura a seguir.
javascript:void(0);
 Fonte: (Brasil Escola)
Trabalho de um gás ideal (W)
O trabalho é de�nido pela física como uma força aplicada em um corpo realiza um trabalho quando produz um deslocamento
no corpo.
Logo:
Para um gás ideal, temos:
Em termodinâmica, uma transformação reversível é aquela que pode
ser invertida pela modi�cação in�nitesimal de uma variável.
javascript:void(0);
A seguir, veremos os dois tipos de trabalho reversíveis, que podem ser realizados à temperatura constante, ou seja, isotérmicos:
Clique nos botões para ver as informações.
Considere a situação descrita na �gura a seguir, em que o gás se expande isotermicamente de V (Vi) até um V (Vf):
W = Pex. (Vf -Vi)
Como Vf é maior do que Vi, Vf-Vi terá valor positivo e, consequentemente, o trabalho será positivo.
O trabalho de expansão isotérmica de um gás ideal é sempre positivo. O sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças.
Trabalho de expansão 
inicial �nal
Considere a situação descrita na �gura a seguir, em que o gás é comprimido isotermicamente de V (Vi) até um V
(Vf):
W = Pex. (Vf -Vi)
Como Vf é menor do que Vi, Vf-Vi terá valor positivo e, consequentemente, o trabalho será negativo.
O trabalho de compressão isotérmica de um gás ideal é sempre negativo. O sistema sofre trabalho das vizinhanças.
Trabalho de compressão 
inicial �nal
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Calor
Várias reações químicas e mudanças de estado físico que ocorrem no nosso cotidiano, acontecem com perda ou ganho de
energia na forma de calor, pois a formação e a ruptura das ligações envolvem interação da energia com a matéria.
Assim como �zemos para o trabalho, mostraremos a seguir os dois processos de troca de calor.
Reações exotérmicas
São aquelas em que o sistema libera energia na forma de calor para as vizinhanças.
Nos processos exotérmicos, o sistema perde calor e o ambiente é aquecido.
Exemplo
Exemplos cotidianos de reações exotérmicas são as reações de combustão, onde há grande perda de calor.
É possível representar as reações exotérmicas por meio de um grá�co, como o apresentado a seguir, em que observamos que
há perda de energia durante o processo, pois a energia �nal é menor do que a inicial.
Reações endotérmicas
As reações ou mudanças de estado físico que absorvem calor são denominadas reações endotérmicas. Nos processos
endotérmicos, o sistema ganha calor e o ambiente é resfriado.
Exemplo
Exemplos cotidianos de reações endotérmicas são a fusão da água, em que ocorre a absorção de calor.
É possível representar as reações endotérmicas por meio de um grá�co, como este a seguir, em que observamos que ocorre
ganho de energia durante o processo, pois a energia �nal é maior do que a inicial. Logo, a energia dos produtos será maior do
que a dos reagentes.
Podemos fazer a mesma convenção para o calor. Quando o calor for recebido pelo sistema, ele será positivo. Quando o calor
for retirado do sistema, será negativo.
𝑆𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑒 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⇒ 𝑄 > 0
𝑆𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⇒ 𝑄 < 0
Primeira Lei da Termodinâmica
Antes de enunciarmos a Primeira Lei da Termodinâmica, precisamos de�nir a energia interna de um sistema - ΔE.
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A energia interna de um sistema é a soma de todas as energias das
moléculas do gás. Está relacionada à agitação das moléculas do gás, ou
seja, relacionada à temperatura do gás.
Dessa forma, pode-se resumir que:
1
Caso a agitação das moléculas aumente (ΔT>0)
A energia interna aumentará, ΔU>0.
2
Caso a agitação das moléculas diminua (ΔT<0)
A energia interna diminuirá, ΔU<0.
3
Caso a agitação das moléculas não mude (ΔT=0,
transformação isotérmica)
A energia interna não mudará, ΔU=0.
A Primeira Lei da Termodinâmica ou Princípio da Conservação da Energia, relaciona a energia interna, quantidade de calor e
trabalho de um gás epode ser enunciada como:
A diferença entre a energia trocadas na forma de calor (Q) e
as trocadas na forma de trabalho (W) que provoca a variação
da energia interna (ΔU ou ΔE).
Matematicamente, temos:
ΔU = Q - W
Sendo todas as unidades medidas em Joule (J).
A Primeira Lei da Termodinâmica refere-se a um processo, pois tanto o trabalho quanto o calor não podem ser medidos ou
calculados para um único estado termodinâmico, já que só têm signi�cados quando medidas em instantes diferentes.
Podemos dizer que Primeira Lei da Termodinâmica nada mais é do
que a lei da conservação da energia, ou seja, em um processo
termodinâmico, a energia total de um sistema se conserva.
