Físico-química

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FÍSICO-QUÍMICA 
Sandra Miceli Sicchierolli Cintra 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
, 
 
 
2 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 ESTUDOS DE GASES ................................................................................. 3 
2 MISTURAS GASOSAS .............................................................................. 16 
3 CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................ 25 
4 PROPRIEDADES COLIGATIVAS ................................................................ 41 
5 TERMODINÂMICA QUÍMICA I ................................................................ 51 
6 TERMODINÂMICA QUÍMICA II ............................................................... 60 
 
 
, 
 
 
3 
 
 
1 ESTUDOS DE GASES 
Apresentação 
A Físico-química é o ramo da química que estuda a relação entre as propriedades e o 
comportamento das partículas das quais a matéria é constituída. A estrutura da 
matéria e suas transformações também serão estudadas. Neste bloco estudaremos o 
comportamento físico dos gases baseados nas variáveis de estado. 
1.1 Variáveis de estado de um gás 
A matéria pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. A 
matéria no estado sólido possui as partículas organizadas, tem forma e volume 
definidos. No estado líquido a matéria apresenta suas partículas um pouco 
desorganizadas, possui volume definido e a forma depende do recipiente que a 
contém. Já a matéria no estado gasoso possui suas partículas desorganizadas, não 
possui forma nem volumes definidos e ocupa todo o espaço disponível. 
São as interações entre as partículas que definem o estado físico da matéria. No 
estado gasoso as partículas estão muito afastadas, em contínuo movimento, de forma 
tão rápida e aleatória que a interação entre elas é muito fraca. Podemos resumir que 
um gás possui as seguintes propriedades: 
 Não têm volume próprio; 
 Não têm forma própria; 
 Apresentam elevada compressibilidade e expansibilidade. 
Para explicar as propriedades dos gases foi elaborada a teoria cinética dos gases 
que define que: 
a) As moléculas de um gás estão em contínuo movimento e separadas entre si 
por grandes espaços vazios em relação ao tamanho das moléculas. 
, 
 
 
4 
 
b) O movimento das moléculas se dá inteiramente ao acaso e em todas as 
direções e sentidos. 
c) As moléculas colidem continuamente contra as paredes do recipiente onde 
estão contidas, resultando dessas colisões o que se chama de pressão do gás. 
d) As colisões das moléculas contra as paredes do recipiente, bem como as 
colisões intermoleculares, são perfeitamente elásticas, isto é, ocorrem sem 
perda de energia. 
e) As moléculas são completamente livres em seu movimento, isto é, não há 
forças de atração entre elas e nem entre elas e as paredes do recipiente onde 
estão contidas. 
As variáveis de estado de um gás são as condições de volume, pressão e temperatura 
nas quais um gás se encontra. 
Pressão: Depende do número de colisões das partículas do gás com as paredes do 
recipiente, portanto, a pressão (P) é a razão entre a força (F) e a área (A) sobre a qual a 
força é exercida (Atkins, p5). 
P= F/A 
O físico italiano Evangelista Torricelli (1608-1647) determinou, em 1643, a pressão do 
ar atmosférico. Ele utilizou uma coluna de mercúrio, emborcou esta coluna em uma 
cuba também com mercúrio e verificou que, ao nível do mar, a altura da coluna era de 
76 cm ou 760 mm. 
No sistema internacional (SI) a unidade utilizada é o pascal (Pa). 
Ao nível do mar a pressão de 1 atm equivale a pressão exercida por uma coluna de 
mercúrio com altura de 760 mm. 
A medida da pressão de um gás é feita por meio de um aparelho chamado 
manômetro: 
1 atm = 76 cm Hg = 760 mmHg = 105 Pa = 102 kPa 
, 
 
 
5 
 
 
No manômetro aberto a pressão é considerada a atmosférica. Considere as situações 
abaixo: 
Situação 1: A pressão exercida pelo gás é maior do que a pressão atmosférica. 
Neste caso a pressão do gás é calculada somando-se a pressão atmosférica mais a 
altura da coluna representada por ΔH. A figura abaixo ilustra esta situação. 
 
Fonte: Elaborado pelo autor 
Situação 2: A pressão atmosférica é maior do que a pressão do gás, neste caso, a 
pressão do gás é calculada pela pressão atmosférica menos a altura da coluna 
representada por ΔH. A figura abaixo ilustra esta situação. 
 
Fonte: Elaborado pelo autor. 
, 
 
 
6 
 
Temperatura: é um reflexo do grau de agitação das moléculas, e é a propriedade que 
determina o fluxo da energia, sendo que esta sempre flui do objeto de temperatura 
mais alta para o objeto de temperatura mais baixa. 
Na físico-química utilizamos a temperatura na escala Kelvin, chamada de 
temperatura termodinâmica. Nesta escala a temperatura absoluta (T = 0 K) é 
considerada a menor temperatura possível. A conversão entre a temperatura na 
escala Celsius para a escala Kelvin é dada pela expressão: 
T (K) = t (°C) + 273 
Volume: para substâncias gasosas o volume é definido pelo recipiente que o contém. 
As conversões entre as unidades de medida de volume são: 
1 m3 = 1000 L 
1 L = 1 dm3 
1 L = 1000 mL = 1000 cm3 = 1 dm3 
1.2 LEI DE BOYLE E MARIOTTE 
O químico irlandês Robert Boyle (1627-1691) estudou o comportamento dos gases e 
verificou a relação entre a pressão e o volume de um gás, quando este é mantido à 
temperatura constante (transformação isotérmica). De acordo com os estudos de 
Boyle para uma massa fixa de gás, mantida a temperatura constante, o volume 
ocupado pelo gás é inversamente proporcional à pressão aplicada, ou seja, quanto 
maior a pressão menor o volume. Podemos verificar esta relação por meio da figura e 
do gráfico abaixo: 
, 
 
 
7 
 
 
 
Colocando os dados do gráfico em uma tabela temos: 
Estado Pressão Volume P.V 
1 P V P.V 
2 2P 
2
V
 P.V
2
V
2P.  
3 4P 
4
V
 P.V
4
V
4P.  
 
