Conceitos Básicos de Termodinâmica

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B) Conceitos básicos de Termodinâmica
Unidade I
• Sistema e vizinhanças
• Processos
• Temperatura e a Lei Zero
• Calor, trabalho e energia
Conceitos Básicos de Termodinâmica
A Termodinâmica:
• Relaciona as propriedades macroscópicas de um sistema 
(pressão, volume e temperatura) com seu comportamento 
nos processos físicos e químicos.
• Pode ser identificada como o estudo do calor, trabalho, 
energia e as mudanças sofridas pelos estados dos 
sistemas.
• Permite saber se uma dada transformação pode ou não 
ser realizada.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Limitações da Termodinâmica:
• Não faz suposições sobre a estrutura molecular da 
matéria.
• Não trata das velocidades nas quais as transformações 
ocorrem.
• Não descreve os sistemas durante os processos físicos 
e químicos.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
• Sistema: parte do universo que é objeto de estudo e é 
separada do restante (vizinhança) mediante fronteiras 
reais ou fictícias. 
• Vizinhanças: parte externa ao sistema onde são feitas
observações.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Tipos de Fronteiras
Quanto a passagem de
calor
• Diatérmicas: permitem a
passagem de calor
• Adiabáticas: não 
permitem a passagem de 
calor
Quanto a mobilidade
• Fixas
• Móveis
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Tipos de Sistemas
• Aberto: pode trocar matéria e energia com a
vizinhança. Ex.: motores de automóveis, corpo
humano, ...
• Fechado: pode trocar energia com a vizinhança, mas
matéria não passa através das fronteiras. Ex.: bolsas
de gelo ou água quente.
• Isolado: não troca matéria nem energia com a
vizinhança.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Propriedades de um Sistema
• Intensivas: não dependem da
quantidade de substância do sistema.
Ex.: pressão, temperatura, densidade, …
• Extensivas: dependem da quantidade
de substância do sistema. Ex.: massa,
volume, número de mols, …
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Estado Termodinâmico
• As propriedades que descrevem o estado de um 
sistema (variáveis de estado) não são todas 
independentes entre si. Atribuindo-se valores para 
poucas funções, automaticamente as demais se tornam 
bem definidas e constantes.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Funções de Estado Termodinâmico
• São propriedades do sistema caracterizadas por um 
valor numérico bem definido para cada estado e 
independentes da maneira como o estado foi atingido 
(independentes do caminho).
• Quando o estado do sistema é modificado, as 
alterações dependem somente dos estados inicial e 
final. 
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Funções de Estado Termodinâmico
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Equilíbrio Termodinâmico
• Um sistema não-isolado está em equilíbrio quando
duas condições são satisfeitas:
1. As propriedades macroscópicas do sistema
permanecem constantes no tempo (estado
estacionário)
2. A remoção do contato entre sistema e vizinhança
não causa alteração nas propriedades do sistema.
Conceitos Básicos de Termodinâmica
Equilíbrio Termodinâmico
1. Equilíbrio mecânico: não há forças resultantes
agindo no sistema
2. Equilíbrio material: não há transferência de
matéria, mudança de fase ou reação química no
interior do sistema
3. Equilíbrio térmico: não há mudanças nas
propriedades do sistema e da vizinhança quando os
mesmos estão separados por uma parede
diatérmica.
A Lei Zero da Termodinâmica
O equilíbrio térmico é atingido quando não há mudança 
de estado entre dois corpos em contato através de uma 
fronteira diatérmica.
A Lei Zero da Termodinâmica: Se A está em equilíbrio 
térmico com B, e B está em equilíbrio térmico com C, 
então A está em equilíbrio térmico com C. 
A
B
C
A Lei Zero da Termodinâmica
• A lei zero é a base do conceito de temperatura e 
justifica o uso de termômetros como instrumento de 
medida de temperatura.
• A partir dela, temos uma definição operacional de 
temperatura que não depende da sensação fisiológica de 
“quente” ou “frio”.
Trabalho e Energia
Trabalho é a transferência de energia de um sistema a 
outro por meio de uma conexão mecânica ou elétrica, de 
modo que um corpo pode ser deslocado contra uma força 
que se opõe ao movimento.
• Exemplos: o levantamento de um peso contra a força
da gravidade; uma bateria “empurrando” a corrente
elétrica em um circuito contra a resistência, …
• Matematicamente:
Unidade no SI: Joule (1 J = 1 kg.m2.s-2)
𝑤 = 𝐹 × 𝑑 
Trabalho e Energia
• O trabalho é uma das propriedades mais fundamentais
da termodinâmica, a partir da qual outras podem ser
definidas.
• A capacidade de um sistema de realizar trabalho é
chamada de energia interna, U.
A Energia Interna
A energia interna das moléculas é armazenada na forma
de:
• energia cinética translacional
• energia cinética rotacional
• energia cinética vibracional
• energia potencial (energia de ligação, energias
eletrônicas, interações intermoleculares, etc.)
A Energia Interna
• Não podemos medir o valor absoluto de energia
interna, mas apenas as suas variações.
• Por exemplo: se um sistema realiza um trabalho de 15
J, dizemos que sua energia interna diminuiu 15 J, ou seja:
ΔU = -15 J
• Por outro lado, se realizarmos trabalho contra um
sistema, sua energia interna aumenta.
A Energia Interna
• Em termos gerais:
quando nenhum outro tipo de transferência de energia
está acontecendo.
• Se energia é transferida para o sistema: U↑ e w > 0.
• Se energia deixa o sistema: U↓ e w• Processos que liberam calor para a vizinhança são
chamados exotérmicos. Ex.: combustões.
• Processos que absorvem calor da vizinhança são
chamados de endotérmicos. Ex.: vaporização.
Calor
• Em termos gerais:
quando nenhum outro tipo de transferência de energia
está acontecendo.
• Se energia é transferida para o sistema: U↑ e q > 0.
• Se energia deixa o sistema: U↓ e q trabalho irreversível (b).
(a) (b)
w = -2,22 kJ
q = 2,22 kJ
w = -1,46 kJ
q = 1,46 kJ
Expansão
isotérmica
reversível
Expansão
isotérmica
irreversível
Primeira Lei e Transformações
• Em outras palavras, o trabalho depende do caminho:
- Trabalho contra pressão externa constante:
- Expansão isotérmica reversível:
- Expansão livre:
- Transformação a volume constante:
- Expansão adiabática:
𝑤 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 
𝑤 = −𝑛𝑅𝑇 ln
𝑉𝑓
𝑉𝑖
 