Logo, podemos dizer que quando o sistema recebe calor, ele pode variar a energia interna e/ou realizar trabalho.
 Primeira Lei da Termodinâmica
Nesse tipo de processo termodinâmico, parte do calor que o gás recebe é transformada em energia interna e a outra parte
desse calor é usada para realizar trabalho. Dessa forma, a soma dessas duas partes é igual ao calor recebido, pois sabemos
que a energia não pode ser criada e nem destruída, mas apenas transformada.
Resumindo, temos que:
1
W > 0
O sistema se expande e perde energia para a vizinhança.
2
W < 0
O sistema se contrai e recebe energia da vizinhança.
3
Q > 0
A energia por calor passa da vizinhança para o sistema.
4
Q < 0
A energia por calor passa do sistema para a vizinhança.
Atenção
Alguns autores expressam a variação de energia livre por ΔU= q+w. Porém, é importante chamar a atenção de que, desta
forma, considera-se o trabalho de expansão negativo, ou o inverso.
Essa lei permite prever o comportamento de um sistema gasoso ao sofrer uma transformação termodinâmica.
Entalpia
Agora devemos introduzir outro conceito, que é o de Entalpia.
Como foi dito anteriormente, os processos físicos e as reações químicas envolvem troca de energia na forma de calor. Essa
energia estava contida nos reagentes e, quando eles se transformaram nos produtos, foi liberada.
Esse conteúdo especí�co de energia interna que cada substância possui é
denominado entalpia e simbolizado por “H”.
Não existe uma forma de determinar experimentalmente o
valor exato da entalpia de cada um dos reagentes ou de
cada um dos produtos. Calcula-se, então, a variação da
entalpia (ΔH) do processo. Experimentalmente, utiliza-se
calorímetros, que são aparelhos que medem a quantidade
de calor liberada em uma reação.
A fórmula usada para calcular a variação da entalpia é:
ΔH = ΔH L –ΔH ou 
ΔH = ΔH – ΔH
FINA INICIAL
PRODUTOS REAGENTES
 Um calorímetro é um objeto usado para calorimetria: o processo de medir o calor de
reações químicas.
A entalpia pode ser:
ΔH < 0
Exotérmica, foi liberado calor.
ΔH > 0
Endotérmica, com a absorção de energia.
Exemplo
A queima do carvão libera 393kJ de energia na forma de calor:
C(s) + O (g) → CO (g) ΔH = -393kJ exotérmica - foi liberado calor
Decomposição da água:
H O (Δ) → H (g) + ½ O (g) ΔH = +285,5kJ endotérmica - foi absorvido calor
2 2
2 2 2
É importante observar que o ΔH depende de uma série de fatores,
como temperatura, pressão, estado físico e número de mol.
Consequentemente, criou-se um referencial para que se compare a entalpia da substância, denominada entalpia padrão (H ),
que considera a substância no seu estado mais estável, sob pressão de 1atm e temperatura de 25ºC.
Foi convencionado que o valor da entalpia padrão, simbolizado por H , para as substâncias simples nesse estado padrão, é
igual a zero.
A tabela a seguir apresenta os valores das entalpias padrão de formação de algumas substâncias comuns.
0
0
Substância
Entalpia de formação (∆𝑯 )
Kcal/mol Kj/mol
Ca (s) Zero Zero
CaO (s) -151,9 -634,9
Ca(OH) (s) -235,8 -985,6
C (grafite) Zero Zero
C (diamante) +0,5 +2,1
CO (g) -26,4 -110,3
CO (g) -94,1 -393,3
CH (g) -17,9 -74,8
CH OH(ℓ) -57,0 -238,2
CS (ℓ) +21,0 +87,8
HF (g) -64,2 -268,3
HCℓ (g) -22,1 -92,3
HBr (g) -8,7 -36,3
HI (g) +6,2 +25,9
N (g) Zero Zero
NO (g) +21,6 +90,1
NH (g) -11,0 -45,9
HNO (ℓ) -41,4 -173,1
Na (s) Zero Zero
NaCℓ (s) -98,6 -412,1
1
0
2
2
4
1
2
2
3
3
Veja outro exemplo.
Exemplo
a) Para a reação NH (g) + HCl (g) → NH Cl (g), determine a variação de entalpia da reação e diga se ela é endotérmica ou
exotérmica.
Dados:
3 4
Substância Entalpia de formação (𝑲𝑱/𝒎𝒐𝒍)
Amônia (gás) -46
Cloreto de Hidrogênio (gás) -92
Cloreto de Amônio (sólido) -314
Resolução
𝑵𝑯 (𝒈) + 𝑯𝑪𝒍(𝒈) → 𝑵𝑯 𝑪𝒍(𝒔)
∆𝑯 = 𝑯 − 𝑯
∆𝑯 = −𝟑𝟏𝟒 − (−𝟒𝟔−𝟗𝟐)
∆𝑯 = −𝟏𝟕𝟔 kJ/mol
Reação exotérmica, pois ∆𝑯 é negativo.
