Cap3

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1
165
Capítulo 3
TERMODINÂMICA QUÍMICA
166
Termodinâmica é a ciência que trata
• do calor e do trabalho
• das características dos sistemas
• das propriedades dos fluidos 
termodinâmicos
Te
rm
od
in
âm
ic
a 
Q
uí
m
ic
a
2
167
Sadi Carnot
1796 - 1832
James Joule
1818 - 1889
Rudolf Clausius
1822 - 1888
Wiliam Thomson
Lord Kelvin
1824 - 1907
Emile Claupeyron
1799 - 1864
Alguns ilustres pesquisadores 
que construíram a termodinâmica
Te
rm
od
in
âm
ic
a 
Q
uí
m
ic
a
168
Sistema + Vizinhança = UNIVERSO de TRANSFORMAÇÃO
Te
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od
in
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ic
a 
Q
uí
m
ic
a
Vizinhança do sistema - o que fica fora da fronteira
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/enm1s3_4.swf
3
169
Sistema Aberto – há troca de matéria e 
energia com o exterior.
Sistema
É a parte do Universo que é objecto de trabalho.
Sistema Fechado – não há troca de 
matéria mas há troca de energia 
com o exterior.
Sistema Isolado – não há troca de 
matéria nem energia com o 
exterior.
Te
rm
od
in
âm
ic
a 
Q
uí
m
ic
a
170
• Deslocamento de um corpo contra uma força que se 
opõe ao deslocamento
• Expansão de um gás que empurra um pistão
• Reação química que gera corrente elétrica
Trabalho
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
4
171
Mecânico
De Estiramento
Gravitacional
Expansão
Expansão superfícial
Eletroquímico
δw = Fext dl
δw = k l dl
δw = mg dl
δw = - Pext dV
δw = γ dA
δw = DV dQ 
= I DV dt
Fext = força externa
l = deslocamento
kl = tensão
l = deslocamento
m = massa
g = constante gravitacional
l = deslocamento
Pext = pressão externa
V = volume
γ = tensão superficial
A= área
DV = diferença de potencial
Q = quantidade de eletricidade
I = corrente elétrica
t = tempo
Trabalho
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
172
Pode ser modificada
• fazendo trabalho no sistema (compressão do gás)
• sem envolver trabalho, mas calor:
aquecimento ⇒ aumento de P
⇒ aumento da energia do sistema
Energia do Sistema
É a capacidade de gerar trabalho.
P
rim
ei
ra
 L
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a 
Te
rm
od
in
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a
5
173
Fronteiras adiabáticas
a) processo endotérmico T
b) processo exotérmico T
Uma fronteira que não permite a transferência de energia sob forma 
de calor.
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
174
c) Processo endotérmico : 
o sistema absorve energia na forma de 
calor
d) Processo exotérmico : 
o sistema liberta energia na forma de calor
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l) + Energia
H2O (g) → H2O (l) + Energia
Fronteiras diatérmicas
T= cte
Energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
Energia + H2O (s) → H2O (l)
P
rim
ei
ra
 L
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 d
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Te
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âm
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a
6
175
Fronteiras diatérmicas
P
rim
ei
ra
 L
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 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
E
ne
rg
ia Calor dado pelo
sistema
E
ne
rg
ia
Calor absorvido 
pelo sistema
para a vizinhança da vizinhança
Exotérmico Endotérmico
176
Energia Interna: U
Função de estado:
depende do estado no qual o
sistema está, não do modo que
chegou
∆U = Ufinal - Uinicial
• Variável extensiva
• Unidade SI para
Calor , Trabalho e Energia Interna é 
Joule (J)
1 J = 1 kg m2 s-2
∆U em geralmente expressa em kJ mol-1P
rim
ei
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 L
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Te
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âm
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a
7
177
Nasceu em 
Salford - Inglaterra
Contribuição de James Joule
1839
Experiências: trabalho mecânico, 
eletricidade e calor .