𝑤 = 0 
𝑤 = 0 
𝑤 = ∆𝑈 
Primeira Lei e Transformações
• Da mesma forma, o calor também depende do 
caminho:
Calor a volume constante
∆𝑈 = 𝑞 + 𝑤 
∆𝑈 = 𝑞𝑉 − 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 
∆𝑈 = 𝑞𝑉 
CV é a capacidade calorífica
a volume constante
𝑞𝑉 = 𝐶𝑉∆𝑇 
EXERCÍCIO. Suponha que 1,00 mol de moléculas de um
gás ideal, em 292 K e 3,00 atm, sofra uma expansão de
8,00 L a 20,00 L e atinja uma pressão final por dois
caminhos diferentes: (a) O caminho A é uma expansão
isotérmica reversível. (b) O caminho B tem duas partes:
na etapa 1, o gás é esfriado a volume constante até que a
pressão atinja 1,20 atm; na etapa 2, é aquecido e se
expande contra uma pressão constante e igual a 1,20 atm
até que o volume atinja 20,00 L e T=292 K. Determine o
trabalho, o calor e a variação de energia interna para os
dois caminhos.
Primeira Lei e Transformações
Calor trocado a pressão constante
• Em química, a maioria das reações são estudadas em
recipientes abertos (a pressão constante de 1 atm, e não
a volume constante).
• A pressão constante, pode ocorrer variação de
volume.
• A variação da energia interna não é numericamente 
igual ao calor absorvido quando o volume não for 
constante, pois parte da energia é utilizada na realização 
de trabalho de expansão.
𝑞𝑃 ≠ ∆𝑈 
Calor trocado a pressão constante
• Seja
• Se o sistema só puder executar trabalho de expansão:
• Num processo reversível, Pext = P, então:
• H é chamada de entalpia, a função de estado que
representa as variações de energia em processos que
ocorrem a pressão constante.
𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 
∆𝐻 = 𝑞 + 𝑤 + 𝑃∆𝑉 + 𝑉∆𝑃 
∆𝐻 = 𝑞 − 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 + 𝑃∆𝑉 
∆𝐻 = 𝑞𝑃 
(pressão constante)
0
Entalpia
• Convenção de sinais
Entalpia
• A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de
grandeza do H é diretamente proporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) H = −1780 kJ
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) H = +890 kJ
Relação entre ∆H e ∆U
• Para um gás ideal, usando a definição de entalpia:
• Essa relação mostra que a variação de entalpia numa
reação que produz ou consome gás é:
onde ∆ng é a variação da quantidade de moléculas de gás
na reação.
𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 = 𝑈 + 𝑛𝑅𝑇 
∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆𝑛𝑔𝑅𝑇 
Relação entre ∆H e ∆U
• Por exemplo, na reação
2 H2(g) + O2 (g) → 2H2O(l)
3 mols de moléculas na fase gasosa se transformam em 2
mols de moléculas na fase líquida, de modo que ∆ng = - 3
mol. Portanto, a 298 K, a diferença entre as variações de
entalpia e de energia interna é:
∆𝐻 − ∆𝑈 = − 3 𝑚𝑜𝑙 𝑅𝑇 = −7,4 𝑘𝐽 
Capacidade Calorífica dos Gases
• Definição de capacidade calorífica:
• A volume constante é:
• E a pressão constante:
• As capacidades caloríficas para líquidos e sólidos têm
valores comparáveis. Para gases, elas diferem bastante.
𝐶 =
𝑞
∆𝑇
 