3 4
𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
b) Dadas as entalpias de formação CO(g) e CO (g), calcule a entalpia da reação:
𝐶𝑂 + 𝐶 → 2𝐶𝑂
À temperatura de 25 °C e pressão normal. Dados:
∆𝐻 =−26𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 e ∆𝐻 =−94𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙
Resolução
∆𝑯 = 𝟐𝑯 − (𝑯 + 𝑯𝑓(𝒄))
∆𝑯 = 𝟐.(−𝟐𝟔) − (−𝟗𝟒+𝟎)
∆𝑯 = +𝟒𝟐 𝐊𝐜𝐚𝐥
Observe que os coe�cientes estequiométricos da equação multiplicam os valores de ∆H tabelados.
Quando todos os reagentes e produtos de uma reação estão no seu estado padrão, a variação de entalpia será denominada
variação de entalpia padrão (ΔH ).
2
2(𝑔) (𝑠) (𝑔)
𝑓(𝐶𝑂) 𝑓(𝐶𝑂 )2
𝑓(𝐶𝑂) 𝑓(𝐶𝑂 )2
0
0
Atividade
1. 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?
a) 138J
b) 38J
c) 62J
d) -62J
e) -138J
2. Assinale a alternativa incorreta em relação à energia interna de um gás:
a) A energia interna de um gás é a medida da energia cinética média das partículas do gás.
b) A energia interna de um gás depende da quantidade de mols do gás e da sua temperatura absoluta, dada em Kelvin.
c) A energia interna de um gás é diretamente proporcional à sua pressão e ao seu volume.
d) A energia interna de um gás, em unidades do sistema internacional (SI), é medida em joules.
e) Durante transformações isotérmicas, a energia interna de um gás pode aumentar ou diminuir.
Tipos de entalpia
Existem vários tipos de entalpia, dependendo das reações e mudanças de estado físico, a saber:
Clique nos botões para ver as informações.
Calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos constituintes, que são
substâncias simples, no estado padrão, com a entalpia igual a zero.
Entalpia de formação 
Energia necessária para que 1 mol de substância, nas condições padrão de temperatura e pressão, mude de estado físico.
Entalpia de mudança de estado físico 
Energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão.
Entalpia de combustão 
Energia liberada na forma de calor, na reação entre 1 mol de H (aq) e 1 mol de OH(aq), fornecidos respectivamente por um
ácido e uma base fortes, para a formação de 1 mol de água.
Entalpia de neutralização 
+
Atividade
3. (Mundo educação) Veja a entalpia-padrão de formação, em KJ.mol e a 25°C, de algumas substâncias:
CH (g) -74,8
CHCl (l) - 134,5
HCl(g) - 92,3
Se realizarmos a reação de cloração do metano, qual será o valor da variação da entalpia do processo?
CH (g) + 3Cl (g) → CHCl (l) + 3HCl(g)
-1
4
3
4 2 3
a) -115,9KJ.mol-1
b) 186,3KJ.mol-1
c) -376,2KJ.mol-1
d) -336,6KJ.mol-1
e) 148,5KJ.mol
Lei de Hess
Outra forma de calcular o ∆H de uma reação é a lei de Hess, que pode ser enunciada como:
A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos
estados inicial e �nal da reação, independentemente do número de reações.
Com a lei de Hess, calcula-se o ∆H da reação por meio da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Já que
o cálculo do ∆H da reação considera apenas os valores inicial e �nal, conclui-se que a energia intermédia não in�uencia no
resultado da sua variação.
ΔH = ΔH + ΔH1 2
A lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:
1
Inverter a reação química
Nesse casoo sinal do ΔH também deve ser invertido.
2
Multiplicar a equação
O valor do ΔH também deve ser multiplicado.
3
Dividir a equação
O valor do ΔH também deve ser dividido.
Veja o exemplo.
Exemplo
Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N (g) + 2 O (g) → 2 NO (g) ∆H = +67,6 kJ
N (g) + 2 O (g) → N O (g) ∆H = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO será igual a:
2 NO (g) → 1 N O (g)
1º Deve-se inverter a primeira equação porque o NO (g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global.
Consequentemente, o ∆H também inverte o sinal, passando para negativo.
2° Observe que N (g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O (g).
2 NO (g) → N (g)+ 2 O (g)      ∆H = - 67,6 kJ
N (g) + 2 O (g) → N O (g)      ∆H = +9,6 kJ
 
Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:
2 NO (g) → N O (g).
2 2 2 1
2 2 2 4 2
2
2 2 4
2
1
2 2
2 2 2 1
2 2 2 4 2
2 2 4
3º Como chegamos à equação global, devemos somar as equações.