1840 Efeito Joule : Pot = RI 2
1843
Equivalente mecânico do calor 
( 1 cal = 4,18 J)
1852 
Efeito Joule-Thomson : 
decréscimo da temperatura de um 
gás em função da expansão sem 
realização de trabalho externo.
As contribuições de Joule e outros levaram 
ao surgimento de uma nova disciplina: 
a Termodinâmica
Lei da 
Conservação 
de 
Energia
1a Lei
da 
Termodinâmica
P
rim
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ra
 L
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a 
Te
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a
178
1ª Lei da Termodinâmica
A energia pode ser convertida de uma forma em outra, mas não 
pode ser criada ou destruída.
∆Esistema + ∆Evizinhança= 0
P
rim
ei
ra
 L
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a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a ∆Esistema = - ∆Evizinhançaou
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
Formação de CO2
Reacção Química Exotérmica
Energia química perdida na combustão = Energia ganha pela vizinhança
Sistema Vizinhança
8
179
1ª Lei da Termodinâmica
A variação de energia interna (U) de um sistema fechado é igual à
soma da quantidade de calor fornecido (ou retirado) ao sistema e da
quantidade de trabalho efectuado sobre (ou realizado pelo) sistema.
∆U = q + w
Sistema isolado ⇒ (q = 0, w = 0) e ∆U = 0 (U = cte)
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
180
Discussão sobre as convenções
a partir da perspectiva da vizinhança a partir da perspectiva do sistema
Trabalho de Expansão
∫−=
f
i
V
V
PdVw∫=
f
i
V
V
PdVw
A Energia Interna de um sistema que efectua o trabalho diminu i
(Pilla) (Atkins)
A vizinhança “ganha” energia 
sob forma de trabalho
O sistema “cede” energia sob 
forma de trabalho
w de expansão w de expansão
O SISTEMA PRODUZ TRABALHO
∆U = q + w∆U = q - w
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
9
181
∫−=
2V
1V
PdVw
Trabalho feito pelo Sistema
O trabalho é dado por:
Não é função de estado:
∆w = wfinal - winicial
a) a P = cte
VP1V2VPw ∆−=




 −×−=
Expansão ∆V > 0 ⇒ -P∆V <0 ⇒ wsis < 0
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
w = F×d
w = -P ×∆V
wdF3d
2d
F
VP =×=×=×
182
PV = nRT ⇒ P= nRT/V
Expansão V2 > V1 ⇒ ln V2 /V1 > 0 ⇒ wsist < 0
Trabalho feito pelo Sistema
b) Para um gás perfeito o trabalho realizado na ∆V em
condições de reversibilidade
∫−=
2V
1V
PdVw
2
1
1
2
P
P
lnTRn
V
V
lnTRnw ×××−=×××−=
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
10
183
∆U = qv
Trabalho feito pelo Sistema
Para uma transformação que se dá a volume
constante (∆V=0) e w=0
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
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od
in
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a
184
Calor Específico e Capacidade Calorífica
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Calor específico (c) de uma substância é a quantidade de
calor (q) necessária para aumentar a temperatura de uma grama
de substância em um grau Celsius.
Capacidade calorífica (C ou Cp) de uma substância é a
quantidade de calor (q) necessária para aumentar a temperatura
de uma quantidade (m) de substância em 1ºC.
Como se relacionam: c = C/m
Calor (q) absorvido ou libertado:
q = m c ∆t ⇒ q = C ∆t
∆t = tfinal - tinicial
11
185
Calorimetria a volume constante 
Medida de ∆U
Não sai nem entra calor.
qsis = qágua + qcal + qreac
qsis = 0
qreac = - (qágua + qcal)
qágua = mc∆t
qcal = Ccal∆t
P
rim
ei
ra
 L
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 d
a 
Te
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od
in
âm
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a
186
Capacidade calorífica
qv = Cv ∆T
vT
U
vC 





∂
∂=
P
rim
ei
ra
 L
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 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
12
187
Se V ≠ cte
Uma parte do calor recebido pelo
sistema retornas às vizinhanças sob
forma de trabalho.