Portanto a expressão matemática será: P1.V1 = P2.V2 , considerando a temperatura 
constante. 
 
, 
 
 
8 
 
1.3 - 1ª e 2ª LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC 
1ª Lei de Charles e Gay-Lussac. 
Os cientistas Jacques Alexandre Cesar Charles e Joseph Louis Gay-Lussac estudaram o 
comportamento físico dos gases quando a pressão era mantida constante 
(transformação isobárica). Eles observaram que, quando um gás era mantido em um 
recipiente à pressão constante, o aumento do volume provocava um aumento 
proporcional da temperatura absoluta do gás. Portanto volume e temperatura eram 
grandezas diretamente proporcionais. Matematicamente podemos expressar essa lei 
com a equação: 
V1 = V2 
 T1 T2 
Onde: 
V1 = Volume inicial 
V2 = Volume final 
T1 = Temperatura absoluta inicial 
T2 = Temperatura absoluta final 
 
, 
 
 
9 
 
 
Usando os dados da tabela abaixo podemos construir um gráfico que expressa o 
comportamento de um gás, quando mantido à pressão constante, quando 
temperatura e volume variam. 
 
 
 
 
 
 
T e V são grandezas diretamente proporcionais: 
Estado Temperatura Volume 
T
V
 
1 T V 
2 2T 2V 2T
2V
 = 
3 4T 4V 
4T
4V
 = 
T
V
T
V
T
V
, 
 
 
10 
 
2T
2V 
1T
1V  
P constante 
 
2ª Lei de Charles e Gay-Lussac. 
Banho de gelo 
Gay-Lussac também estabeleceu a relação entre a pressão e a temperatura absoluta 
quando o volume era mantido constante (transformação isocórica ou isovolumétrica). 
Nesta transformação, com o aumento da temperatura, temos um aumento 
proporcional da pressão, uma vez que, com o aumento da temperatura, temos um 
aumento do grau de agitação das moléculas e, consequentemente, um aumento na 
quantidade de choques das partículas com as paredes do recipiente, aumentando a 
pressão. 
Para uma massa fixa de gás a volume constante, a pressão exercida pelo gás é 
diretamente proporcional à temperatura absoluta. 
Estado Temperatura Pressão 
T
P
 
1 T P 
T
P
 
2 2T 2P 2T
2P
 = 
3 4T 4P 
4T
4P
 = 
 
T
P
T
P
, 
 
 
11 
 
T e P são grandezas diretamente proporcionais:corpo de temperatura mais alta. Tendo como 
consequência que o sentido natural do fluxo de calor é da temperatura mais alta para 
a mais baixa, e que, para que o fluxo seja inverso, é necessário que um agente externo 
realize um trabalho sobre este sistema. 
A representação matemática da entropia é: 
 
 
Onde: ∆S é a variação da entropia; 
Q (Joule) é a quantidade de calor trocado pelo sistema; 
T (Kelvin) a temperatura absoluta do sistema. 
 
 
, 
 
 
65 
 
6.4 Energia Livre de Gibbs 
6.4.1 Energia livre de Gibbs 
A energia livre de Gibbs (ΔG) é uma grandeza utilizada para prever a espontaneidade 
de uma reação química. Até o ano de 1883, os cientistas consideravam que a 
espontaneidade de uma reação era determinada pela variação da entalpia e da 
entropia de tal maneira que: 
 ΔH 0: o sistema reacional possui grande desorganização atômica 
Mas Gibbs demonstrou que, durante a ocorrência de uma reação espontânea, parte da 
energia liberada era utilizada para reorganizar os átomos e esta energia dependia da 
temperatura e da entropia. 
Desta forma a entalpia, a entropia e a temperatura são fatores que determinam a 
espontaneidade de uma reação química. 
A expressão matemática que representa esta relação é: 
ΔG = ΔH – T. ΔS 
Observações sobre a Energia Livre de Gibbs 
 Uma reação só é espontânea se o resultado do ΔG for menor que 0; 
 A expressão da energia livre de Gibbs só é válida se a reação for realizada sobre 
pressão e temperatura constantes; 
 A temperatura, no cálculo da energia livre de Gibbs, sempre deve estar na unidade 
Kelvin; 
 As variações de entalpia (ΔH) e entropia (ΔS) precisar estar na mesma unidade de 
medida. 
 
, 
 
 
66 
 
6.4.2 Espontaneidade de uma reação 
Uma reação será espontânea somente se uma das condições abaixo forem satisfeitas: 
a) Quando o ΔH for positivo e o ΔS for negativo: 
ΔH =+x 
ΔS = -y 
Ao substituir essas grandezas na expressão matemática temos: 
ΔG = ΔH – T. ΔS 
ΔG = x - T.(-y) 
ΔG = x + T.y 
O resultado do ΔG será positivo e, com isso, a reação não será espontânea. 
b) Quando o ΔH for positivo e o ΔS for positivo: 
ΔH =+x 
ΔS = +y 
Ao substituir essas grandezas na expressão matemática temos: 
ΔG = ΔH – T. ΔS 
ΔG = x - T.(+y) 
ΔG = x - T.y 
O resultado do ΔG será somente dependente da temperatura. O processo só será 
espontâneo se o resultado da multiplicação da temperatura pela entropia for maior 
que o da entalpia, o que pode ocorrer em altas temperaturas. 
 