𝐶𝑉 =
∆𝑈
∆𝑇
 
𝐶𝑃 =
∆𝐻
∆𝑇
 
capacidade calorífica
a volume constante
capacidade calorífica
a pressão constante
Capacidade Calorífica dos Gases
• Para um gás ideal:
𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 = 𝑈 + 𝑛𝑅𝑇 
∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑛𝑅∆𝑇 
𝐶𝑃 =
∆𝐻
∆𝑇
=
∆𝑈 + 𝑛𝑅∆𝑇
∆𝑇
=
∆𝑈
∆𝑇
+ 𝑛𝑅 
𝐶𝑃 = 𝐶𝑉 + 𝑛𝑅 
Capacidade calorífica e Calor específico
• A capacidade calorífica de um sistema pode ser definida
como a quantidade de calor necessária para aumentar sua
temperatura em 1 grau (K ou 0C)
• Para substâncias puras, a capacidade calorífica é dada para
uma quantidade fixa dessa substância. Assim, temos:
• A capacidade calorífica molar: para 1 mol
• A capacidade calorífica específica: para 1 g de substância
Capacidade calorífica e Calor específico
• Dessas, a grandeza mais utilizada é o calor específico, que
pode ser determinado experimentalmente medindo a
variação de temperatura que uma massa conhecida de
substância sofre ao ganhar ou perder certa quantidade de
calor:
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 = 
𝑞
𝑚 × ∆𝑇
 
• A capacidade calorífica molar e a capacidade calorífica 
específica (calor específico) são propriedades intensivas.
Capacidade calorífica e Calor específico
𝐶𝑉,𝑚 =
𝐶𝑉
𝑛
 𝑐𝑉 =
𝐶𝑉
𝑚
 