P
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a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Entalpia, H
A grande maioria das transformações químicas dão-se todavia, em
contacto com o meio exterior e portanto a P= cte. Nestas condições
o sistema químico realiza só trabalho exterior e torna-se
conveniente definir uma nova função termodiâmica, H.
∆U = q + w
É uma função de estado.
188
dH = dU + d(PV)
dH = dq + dw + P×dV + V×dP
Se w é de expansão dw = - PdV
dH = dq + VdP
a) Se aquecimento a P = cte
dH = dqp ∆H = qp
Entalpia : calor fornecido para fazer 
um trabalho de expansão a P = cte
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Η = U + PV
com ∆H = ∆U+P×∆V
Entalpia, H
13
189
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
E
ne
rg
ia
Exotérmico:
libertação de calor 
pelo sistema
E
ne
rg
ia
Endotérmico:
absorção de calor 
pelo sistema
Reacção Exotérmica
Hprodutos < Hreagentes
∆H < 0
Reacção Endotérmica
Hprodutos > Hreagentes
∆H > 0
∆H = H (produtos) – H (reagentes)
Entalpia, H
190
∆H e ∆U são geralmente muito semelhantes em sólidos e líquidos.
b) Em gases
∆H = ∆U + ∆n×(RT)
P
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ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
∆H = ∆U+P×∆V como P×∆V= ∆n×(RT)
Entalpia, H
14
191Calorimetria a pressão constante 
Medida de ∆H
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Não sai nem entra calor.
qsis = qágua + qcal + qreac
qsis = 0
qreac = - (qágua + qcal)
qágua = mc∆t
∆H = qreac
qP = CP ∆T
P
P
T
H
C 





∂
∂=
192
P
rim
ei
ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Equações Termoquímicas
O ∆H é negativo ou positivo?
O sistema absorve calor
Reacção Endotérmica
∆H > 0
6,01 kJ são absorvidos por cada 1 mole de gelo que derrete a 0ºC e 1 atm.
H2O (s) → H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
E
nt
al
pi
a
Calor absorvido da
Vizinhança para o
sistema
15
193
P
rim
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ra
 L
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a 
Te
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od
in
âm
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a
Equações Termoquímicas
O ∆H é negativo ou positivo?
O sistema liberta calor
Reacção Exotérmica
∆H < 0
890,4 kJ são libertados por cada 1 mole de metano que sofre combustão
a 25ºC e 1 atm.
E
nt
al
pi
a
Calor libertado da
vizinhança para o
sistema
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H = -890,4 kJ 
194
P
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ei
ra
 L
ei
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a 
Te
rm
od
in
âm
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a
Equações Termoquímicas
1. Os coeficientes estequiométricos referem-se sempre ao número 
de moles da substância
H2O (s) → H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
2. Se a reacção for invertida, o sinal de ∆H muda
H2O (l) → H2O (s) ∆H = - 6,01 kJ
3. Se se multiplicar ambos os lados da equação por um factor n, o 
∆H terá que ser multiplicado por esse factor n.
2 H2O (s) → 2 H2O (l) ∆H = 2× 6,01 kJ
16
195
P
rim
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ra
 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Equações Termoquímicas
4. Os estados físicos dos reagentes e produtos têm de ser
especificados nas equações termoquímicas.
H2O (s) → H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
H2O (l) → H2O (g) ∆H = 44,0 kJ
196
P
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 L
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a 
Te
rm
od
in
âm
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a
Comparação entre ∆H e ∆U
2Na (s) + 2H2O (l) → 2NaOH (aq) + H2 (g) ∆H = -367,5 kJ/mol
∆U = ∆H - P∆V
P∆V = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ
∆U = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol
a 25ºC, 1 mole H2 = 24,5 L a 1 atm
17
197
P
rim
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 L
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a
198
P
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 L
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âm
ic
a
Valores Energéticos dos Alimentos e outras Substâncias
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) →6CO2 (g) + 6H2O (l) ∆H = -2801 kJ/mol
1 cal = 4,184 J
1 Cal = 1000 cal = 4184 J
Química em Acção
Os rótulos nas embalagens dos 
alimentos revelam o conteúdo calórico 
do alimento que se encontra no seu 
interior.