∆H = ∆H + ∆H
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ
1 2
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Atividade
4. A lei de Hess tem importância fundamental no estudo da Termoquímica e pode ser enunciada como “a variação da entalpia em
uma reação química depende apenas dos estados inicial e �nal da reação”. Uma das consequências da lei de Hess é que as
equações termoquímicas podem ter tratamento algébrico.
Dadas as equações:
C (gra�te) + O (g) → CO (g) ΔH = -393,3kJ
C (diamante) + O (g) → CO (g) ΔH = -395,2kJ
Com base nas informações acima, calcule a variação de entalpia da transformação do carbono gra�te em carbono diamante e
assinale a alternativa correta.
2 2 1
2 2 1
a) -788,5kJ
b) +1,9kJ
c) +788,5kJ
d) -1,9kJ
e) +98,1kJ
Cálculo da variação de entalpia por meio do cálculo das energias
de ligação
Por �m, vamos apresentar o cálculo da variação de entalpia por meio do cálculo das energias de ligação – aquela que se
absorve quando há quebra de uma ligação covalente (simples, dupla ou tripla) entre 2 átomos para sua obtenção na fase
gasosa.
Considerando que as reações químicas ocorrem em duas etapas, temos que:
1º O rompimento das ligações dos
reagentes
Há absorção de energia, ocorrendo um
processo endotérmico (∆H > 0).
2º A formação de novas ligações dos
produtos
Há liberação de energia, ocorrendo um
processo exotérmico (∆H < 0).
Não é possível medir experimentalmente o valor da energia liberada na formação das ligações, mas podemos medir a energia
absorvida (energia de ligação).
Energia liberada = energia de ligação
Essa igualdade é apenas numérica, pois o sinal da energia liberada é oposto ao da energia de ligação.
Os valores de algumas energias de ligação foram dados na tabela a seguir:


Ligação Energia de ligação em kJ/mol
H-H 436,0
H-F 563,2
H-Cl 431,8
H-Br 366,1
H-I 298,7
C-H 413,4
C-O 353,5
C-F 434,3
C-Cl 327,2
C-Br 280,7
C-I 241,4
C-C 346,8
C=C 614,2
CΞC 833,4
C=O(CO ) 804,3
H-O 463,5
O-O 468,6
N-N 945,4
N-H 391,0
N-Cl 192,6
F-F 153,1
Cl-Cl 242,6
Br-Br 192,8
I-I 151,0
2
Com base nos valores da tabela, podemos calcular a variação da entalpia (ΔH) de uma reação química, somando todas as
energias de ligações rompidas nos reagentes e formadas nos produtos.
A fórmula a seguir resume esse cálculo:
∆ℎ = ∆𝐻 +∆𝐻
Veja o exemplo a seguir.
Exemplo
Calcular o ΔH para a seguir:
𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑟𝑣𝑖𝑑𝑎 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑎
a) Determinar o ΔH que foi absorvido no rompimento das ligações dos reagentes:
 
4 mol de ligações H – C: 4 . 413,4kJ
1 mol de ligações C = C: 1 . 614,2kJ
1 mol de ligações Cl – Cl: 1 . 242,6kJ
ΔH = + 2510,4 kJ
b) Determinar o ΔH que foi liberado na formação das ligações do produto:
2 mol de ligações C– Cl: 2 . 327,2kJ
4 mol de ligações H – C: 4 . 413,4kJ
1 mol de ligações C – C: 1 . 346,8kJ
ΔH = - 2654,8kJ
c) Somar esses valores para descobrir o ΔH da reação:
ΔH = ΔH + ΔH
ΔH = (+ 2510,4 + (- 2654,8)kJ)
ΔH = - 144,4kJ
energia total absorvida
energia total liberada
energia total absorvida energia total liberada
Atividade
5. (Brasil escola) O gás propano é um dos integrantes do GLP (Gás Liquefeito de Petróleo) e, dessa forma, é um gás altamente
in�amável. Abaixo está representada a equação química de combustão completa do gás propano.
Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas condições de pressão e temperatura da
combustão.
Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás propano é igual a:
Ligação Energia de ligação (KJ.mol )
C-H 413
O=O 498
C=O 744
C-C 348
O-H 462
-1
a) - 1670 kJ.
b) - 6490 kJ.
c) + 1670 kJ.
d) - 4160 kJ.
e) + 4160 kJ.
Referências
ATKINS, P.; PAULA, J.; SMITH, D. Físico-química: fundamentos. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018.
LEVINE, Ira. Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2012.
Próxima aula
Dependência da entalpia com a temperatura;
Conceito de entropia;
Segunda Lei da Termodinâmica;
Signi�cado das entropias absolutas;
Terceira Lei da Termodinâmica.
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