 
, 
 
 
67 
 
c) Quando o ΔH for negativo e o ΔS for positivo 
ΔH =-x 
ΔS = +y 
Ao substituir essas grandezas na expressão matemática temos: 
ΔG = ΔH – T. ΔS 
ΔG = -x - T.(+y) 
ΔG = -x - T.y 
O resultado do ΔG será negativo e, com isso, a reação será espontânea. 
d) Quando o ΔH for negativo e o ΔS for negativo: 
ΔH =-x 
ΔS = -y 
Ao substituir essas grandezas na expressão matemática temos: 
ΔG = ΔH – T. ΔS 
ΔG = -x - T.(-y) 
ΔG = -x + T.y 
O resultado do ΔG será dependente da temperatura. O processo só será espontâneo 
se o resultado da multiplicação da temperatura pela entropia for maior que o da 
entalpia, o que pode ocorrer em altas temperaturas. 
6.5 Aplicações da 2ª Lei da Termodinâmica 
6.5.1 Máquinas térmicas 
Uma aplicação da segunda lei da termodinâmica acontece nas máquinas térmicas onde 
temos, em geral, dois reservatórios, um com alta temperatura e outro com baixa 
temperatura, e uma máquina não converte todo o calor em calor, temos que parte do 
calor flui do reservatório de maior temperatura para o de menor temperatura. Um 
exemplo prático ocorre em máquinas à vapor nas quais o calor do vapor é convertido 
em trabalho e o calor não utilizado acaba sendo liberado para o ambiente. 
 
, 
 
 
68 
 
6.5.2 Ciclo de Carnot 
Este ciclo é constituído por quatro processos reversíveis sucessivos que estão 
representados na figura abaixo: 
1. Representa uma expansão isotérmica reversível de A até B. 
2. Representa uma expansão adiabática reversível de B até C. 
3. Representa uma compressão isotérmica reversível de C até D. 
4. Representa a compressão adiabática reversível de D até A. 
A variação total de entropia ao longo do ciclo é a soma das variações em cada um 
desses passos. 
 
ATKINS, 2012. 
Conclusão 
Neste bloco você aprendeu a determinar a entalpia de uma reação por meio da 
aplicação da lei de Hess e do conceito de energia de ligação. Também estudou a 
segunda lei da termodinâmica e, dentre suas aplicações, temos a construção de 
máquinas térmicas, muito utilizadas na indústria, pois esta lei trata do rendimento das 
máquinas térmicas. 
 
 
, 
 
 
69 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. 
FVAN WYLEN, G. J.; SONNTAG, R. E.; BORGNAKKE, C. Fundamentos da termodinâmica. 
6ª ed., São Paulo: Edgar Blücher, 2003.2T
2P 
1T
1P  
P constante 
 
 
 
, 
 
 
12 
 
1.4 Equação Geral dos Gases Perfeitos 
Um gás perfeito ou também chamado de gás ideal, é um gás teórico que seguiria as 
leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac com exatidão matemática. 
Se tivermos uma quantidade fixa de gás e quisermos fazer com que ele passe de um 
estado inicial em que suas variáveis de estado são P1, V1 e T1 para um estado final em 
que suas variáveis de estado são P2, V2 e T2 , temos a situação esquematizada abaixo 
na qual, entre o estado 1 e o 2, temos um estado intermediário. Entre o estado 1 e o 
estado intermediário temos uma transformação isotérmica e entre o estado 
intermediário e o estado 2 temos uma transformação isobárica. Isolando a variável V e 
igualando as equações resultantes temos uma expressão matemática chamada de 
Equação Geral dos Gases Perfeitos. 
 
A partir da Equação Geral dos Gases é possível verificar as três leis estudadas. 
, 
 
 
13 
 
 
1.5 Equação de Estado de um Gás 
Para deduzirmos a equação de estado de um gás vamos considerar que temos 1 mol 
de um gás qualquer, que inicialmente se encontra no estado 1 e que sofrerá uma 
variação para o estado 2, conforme mostra a tabela abaixo: 
Estado 1 Estado 2  CNTP 
V1 = V V2 = 22,4 L 
P1 = P P2 = 1 atm = 760 mmHg = 101325 Pa = 101,325 kPa 
T1 = T T2 = 0ºC = 273 K 
 
Aplicando os dados acima na equação geral de um gás perfeito temos: 
Para P = 1 atm 
 
K
atm.L
 0,082 
K 273
L 22,4 . atm 1
 
T
V . P
 
, 
 
 
14 
 
Ou para P = 760mmHg 
 
K
mmHg.L
 62,3 
K 273
L 22,4 . mmHg 760
 
T
V . P
 
Ou para P = 101,325 kPa 
 
K
L kPa.
 8,31 
K 273
L 22,4 . kPa 101,325
 
T
V . P
 
Se tivermos n mols de um gás qualquer: 
 mol n . 
K
atm.L
 0,082 mol n .
K.mol 273
L 22,4 . atm 1
 
T
V . P
 
 Constante 
 mol n . 
K
mmHg.L
 62,3 mol n .
K 273
L 22,4 . mmHg 760
 
T
V . P
 
 Constante 
 mol n . 
K
L kPa.
 8,31 mol n . 
K 273
L 22,4 . kPa 101,325
 
T
V . P
 
 Constante 
 mol n constante. 
T
V . P
 ou 
n R. 
T
V . P
 
 T. R . n V . P  EQUAÇÃO DE ESTADO DE UM GÁS 
P – Pressão do gás 
V – Volume ocupado pelo gás (L) 
T – Temperatura (K) 
n – Quantidade de matéria (mol) 
R – Constante universal dos gases 
 