18
199
P
rim
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 L
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a 
Te
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od
in
âm
ic
a
Entalpia de formação padrão (∆Hºf) é o calor posto em jogo
quando se forma uma mole de composto a partir dos seus à
pressão de 1 atm.
A entalpia padrão de formação dos elementos na sua forma mais 
estável é zero.
∆Hºf (O2) = 0
∆Hºf (O3) = 142 kJ/mol ≠ 0
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
∆Hºf
Medida foi feita nas 
condições padrão (1 atm).
Formação
∆Hºf (C, grafite) = 0
∆Hºf (C, diamante) = 1,90 kJ/mol ≠ 0
Para aplicação é conveniente definir uma escala de entalpias em
relação a um nível zero.
200
P
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Te
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a
19
201
P
rim
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ra
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a 
Te
rm
od
in
âm
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a
Entalpia de reacção padrão (∆Hºreac) é a entalpia de uma
reacção que ocorre a 1 atm.
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
aA + bB → cC + dD
∆Hºreac= [c∆Hºf (C) + d∆Hºf (D)] - [a∆Hºf (A) + b∆Hºf (B)]
∆Hºreac= Σn∆Hºf (produtos) – Σm∆Hºf (reagentes)
202
P
rim
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 L
ei
 d
a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
Como calcular ∆Hºreac?
1. Método Directo: Aplica-se a compostos que podem ser facilmente 
sintetizados a partir dos seus elementos.
C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºreac = -393,5 kJ/mol
S(ortorrômbico) + 3F2 (g) → SF6 (g)
∆Hºreac= ∆Hºf (CO2,g) – [∆Hºf (C, grafite) + ∆Hºf (O2, g)]
= - 393,5 kJ/mol – 0 kJ/mol – 0 kJ/mol
4P(branco) + 5O2 (g) → P4O10 (g)
C (grafite) + 2S(ortorrômbico) → CS2 (g)
20
203
P
rim
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 L
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a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
2. Método Indirecto: Aplica-se em casos em que os compostos não 
podem ser sintetizados directamente a partir dos seus 
elementos, quando as reacções são lentas ou quando 
ocorrem reacções laterais.
Lei de HESS: Quando os reagentes são convertidos em 
produtos, a variação de entalpia é a mesma quer a reacção 
ocorra num só passo ou em vários.
Nestas condições é possível definir variações de entalpia de reacção para
diversas reacções químicas, designando-se a variação de entalpia por
entalpia de formação, combustão, hidrogenação, dissolução, diluição,
neutralização, etc., consoante o tipo de transformação química a que se
refere.
204
P
rim
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ra
 L
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a 
Te
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a
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
21
205
P
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a
Entalpia de Formação e de Reacção Padrão 
206
P
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Te
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od
in
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ic
a
Entalpia de Solução e de Diluição
Entalpia de solução (∆Hsol) é o calor gerado ou absorvido
quando uma certa quantidade de soluto se dissolve numa certa
quantidade de solvente.
∆Hsol= Hsol – Hcomponentes
Entalpia de dissolução (∆Hdil) é o calor
gerado ou absorvido quando o processo
associado é um processo de diluição.
22
207
P
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Te
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ic
a
Processo de dissolução do NaCl
Passo 1
Passo 2
Na+ e Cl- iões no estado gasoso
Na+ e Cl- iões no 
estadosólido
Na+ e Cl- hidratados
Calor de solução
∆Hsol= 4 kJ/mol
∆Hsol = Passo 1 + Passo 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol
Energia de rede - a energia 
necessária para separar 1 mol 
de composto iónico sólido em 
iões gasosos.
208
P
rim
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 L
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Te
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a
Para uma reacção de dissociação de uma molécula 
diatómica a ∆H corresponde à Energia de Ligação dessa 
molécula.
Em moléculas poliatómicas verifica-se uma apreciável constância na energia
das suas ligações pelo que para cada ligação a sua energia pode
considerar-se aproximadamente constante e independente da molécula.