𝐶𝑃,𝑚 =
𝐶𝑃
𝑛
 𝑐𝑃 =
𝐶𝑃
𝑚
 
Medindo a Entalpia
• Calorimetria a pressão constante
Calorímetro de “copo de isopor”
• Supondo que o calorímetro não
troca calor com a vizinhança; assim,
o calor produzido pela reação é
inteiramente absorvido pela solução.
• O valor de qsolução é calculado
como:
𝑞𝑠𝑜𝑙ç = 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 . 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 . ∆𝑇 
Medindo a Entalpia
EXERCÍCIO. Quando um aluno mistura 50 mL de 1,0 mol/L
de HCl com 50 mL de 1,0 mol/L de NaOH em um
calorímetro de copo de isopor, a temperatura da solução
resultante aumenta de 21,0 0C para 27,5 0C. Calcule a
variação de entalpia para a reação supondo que o
calorímetro perde apenas uma quantidade desprezível de
calor, queo volume total da solução é 100 mL, sua
densidade é 1,0 g/mL e que seu calor específico é 4,18
J/g.K.
D) Termoquímica
Unidade I
• Entalpias de Transição de Fase
• Entalpias de Reação
• Lei de Hess
• Entalpias de Combustão
• Entalpias de Formação
• Variação da Entalpia com a Temperatura
Termoquímica
• Investiga o calor produzido ou consumido nas 
transformações (físicas e químicas), permitindo 
relacioná-lo às variações na energia interna (volume 
constante) ou entalpia (pressão constante).
Variações de Entalpia
• A maioria das reações químicas são realizadas em
recipientes expostos à atmosfera (P cte) e em condições
tais que não há nenhum outro tipo de trabalho além do
P-V (contra a atmosfera) envolvido.
• ΔH é independente do caminho de uma reação e é 
medido pelo calor transferido na reação.
• A entalpia de uma reação depende dos estados físicos
das substâncias envolvidas.
• Além disso, no caso de reações envolvendo sólidos 
(como, por exemplo, enxofre) ΔH depende da estrutura 
cristalina (neste caso, rômbico ou monoclínico).
• Semelhantemente, ΔH também irá depender da 
pressão dos gases envolvidos.
• Por estas razões, os valores tabelados de ΔH se 
referem a reações em que os reagentes e produtos estão 
em seus estados padrões.
Variações de Entalpia
• O estado padrão de uma substância, em uma 
dada temperatura, corresponde ao estado da 
substância pura sob pressão de 1 bar (1atm ≈ 
1,013bar).
O estado padrão
Tipos de Entalpia
• Entalpia de Transição de Fase, trsH
• Entalpias de Fusão, Vaporização, Sublimação
• Entalpia de Reação, rH
• Entalpia de Formação, fH
• Entalpia de Combustão, cH
Entalpias de Transição de Fase
• Entalpia de Vaporização, vapH: diferença de entalpia 
molar entre os estados líquido e vapor de uma 
substância. 
H2O(l)→ H2O(g)
∆𝐻𝑣𝑎𝑝 = 𝐻𝑚 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 − 𝐻𝑚 𝑙í𝑞𝑢𝑖𝑑𝑜 
∆𝑣𝑎𝑝𝐻
° 373𝐾 = +40,66 𝑘𝐽𝑚𝑜𝑙−1
 
Entalpias de Transição de Fase
• Entalpia de Fusão, Hfus:
• Entalpia de Solidificação: processo inverso 
H2O(s)→ H2O(l)
∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = 𝐻𝑚 𝑙í𝑞𝑢𝑖𝑑𝑜 − 𝐻𝑚 𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 
∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜 = −∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑜 
∆𝑓𝑢𝑠𝐻
° 273𝐾 = +6,01 𝑘𝐽𝑚𝑜𝑙−1
 