, 
 
 
15 
 
Essa fórmula pode ser usada para resolver vários exercícios que envolvam as variáveis 
de estado dos gases. Mas lembre-se de verificar as unidades. Se no enunciado da 
questão aparecer a pressão em atm e o volume em L, você poderá usar o valor da 
constante universal dado acima R = 0,082 atm . L . K-1. mol-1, pois as unidades são as 
mesmas. No entanto, se forem usadas outras unidades, você deverá usar outro valor 
de R que for dado com as mesmas unidades. 
Conclusão 
Neste bloco você aprendeu a identificar as variáveis de estado de um gás e a inter-
relação entre elas. Além disso, a partir das leis estudadas definimos a equação geral 
dos gases e a equação de estado de um gás. A aplicação destes conceitos na indústria é 
de fundamental importância, pois permite o controle de processos que envolvem o 
aquecimento ou resfriamento de produtos. Além disso, a lei geral dos gases explica 
como a variação da pressão, do volume ou da temperatura afetam os processos 
mecânicos. O conhecimento das variáveis de estado nos permite, por exemplo, 
armazenar gases sob altas pressões em cilindros com segurança. Estes gases 
armazenados em cilindros, como o oxigênio, são utilizados nos hospitais. 
A lei geral dos gases pode ser utilizada para explicar a mecânica de processos que são 
afetados pela pressão, temperatura e volume. 
REFERÊNCIAS 
AGAS, A. P. Termodinâmica Química. Campinas: Editora da Unicamp, 1999. 
ATKINS, P. W. Físico-Química. 7. ed. Rio de Janeiro: Editora LTC, 2004. 
ATKINS, P. W. Físico-Química: Fundamentos. 3. ed. Rio de Janeiro: Editora LTC, 2003. 
CASTELLAN, G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Editora LTC, 1986. 
MOORE W. J. Físico-Química. 4. ed. Rio de Janeiro: Edgard Blücher, 2000. 
VAN WYLEN, G. J.; SONNTAG, R. E.; BORGNAKKE, C. Fundamentos da termodinâmica. 
6ª ed., São Paulo: Edgar Blücher, 2003. 
, 
 
 
16 
 
 
2. Misturas Gasosas 
Apresentação 
No nosso dia a dia os gases, de maneira geral, aparecem como misturas gasosas. Como 
toda mistura gasosa é homogênea, é difícil diferenciar um gás isolado de uma mistura. 
O exemplo mais comum de uma mistura gasosa é o ar atmosférico que é composto por 
78% do volume em massa de gás nitrogênio (N2), 21% de gás oxigênio (O2) e 1% de 
outros gases. 
2.1 Pressão Parcial de um Gás 
Considere a mistura dos gases hidrogênio e hélio representada na figura abaixo: 
P1 é a pressão exercida pelo gás hidrogênio 
P2 é a pressão exercida pelo gás hélio 
Para calcularmos a pressão total da mistura (Ptotal) basta somarmos a pressão do gás 
hidrogênio com a pressão do gás hélio. 
Ptotal = P1 + P2 
 
, 
 
 
17 
 
A pressão parcial de um gás (Lei de Dalton) é definida como a pressão que o gás 
exerceria se estivesse ocupando o volume da mistura na temperatura da mistura. 
 
Por esse motivo, a pressão total é diretamente proporcional ao número total de mol 
de gás: 
 
V
 T. R
.totalnP  
 
Observação: A fração molar é uma relação entre um valor parcial e um valor total, por 
isso, a soma das frações molares será sempre igual à unidade. 
Vejamos uma outra situação: 
 Considerando uma certa massa de dois gases diferentes, A e B, ambos em 
recipientes separados, interligados por um tubo de comunicação de volume 
desprezível e munido de uma torneira, inicialmente fechada, à mesma 
temperatura. 
 
, 
 
 
18 
 
 Ao abrirmos a torneira os dois gases irão se misturar: 
 
 
 
 
A pressão da mistura será a soma das pressões parciais dos gases componentes da 
mistura: 
P = pA + pB 
.VBT
.TB.VBP 
.VAT
.TA.VAP P  )(
BT
B.VBP 
AT
A.VAP
V
T
 P  
BT
B.VBP 
AT
A.VAP 
T
P.V
 
 
 
, 
 
 
19 
 
2.2 Volume Parcial de um Gás 
Volume parcial (lei de Amagat) 
Em uma mistura gasosa, podemos considerar que cada um dos gases seria responsável 
por uma parte do volume total ou, ainda, por certa porcentagem do volume total. 
Vamos considerar uma mistura contendo dois gases A e B. 
 
 
2.3 Lei de Dalton 
Nesta lei temos a relação das pressões parciais dos gases em misturas gasosas. 
Pela lei de Dalton, a pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões 
parciais de todos os gases que a compõem. 
, 
 
 
20 
 
Portanto matematicamente temos: 
Ptotal = p1 + p2 + p3 + p4 + ... 
Considere a formação de uma mistura gasosa de gás A e gás B. Inicialmente esses dois 
gases estão em recipientes separados, possuindo cada gás o seu próprio volume, sua 
própria pressão e sua própria temperatura. Então, volumes iguais desses gases são 
misturados em um único recipiente, sendo mantidos na mesma temperatura. 
Sendo gases ideais, eles não irão reagir entre si, sendo que a mistura se comportará 
como se fosse um gás único e a pressão de cada componente será independente da 
pressão dos demais. Portanto, a pressão dessa mistura será igual à soma das pressões 
exercidas por cada um de seus componentes na mistura, ou seja: 
Ptotal = PA + PB 
É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás é a pressão que ele exerceria 
se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura 
em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro da mistura. 
2.4 Difusão e Efusão Gasosa 
Para entender os conceitos relacionados à difusão e efusão de um gás precisamos, 
inicialmente, compreender os conceitos de densidade absoluta e densidade relativa 
para gases. 
Para calcular a densidade absoluta de umgás devemos partir da Equação de Estado de 
um gás: 
 T. R . n V . P  
Se conhecermos a massa do gás (m) e a massa molar do mesmo (M) podemos calcular 
o número de mols deste gás: 
1 mol gás ----------- M g 
n mol gás ----------- m g 
, 
 
 
21 
 
M
m
n  
Substituindo na fórmula acima o número de mols (n) por m/M a equação fica: 
.R.T
M
m
P.V  
Como 
V
m
d  vamos reorganizar a fórmula: 
 .R.T
V
m
P.M   d.R.TP.M  
R.T
P.M
d  
No caso, a unidade da densidade absoluta será dada em g/L. 
A densidade relativa é calculada a partir da relação matemática representada abaixo: 
Temos dois gases A e B. Cada um possui uma determinada densidade. Como queremos 
calcular a densidade relativa de A por B, devemos dividir suas densidades absolutas. 
 