As energias de ligação permitem determinar, de modo aproximado, as
entalpias de formação de diversos compostos. (Há mais de 1 milhão de
compostos orgânicos cujas entalpias de formação se podem determinar a partir do
conhecimento de 25 energias de ligação)
23
209
P
rim
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a 
Te
rm
od
in
âm
ic
a
Para alguns compostos as suas fórmulas de estrutura não são
adequadamente representadas por uma única fórmula de estrutura e nessas
condições há uma diferença entre a entalpia de formação calculada através
das energias de ligação da estrutura mais representativa e a entalpia de
formação do composto medido experimentalmente. Esta diferença é
designada por Energia de Ressonância.
210S
eg
un
da
 e
 T
er
ce
ira
 L
ei
s 
da
 T
er
m
od
in
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ic
a
Entropia
• A água a descer por uma colina
• O açúcar a dissolver-se numa chávena de café
• A 1 atm, a água congela abaixo de 0ºC e o gelo derrete acima de 0ºC
• Calor é transmitido objecto quente para outro frio
• Um gás expande-se num recipiente em vácuo
• O ferro exposto a oxigénio e água forma a ferrugem
Espontâneo
Não espontâneo
24
211S
eg
un
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 e
 T
er
ce
ira
 L
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s 
da
 T
er
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in
âm
ic
a
Processos Espontâneos e Não Espontâneos
Espontâneo
Não espontâneo
212S
eg
un
da
 e
 T
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ce
ira
 L
ei
s 
da
 T
er
m
od
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âm
ic
a
Uma diminuição de entalpia numa reacção significa
que a reacção é espontânea?
25
213S
eg
un
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 e
 T
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ce
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 L
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 T
er
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od
in
âm
ic
a Entropia (S) é a medida da desordem do sistema.
ordem
∆S = Sf - Si
Se a alteração do estado inicial para o final resulta num aumento de 
desordem
S desordem S
Sf > Si
∆S >0
Para qualquer substância, o estado sólido é mais ordenado que o
estado líquido que por sua vez é mais ordenado que o estado gasoso
Ssólido < Slíquido << Sgás
H2O (s) → H2O (l) ∆S > 0
É uma função de estado.
214S
eg
un
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 T
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 L
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da
 T
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od
in
âm
ic
a Processos que levam a um aumento de entropia (∆S > 0)
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang7/esp/folder_structure/en/m4/s1/index.htm26
215S
eg
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 e
 T
er
ce
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 L
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 T
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od
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ic
a Como é que varia a entropia do sistema para cada um 
dos seguintes processos?
(a) Condensação de vapor de água
↓ desordem ↓ S (∆S < 0)
(b) Formação de cristais de sacarose numa solução supersaturada
↓ desordem ↓ S (∆S < 0)
(c) Aquecimento de hidrogénio gasoso 60ºC a 80ºC
↑ desordem ↑ S (∆S > 0)
(d) Sublimação de gelo seco
↑ desordem ↑ S (∆S > 0)
216S
eg
un
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 T
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ce
ira
 L
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 T
er
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od
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âm
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a 2ª Lei da Termodinâmica
Numa transformação irreversível a entropia total aumenta enquanto
que num processo reversível a entropia total mantém-se constante.
A entropia é dada por:
onde Ω é o número de microestados do sistema no espaço de fase, i.e.,
no espaço de coordenadas posicionais (x, y, z) e de coordenadas de
quantidade de movimento (px, py, pz).
S = R ln Ω
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a 2ª Lei da Termodinâmica
Processo espontâneo:
Processo de equilíbrio:
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Sviz > 0
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Sviz = 0
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a Variação de Entropia de um Sistema (∆Ssis)
A entropia padrão de uma reacção (∆Sº ) é a variação de entropia 
para uma reacção que ocorre a 1 atm e 25ºC.
aA + bB → cC + dD
∆Sºrea = [ cSº(C) + dSº(D) ] - [ aSº(A) + bSº(B)]
∆Sºrea = ΣnSº (produtos) – ΣmSº (reagentes)
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a
• Se uma reacção produz mais moléculas de gás que as que 
consome , ∆Sº > 0.