Entalpias de Transição de Fase
• Entalpia de Sublimação, Hsub:
• Como a entalpia é uma função de estado, a entalpia de
sublimação é a mesma se a transição ocorre diretamente
de sólido a vapor ou em duas etapas (sólido a líquido e
líquido a vapor). Então:
∆𝐻𝑠𝑢𝑏 = 𝐻𝑚 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 − 𝐻𝑚 𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 
∆𝐻𝑠𝑢𝑏 = ∆𝐻𝑓𝑢𝑠 + ∆𝐻𝑣𝑎𝑝 
Entalpias de Reação
• Qualquer reação química é acompanhada por
transferência de energia na forma de calor.
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(l) rH = -890 kJ.mol-1
• Este é um exemplo de uma equação termoquímica
(equação química + variação de entalpia associada)
Entalpias de Reação
EXERCÍCIO: Quando 0,113 g de benzeno, C6H6, queimam
em excesso de oxigênio, em um calorímetro de pressão
constante calibrado, cuja capacidade calorífica é 551 J/0C,
a temperatura do calorímetro aumenta 8,60 0C. Calcule a
entalpia de reação e escreva a equação termoquímica de
2 C6H6(l) + 15 O2(g)→ 12 CO2(g) + 6 H2O(l)
rH = qP = CPT = (551 J/oC)(8,6oC) = 4,7 kJ
Resposta: 2 C6H6(l) + 15 O2(g) →12 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆rH= -6,55 x 103kJ 
Combinando as Entalpias de Reação:
a Lei de Hess
• A entalpia é uma função de estado; logo, o valor de H
é independente do caminho entre os estados inicial e
final.
• Lei de Hess: a entalpia total da reação é a soma das
entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser
dividida.
Lei de Hess
EXEMPLO: Síntese do Propano
3C(gr) + 4H2(g) → C3H8(g) ∆Ho = ?
• Sabendo que:
1ª) C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆Ho = -2220 kJ.mol-1
2ª) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Ho = -394 kJ.mol-1
3ª) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Ho = -286 kJ.mol-1
1ª) 3CO2(g) + 4H2O(l)→ C3H8(g) + 5O2(g) ∆Ho = +2220 kJ.mol-1
2ª) 3C(gr) + 3O2(g) → 3CO2(g) ∆Ho = 3x(-394 kJ.mol-1)
3ª) 4H2(g) + 4(½)O2(g) → 4H2O(l) ∆Ho = 4x(-286 kJ.mol-1)
Total: 3C(gr) + 4H2(g)→ C3H8(g) ∆Ho = -106 kJ.mol-1
Combinando as Entalpias de Reação:
a Lei de Hess
• Conhecidas as equações balanceadas de cada etapa e
sabendo que a soma dessas equações é igual à equação
da reação de interesse, a entalpia de reação pode ser
calculada a partir de qualquer sequência conveniente de
reações.
• As reações intermediárias podem não ser realizáveis
na prática, mas ainda assim podem ser usadas para
chegar à reação total.
Como usar a Lei de Hess
1. Selecione um dos reagentes da reação total e escreva
uma equação química em que ele também apareça como
reagente.
2. Selecione um dos produtos da reação total e escreva
uma equação química em que ele também apareça como
produto. Adicione esta equação à equação escrita na
etapa 1.
3. Cancele as espécies não desejadas na soma obtida na
etapa 2 adicionando uma equação que tenha essas
substâncias.
4. Após completar a sequência, combine as entalpias de
reação.
Entalpias de Combustão
• Dados de combustão são mais facilmente obtidos.
• As reações de combustão estão presentes em nossa
vida diária.
• A entalpia padrão de combustão, , é a variação de
entalpia por mol de uma substância que é queimada em
uma reação de combustão em condições padrão.
• Os produtos da combustão de um composto orgânico
são CO2 (g) e H2O(l).
∆𝑐𝐻
°
 
Entalpias de Formação
• Entalpia Padrão de Formação, : entalpia padrão 
da reação de formação de uma substância a partir de seus 
elementos na sua forma mais estável.
2C(gr) + 3H2(g) + ½ O2(g)→ C2H5OH(l) fH = -277,69 kJ
• Podemos calcular a entalpia de reação a partir das
entalpias de formação de cada substância.
∆𝑓𝐻
°
 