A partir dessa relação, pode-se concluir, em termos comparativos, que, quanto maior 
for a massa molar de um gás, maior será sua densidade. 
É comum comparar a densidade dos gases com a do ar. Para que essa comparação 
possa ser feita, deve-se conhecer a massa molar do ar. Como o ar é uma mistura de 
gases (N2, O2, Ar), sua massa molar corresponde a uma média ponderada que relaciona 
a porcentagem em volume de cada componente, ou seja, sua fração molar (X), com 
sua massa molar. Essa média ponderada é denominada massa molar aparente: 
Map = xN2.MN2 + xO2.MO2 + xAr. MAr 
, 
 
 
22 
 
A composição do ar, em volume, nas regiões próximas à superfície terrestre é 
aproximadamente: 
N2 78% em volume  xN2 = 0,78 
O2 21% em volume  xO2 = 0,21 
Ar 1% em volume  xAr = 0,01 
Substituindo os valores, temos: 
Map = (0,78. 28) + (0,21.32) + (0,01.40) Þ Map do ar = 28,96 g/mol 
2.4.1 Difusão e Efusão Gasosa 
Os fenômenos de difusão e efusão gasosa estão relacionados ao movimento cinético 
das partículas do gás. O fenômeno de difusão ocorre quando as partículas de um gás 
se espalham de maneira uniforme pelo ambiente em meio às partículas de outro gás. 
Um exemplo deste tipo de fenômeno ocorre quando borrifamos um perfume no 
ambiente e seu odor pode ser sentido em outro ponto do local. 
Já o fenômeno da efusão ocorre quando as partículas de um gás se movimentam 
através de orifícios localizados nas paredes do recipiente, ou seja, é um movimento de 
saída do gás pelas paredes do objeto que o contém. Um exemplo de efusão gasosa 
pode ser observado quando enchemos um balão de aniversário com gás e, no dia 
seguinte, ele está murcho. Neste caso ocorreu a saída do gás pelos poros da borracha 
do balão. 
O físico inglês Graham, em 1828, por meio de resultados experimentais, estabeleceu 
uma relação matemática e enunciou a seguinte lei: 
Lei de Graham: a velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente 
proporcional à raiz quadrada de sua densidade (LEVINE, p 437). 
Se a temperatura dos gases é a mesma, então a energia cinética deles também é igual: 
Gás 1 Gás 2 
T1 = T2 
E1 = E2 
, 
 
 
23 
 
A energia cinética é dada pela fórmula: m. v2/2. Então, temos: 
Gás 1 Gás 2 
m1. v1
2 = m2. v2
2 
2 2 
m1. v1
2
 = m2. v2
2 
v1
2
 = m2 
v2
2 m1 
Considerando que “m” é a massa molecular ou molar (M) de cada gás, teremos: 
1M
2M
2v
1v  ou 
1d
2d
2v
1v  
Isso nos mostra que a massa molar do gás também interfere na sua velocidade, pois 
quanto menor for essa massa, mais fácil será para o gás realizar a difusão ou efusão. 
2.5 Volume Molar 
Segundo a Hipótese de Avogadro: 
"Volumes iguais de gases quaisquer, medidos nas mesmas condições de pressão e 
temperatura, contêm o mesmo número de moléculas." (LEVINE, p14) 
Podemos então concluir que, se o número de moléculas de qualquer gás for igual ou se 
o número de mols de moléculas de qualquer gás for igual, o volume ocupado por tal 
número também o será (LEVINE, P21). 
Volume molar de um gás qualquer é o volume ocupado por um mol do gás em 
determinadas condições de pressão e temperatura. 
Se o gás estiver nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 
P = 1 atm = 76 cm Hg = 760 mmHg  105 Pa = 102 kPa 
T = 0ºC = 273 K 
, 
 
 
24 
 
Verifica-se experimentalmente que o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é de 
22,4L. 
Este valor só é valido para as chamadas condições normais de temperatura e pressão 
descritas acima. Para outras condições devemos determinar o valor do volume molar. 
Conclusão 
Neste bloco estudamos as misturas gasosas e os conceitos de difusão e efusão. 
Também determinamos o volume molar de um gás nas chamadas condições normais 
de temperatura e pressão (CNTP). Estes conceitos são importantes, pois permitem 
diversas aplicações na indústria a até mesmo no cotidiano das pessoas. Exemplos de 
misturas gasosas são: o ar atmosférico, o gás de cozinha (mistura de gás propano e 
butano) e os cilindros usados para mergulho (nitrogênio e oxigênio). 
REFERÊNCIAS 
AGAS, A. P. Termodinâmica Química. Campinas: Editora da Unicamp, 1999. 
ATKINS, P. Físico-Química. 7. ed. Rio de Janeiro: Editora LTC, 2004. 
ATKINS, P.W. Físico-Química: Fundamentos. 3. ed. Rio de Janeiro: Editora LTC, 2003. 
CASTELLAN; G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Editora LTC, 1986. 
Levine, I. N. Físico-química. 6° ED. 2012. 
 