• Se o número total de moléculas de gás diminui, ∆Sº < 0.
• Se não há uma alteração no número total de moléculas de 
gás, então ∆Sº pode ser positiva ou negativa mas terá um 
valor pequeno.
Variação de Entropia de um Sistema (∆Ssis)
Quando gases são produzidos (ou consumidos)
Qual é o sinal da variação de entropia na seguinte reacção? 
2Zn (s) + O2 (g) →2ZnO (s)
O número total das moléculas gasosas diminui, ∆S <0.
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a Variação de Entropia de um Sistema (∆Ssis)
Processo Exotérmico
∆Sviz > 0
Processo Endotérmico
∆Sviz < 0
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a 3ª Lei da Termodinâmica
A entropia de uma substância perfeitamente cristalina é zero à
temperatura absoluta de zero graus.
O aumento de S com T indica que a entropia será mínima a 0K.
S = R ln Ω
Ω = 1
S = 0
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a Energia de Gibbs, G (ou Energia Livre)
Para um processo a temperatura constante: ∆G = ∆Hsis -Τ∆Ssis
∆G < 0 A reacção é espontânea no sentido directo.
∆G > 0 A reacção não espontânea na forma escrita. Será espontânea no
sentido inverso.
∆G = 0 A reacção está em equilíbrio.
Mede o grau de espontaneidade do sistema.
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a Energia de Gibbs, G (ou Energia Livre)
Energia livre padrão de uma reacção (∆Gºreac) é a variação de
energia livre de uma reacção quando ocorre em condições padrão.
aA + bB → cC + dD
∆Gºreac = [ c∆Gºf(C) + d∆Gºf(D) ] - [ a∆Gºf(A) + b∆Gºf(B)]
∆Gºrea = ΣnGºf (produtos) – ΣmGºf (reagentes)
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a Energia de Gibbs, G (ou Energia Livre)
Energia livre padrão de formação (∆Gº) é a variação de energia
livre que ocorre quando 1 mole de um composto é formado dos
seus elementos nos seus estados padrão.
∆Gº de qualquer elemento no seu estado 
mais estável é zero.
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a Energia de Gibbs, G (ou Energia Livre)
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a Energia de Gibbs, G (ou Energia Livre)
∆Hº = 177,8 kJ
∆Sº = 160,5 J/K
∆Gº = ∆Hº – T∆Sº
a 25ºC, ∆Gº = 130,0 kJ
∆Gº = 0 a 835ºC
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Pressão de Equilíbrio do CO 2
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a Energia Livre de Gibbs e o Equilíbrio Químico
∆G = ∆Gº + RT lnQ
onde R é a constante dos gases (8,314 J/Kmol)
T é a temperatura absoluta (K)
Q é o quociente da reacção
No equilíbrio ∆G = 0 e Q = K
0 = ∆Gº + RT lnK ⇒ ∆Gº = - RT lnK
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a Energia Livre de um sistema reaccional 
vs extensão de uma reacção
Reacção espontânea
∆G<0
∆G>0
(A) REACÇÃO ESPONTÂNEA ∆G<0
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a Energia Livre de Gibbs e as Mudanças de Estado
Equilíbrio
dinâmico
Velocidade de
evaporação
Velocidade de
condensação
V
el
oc
id
ad
e
Tempo
∆Gº = 0 = ∆Hº – T∆Sº
O(g)2H O(l)2H
J/K 109
K 373
kJ 40,79
T
∆H
∆S ===
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a Energia Livre de um sistema reaccional 
vs extensão de uma reacção
Reacção não espontânea
∆G<0
∆G>0
(B) REACÇÃO NÃO ESPONTÂNEA ∆G>0
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Alanina + Glicina → Alanilglicina
∆Gº = +29 kJ K < 1 
ATP + H2O + Alanina + Glicina → ADP + H3PO4 + Alanilglicina
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rg
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iv
re
∆Gº = -2 kJ K > 1