∆𝑟𝐻
° = 𝑛∆𝑓𝐻
° 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛∆𝑓𝐻
° 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
Entalpias de Formação
EXEMPLO.
Para a reação: 2HN3(l) + 2NO(g)→ H2O2(l) + 4N2(g) ∆rH
o (NO) = ?
∆fH
o (H2O2) = -187,78 kJ.mol-1
∆fH
o (N2) = 0 kJ.mol-1 (para todas as substâncias puras na sua forma
mais estável)
∆fH
o (HN3) = 264,0 kJ.mol-1
∆fH
o (NO) = 90,25 kJ.mol-1
∆rH
o = {∆fH
o (H2O2) + 4∆fH
o (N2) – [2∆fH
o (HN3) + 2∆fH
o (NO)]}
∆rH
o = {[-187,78 + 4(0) – [2(264,0) + 2(90,25)]} kJ.mol-1
∆rH
o = -896,3 kJ.mol-1
Variação da Entalpia de Reação com a 
Temperatura
• É possível estimar as entalpias-padrões de reação em
diferentes temperaturas a partir das capacidades
caloríficas e da entalpia de reação em outra temperatura.
• Essa relação é conhecida como Lei de Kirchhoff:
onde ∆𝐶𝑃 = 𝑛𝐶𝑃,𝑚 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛𝐶𝑃,𝑚 (𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) 
∆𝑟𝐻
𝑜
(𝑇2)
= ∆𝑟𝐻
𝑜
(𝑇1)
+ (𝑇2 − 𝑇1)∆𝐶𝑃 
EXERCÍCIO. A entalpia de reação padrão de:
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
é -92,22 kJ.mol-1, em 298K. A síntese industrial ocorre em 450 0C. Qual é a
entalpia padrão da reação nessa temperatura?
Dados: CP,m(NH3,g) = 35,06 J.K-1mol-1
CP,m(N2,g) = 29,12 J.K-1mol-1
CP,m(H2,g) = 28,82 J.K-1mol-1
∆𝑟𝐻
𝑜
 450𝑜𝐶 
= ∆𝑟𝐻
𝑜
 298𝐾 
+ 𝑇2 − 𝑇1 ∆𝐶𝑃
∆𝑟𝐻
𝑜
 450𝑜𝐶 = −92,22𝑥103𝐽/𝑚𝑜𝑙 + 723𝐾 − 298𝐾 −45,46J.K−1mol−1 
∆𝑟𝐻
𝑜
 450𝑜𝐶 = −111 𝑘𝐽
∆𝐶𝑃 = 𝑛𝐶𝑃,𝑚 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛𝐶𝑃,𝑚 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐶𝑃 =2(35,06J/K/mol) - [(29,12 J.K-1mol-1) + 3(28,82 J.K-1mol-1)] = 70,12 – 29,12 –
86,46) = -45,46 J.K-1mol-1
	Slide 1: B) Conceitos básicos de Termodinâmica
	Slide 2: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 3: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 4: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 5: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 6: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 7: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 8: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 9: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 10: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 11: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 12: Conceitos Básicos de Termodinâmica
	Slide 13: A Lei Zero da Termodinâmica
	Slide 14: A Lei Zero da Termodinâmica
	Slide 15: Trabalho e EnergiaSlide 16: Trabalho e Energia
	Slide 17: A Energia Interna
	Slide 18: A Energia Interna
	Slide 19: A Energia Interna
	Slide 20: Trabalho de Expansão
	Slide 21: Trabalho de Expansão
	Slide 22: Trabalho de Expansão
	Slide 23: Expansão Reversível
	Slide 24: Expansão Isotérmica Reversível
	Slide 25: Expansão Isotérmica Reversível
	Slide 26: Expansão Isotérmica Reversível
	Slide 1: C) A Primeira Lei da Termodinâmica
	Slide 2: Calor
	Slide 3: Calor
	Slide 4: Calor
	Slide 5: Medida do Calor
	Slide 6
	Slide 7
	Slide 8
	Slide 9: Primeira Lei e Transformações
	Slide 10: Primeira Lei e Transformações
	Slide 11: Primeira Lei e Transformações
	Slide 12: Primeira Lei e Transformações
	Slide 13: Primeira Lei e Transformações
	Slide 14: Calor trocado a pressão constante
	Slide 15: Calor trocado a pressão constante
	Slide 16: Entalpia
	Slide 17: Entalpia
	Slide 18: Relação entre ∆H e ∆U
	Slide 19: Relação entre ∆H e ∆U
	Slide 20: Capacidade Calorífica dos Gases
	Slide 21: Capacidade Calorífica dos Gases
	Slide 22: Capacidade calorífica e Calor específico
	Slide 23: Capacidade calorífica e Calor específico
	Slide 24: Capacidade calorífica e Calor específico
	Slide 25: Medindo a Entalpia
	Slide 26: Medindo a Entalpia
	Slide 1: D) Termoquímica
	Slide 2: Termoquímica
	Slide 3: Variações de Entalpia
	Slide 4
	Slide 5
	Slide 6: Tipos de Entalpia
	Slide 7: Entalpias de Transição de Fase
	Slide 8: Entalpias de Transição de Fase
	Slide 9: Entalpias de Transição de Fase
	Slide 10: Entalpias de Reação
	Slide 11: Entalpias de Reação
	Slide 12: Combinando as Entalpias de Reação: a Lei de Hess
	Slide 13: Lei de Hess
	Slide 14: Combinando as Entalpias de Reação: a Lei de Hess
	Slide 15: Como usar a Lei de Hess
	Slide 16: Entalpias de Combustão
	Slide 17: Entalpias de Formação
	Slide 18: Entalpias de Formação
	Slide 19: Variação da Entalpia de Reação com a Temperatura
	Slide 20