 
 
 
 
 
 
, 
 
 
25 
 
 
3 CINÉTICA QUÍMICA 
Neste bloco você irá estudar os conceitos relacionados à cinética química, área da 
química que estuda a velocidade das reações. Vamos estudar os equilíbrios químicos, o 
significado da constante de equilíbrio e os fatores que podem perturbar o equilíbrio de 
um sistema. 
3.1 Velocidade de uma reação 
Cinética Química é a área da Química que estuda as velocidades das reações. O 
progresso de uma reação química pode ser medido pela diminuição da concentração 
dos reagentes ou pelo aumento da concentração dos produtos. E, de maneira 
simplificada, pode ser representado por: 
Reagentes → produtos 
Em geral, é mais conveniente exprimir a velocidade de uma reação em termos da 
variação da concentração com o tempo (Chang). Assim, para a reação A → B, 
representamos a velocidade como: 
Velocidade= -Δ[A]/Δt ou Velocidade= Δ[B]/Δt 
Onde Δ[A] e Δ[B] representam as variações das concentrações em mol por litro e Δt é 
o intervalo de tempo. 
Ao calcularmos o Δ[A], observe o sinal negativo da fórmula, notamos que ele 
representa um valor negativo, uma vez que o reagente é consumido, para não 
trabalharmos com valores negativos. 
Existem várias formas experimentais de se determinar a velocidade de uma reação, 
para as soluções aquosas, as concentrações são medidas com espectrógrafos, para as 
reações que envolvem íons, usam-se medidas de condutibilidade elétrica e para gases 
usam-se medidas de pressão. 
, 
 
 
26 
 
Observe a tabela abaixo que mostra os dados experimentais referentes a reação de 
decomposição de um composto genérico A se transformando nos produtos B e C 
2A(aq) → 2B(l) + 1 C(g) 
tempo (min) [ ] mol/L [ ] mol/L [ ] mol/L 
0 0,8 0 0 
10 0,5 0,3 0,15 
20 0,3 0,5 0,25 
30 0,2 0,6 0,3 
 
Utilizando os dados da tabela e a fórmula para cálculo da velocidade média temos: 
a. Para o intervalo entre 0 e 10 minutos 
Vm = - (0,5-0,8)/10-0 
Vm = 0,03 mol.L-1.min-1 
b. Para o intervalo entre 10 e 20 minutos 
Vm = - (0,3-0,5)/20-10 
Vm =0,02 mol.L-1.min-1 
c. Para o intervalo entre 20 e 30 minutos 
Vm = - (0,25-0,3)/30-20 
Vm =0,01mol.L-1.min-1 
Ao analisarmos os valores das velocidades médias de consumo de A, percebemos que 
elas não são constantes e que o valor máximo é encontrado no início da reação. 
, 
 
 
27 
 
Em um mesmo intervalo de tempo, por exemplo, entre 0 e 10 minutos, podemos 
calcular a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação: 
Velocidade de consumo de A 
Vm = - (0,5-0,8)/10-0 
Vm = 0,03 mol.L-1.min-1 
 
Velocidade de formação de B 
Vm = -(0,3-0)/10-0 
Vm = 0,03 mol.L-1.min-1 
 
Velocidade de formação de C 
Vm = - (0,15-0)/10-0 
Vm =0,015 mol.L-1.min-1 
Estes valores obedecem à proporção estequiométrica da reação: 2:2:1. 
Para calcular a velocidade média da reação basta dividir os valores das velocidades 
médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos: 
Vmreação = VmA/2 = VmB/2 = VmC/1 = 0,015 mol.L-1.min-1 
De maneira geral, para a reação: 
aA + bB → cC 
Vm reação = VmA/a = VmB/b = VmC/c 
As leis de velocidade são determinadas experimentalmente. A partir da concentração 
dos reagentes e das velocidades iniciais da reação, determinamos a ordem de reação 
e, portanto, a constante de velocidade da reação. 
 A ordem de reação é sempre definida em função das concentrações dos reagentes. 
, 
 
 
28 
 
A ordem de um reagente não está ́ relacionada com o coeficiente estequiométrico do 
reagente na equação global balanceada. 
Para uma reação genérica aA + bB → cC, temos a seguinte expressão da lei da 
velocidade: 
v= k[A]x.[B]y 
Onde v = velocidade da reação; 
K = constante da velocidade; 
 [A] e [B] = concentrações em mol/L dos reagentes; 
X e y = expoentes determinados experimentalmente, denominados ordem da reação. 
Quando a reação ocorre em uma única etapa, dizemos que se trata de uma reação 
elementar, nesse caso, os expoentes x e y correspondem aos coeficientes 
estequiométricos da reação. 
No entanto, a grande maioria das reações não ocorrem em uma única etapa, ou seja, 
não são elementares. O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é 
denominado mecanismo de uma reação. 
3.2 Mecanismos de uma reação 
O mecanismo da reação representa a sequência de etapas elementares para que 
ocorra a transformação de reagentes em produtos. 
Considere a reação: 2A + B → A2B 
 O mecanismo desta reação é dado por: 
Etapa lenta: A + A → A2 
Etapa rápida: A2 + B → A2B 
Neste tipo de reação, a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta da 
reação, logo, a equação da velocidade será: 
v= k[A].[A] ou v= [A]2 
, 
 
 
29 
 
3.2.1 Teoria das Colisões 
As reações químicas ocorrem devido às colisões entre as moléculas dos reagentes. Em 
termos da teoria das colisões da cinética química, a velocidade de reação é 
diretamente proporcional ao número de colisões moleculares por segundo. 
Quando colocamos os reagentes em contato, as partículas que os compõem irão 
colidir umas com as outras, e parte dessas colisões poderá originar produtos. Os 
choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados 
eficazes ou efetivos. 
No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma 
estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos chamada de complexo 
ativado. Ele é formado quando é fornecido ao sistema uma energia mínima para a 
ocorrência da reação química, chamada de energia de ativação. 
Podemos considerar a energia de ativação uma barreira que impede as moléculas de 
menor energia de reagirem. 
 
Fonte: CHANG, 2010. 
A Figura acima mostra dois perfis de energia potencial para a reação. 
A+B→ AB‡→ C+D 
Onde AB‡ representa um complexo ativado formado pela colisão entre A e B. 
, 
 
 
30 
 
A reação será́ acompanhada por uma liberação de calor se os produtos forem mais 
estáveis que os reagentes; neste caso, a reação será́ exotérmica figura (a). 
Pelo contrário, se os produtos forem menos estáveis que os reagentes, a mistura 
reacional absorverá calor a partir do meio circundante e a reação será́ endotérmica 
figura (b). 
Experimentalmente, reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, e 
as reações que exigem menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente. 
Para reações mais complexas, é necessário considerar, também, um “fator de 
orientação”, ou seja, a orientação relativa das moléculas reagentes. A reação entre os 
átomos de potássio (K) e o iodeto de metila (CH3I) para dar origem ao iodeto de 
potássio (KI) e ao radical metil (CH3) ilustra esse aspecto: 
K + CH3I  KI + CH3 
A configuração mais favorável para a ocorrência dessa reação corresponde a uma 
colisão frontal do átomo de K com o átomo de I do CH3I. Caso contrário, a formação de 
produtos será ́menor ou a reação poderá́ mesmo não ocorrer. 
 
Fonte: CHANG, 2010. 
3.3 Fatores que afetam a velocidade de uma reação 
A velocidade de uma reação química pode ser afetada se alguns fatores forem 
alterados. Dentre estes fatores destacam-se a temperatura, a concentração dos 
reagentes, a superfície de contato e o uso de catalisadores. 
, 
 
 
31 
 
3.3.1 Variação da temperatura 
Com o aumento da temperatura, a energia cinética das moléculas é maior, o que causa 
um aumento no número de colisões efetivas entre as moléculas, acelerando a 
velocidade da reação. Um exemplo prático desta condição acontece quando colocamos os 
alimentos na geladeira para evitar que eles se deteriorem rapidamente. Ao colocar na 
geladeira, diminuímos a temperatura da reação de degradação dos alimentos. 
3.3.2 Concentração dos reagentes 
Quanto maior a quantidade de partículas ou moléculas disponíveis para a ocorrência 
de uma reação, maior será a quantidade de choques efetivos, portanto maior será a 
velocidade da reação. Portanto quanto maior a quantidade de reagentes, maior a 
velocidade da reação. 
 
, 
 
 
32 
 
3.3.3 Superfície de contato 
Como já estudamos, para que ocorra uma reação química é necessário que ocorra um 
choque efetivo entre as partículas dos reagentes, portanto quanto maior a superfície 
de contato, maior será a probabilidade da ocorrência dos choques efetivos e 
consequentemente maior a velocidade da reação. 
Um exemplo prático pode ser observado durante a oxidação do ferro, formação da 
ferrugem, sabemos que uma placa de ferro se oxida ao ser exposta ao ar e umidade, 
mas esta reação pode demorar muitos anos para ocorrer. A mesma reação pode ser 
rapidamente observada se deixarmos uma palha de aço sobre a pia, em algumas horas 
ela estará enferrujada. Isso acontece devido a maior superfície de contato exposta ao 
ar e a umidade. 
3.3.4 Catalisadores 
Catalisadores são substâncias que abaixam a energia de ativação das reações químicas, 
esta é a energia mínima necessária para a ocorrência da reação. Quanto maior for a 
energia de ativação, mais tempo demora para a reação ocorrer. Portanto, seu uso 
acelera a velocidade das reações. 
O uso de catalisadores é fundamental nas indústrias e nos laboratórios, pois tornam 
economicamente viável alguns processos que demorariam muito tempo para ocorrer 
sem seu uso. 
3.4 Equilíbrios Químicos 
Existem sistemas em que as reações diretas e inversa ocorrem simultaneamente. Esses 
sistemas são denominados reversíveis e são representados por uma dupla seta (⇆). 
Dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio químico, quando a velocidade da reação 
direta se iguala à velocidade da reação inversa. Assim as concentrações dos 
participantes da reação não se alteram. É uma situação de equilíbrio dinâmico 
(RUSSEL, 2012). 
 
, 
 
 
33 
 
3.4.1 Constante de Equilíbrio em função das Concentrações Molares (KC) 
Observe o gráfico abaixo que representa a velocidade da reação em função do tempo. 
Onde VD = velocidade da reação direta 
 VI = velocidade da reação inversa 
Matematicamente para a reação genérica abaixo, tem-se: 
 
a A + b B ⇆ c C + d D 
vD = kD.[A]a . [B]b e vI = kI.[C]c . [D]d 
 no equilíbrio 
Portanto tem-se: 
 kD.[A]a . [B]b = kI.[C]c . [D]d 
 kD [C]c . [D]d 
 = 
 kI [A]a . [B]b 
kD/kI = kC 
 
 
, 
 
 
34 
 
Algumas Considerações Importantes: 
 A constante de equilíbrio será um número adimensional, ou seja, sem unidade. 
 Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da reação direta e quanto 
menor o valor deKc maior será a extensão da reação inversa. 
 Kp e Kc só variam com a temperatura. 
Atenção: Em equilíbrios em que existam participantes sólidos, eles não devem ser 
representados na expressão da constante de equilíbrio (KC), pois suas concentrações 
são sempre constantes. 
Exemplo: C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) KC = [CO2]/[O2] 
Observe que, até agora, a expressão da constante de equilíbrio (Kc) foi dada em 
termos de concentração (mol/L), mas nos equilíbrios químicos onde pelo menos um 
dos participantes da reação é gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em 
termos de pressões parciais (Kp). 
3.4.2 - Constante de Equilíbrio em função da Pressões/ Parciais (Kp) 
Matematicamente, para a reação genérica abaixo, tem-se: 
a A(g) + b B(g) ⇄ c C(g) + d D(g) 
p = (pC)c. (pD)d / (pA)a. (pB)b 
Exemplo: C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) Kp = pCO2/pO2 
Obs: A constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) não é 
determinada, caso nenhum participante da reação esteja no estado gasoso (g) ou (v). 
É importante salientar que existe uma relação matemática entre as constantes de 
equilíbrio Kc e Kp, dada por: 
Kp=Kc(RT)Δn 
Onde ∆n = (c + d) - (a + b) 
, 
 
 
35 
 
Os químicos utilizam uma grandeza química denominada grau de equilíbrio, que 
expressa o rendimento da reação. O grau de equilíbrio é um número entre 0 e 1, ou 
seja, entre 0% e 100 %. Sua expressão matemática é dada por: 
α = número de mol que reagiu até atingir o equilíbrio/número de mol inicial dos 
reagentes. 
3.5 Fatores Que Afetam o Equilíbrio Químico I 
3.5.1 Deslocamento de Equilíbrio (Princípio de Le Chatelier) 
Pode-se alterar um equilíbrio químico por meio de ações externas chamadas 
perturbações do equilíbrio. Se, sobre o equilíbrio químico for exercido uma ação 
externa, este tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Assim, pelo 
princípio de Le Chatelier: ”Quando se aplica uma ação em um sistema em equilíbrio, 
ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa ação”. 
Obs: Sabe-se que a constante de equilíbrio não se altera com variações de 
concentração, volume e pressão dos participantes da reação. 
Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio: 
 Concentração dos participantes da reação; 
 Pressão do sistema. 
3.5.2. Variação da Concentração dos Participantes da Reação: 
Para a reação química: N2O4 ⇄ 2 NO2 
Um aluno realizou uma experiência: Colocou 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1L a 
uma dada temperatura e observou que no equilíbrio havia as seguintes concentrações 
dos participantes da reação. 
N2O4 ⇄ 2 NO2 
No equilíbrio: 0,74 mol/L 0,52 mol/L 
[NO2]2 
, 
 
 
36 
 
Se calcularmos a constante de equilíbrio Kc = ____________, obteremos o valor de Kc =0,36. 
[N2O4] 
Se esse aluno adicionasse ao equilíbrio em questão 1 mol de N2O4, observaria que, 
instantaneamente, a concentração de N2O4 passaria ser 1,74 mol/L, ao passo que a 
concentração de NO2 permaneceria 0,52 mol/L, mostrando uma perturbação no 
equilíbrio químico (observe que o valor de Kc não seria mais 0,36). 
Porém, nos instantes seguintes, haverá consumo de N2O4 e produção de NO2 
estabelecendo-se um novo equilíbrio químico: 
N2O4 ⇄ 2 NO2 
Novo equilíbrio: 1,62 mol/L 0,76 mol/L 
 
Se calcularmos novamente a constante de equilíbrio, obteremos novamente o valor de 
Kc =0,36. 
Assim: um aumento de concentração de um participante da reação, desloca o 
equilíbrio no sentido de consumir este participante. 
3.5.3 - Variação da Pressão do Sistema 
Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, 
ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento de pressão, ou 
seja, ele se desloca no sentido da reação onde há menos mol gasosos (pressionam 
menos). Assim, se tivermos o equilíbrio: 
, 
 
 
37 
 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) 
2 mol 1 mol 2 mol 
3 mol gasosos 2 mol gasosos 
Nas mesmas 3 volumes gasosos (3v) 2 volumes gasosos (2v) 
Condições de T e P 
Se aumentarmos a pressão sobre esse sistema, o equilíbrio irá se deslocar para a 
direita (no sentido da reação direta), favorecendo a formação do SO3, porque, nesse 
sentido, há a diminuição do número de mol de gás, e assim há a diminuição da 
pressão. 
Assim: 
 
Obs1: Há equilíbrios químicos que não são afetados pela pressão, ou seja, nos 
equilíbrios onde o volume gasoso é igual em ambos os lados da equação: 
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) 
 
 
 
 2 v 2v 
Obs2: Essas conclusões são válidas para todos os equilíbrios onde participem gases na 
reação. Sólidos e líquidos devem ser ignorados desse tipo de análise: 
 
 
 
, 
 
 
38 
 
 CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) 
 0 v 0 v 1v 
 
Ou seja: 0 v 1v 
Portanto, se aumentarmos a pressão sobre esse sistema, o equilíbrio irá se deslocar 
para a esquerda, favorecendo a formação de CaCO3. 
3.5.4 - Fatores Que Afetam o Equilíbrio Químico II 
Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio: 
 Variação da temperatura; 
 Catalisador. 
3.5.5 - Variação da Temperatura do Sistema 
A temperatura é a única responsável por alterar a constante de equilíbrio (Kc), além de 
provocar um deslocamento do equilíbrio. 
Quando se aumenta a temperatura, se favorece a reação que ocorre com absorção de 
calor, ou seja, endotérmica. 
Mas quais são as principais formas de se representar uma reação endo ou exotérmica? 
Como vimos anteriormente, uma reação endotérmica possui o valor de ∆H positivo 
(∆H > 0), ao passo que uma reação exotérmica possui ∆HNeste bloco você aprendeu a determinar a velocidade das reações químicas e a 
calcular as constantes de equilíbrio de uma reação química, assim como quais são os 
fatores que afetam este equilíbrio. Nos processos químicos é importante o controle 
das variáveis que podem afetar a produção e comprometer o rendimento de um 
processo. Uma aplicação prática dos conceitos estudados acontece quando 
aquecemos um alimento para que ele cozinhe mais rápido ou quando colocamos um 
alimento na geladeira para que ele não se estrague tão rápido. 
Referências 
ATKINS, J. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. 
 
, 
 
 
41 
 
 
4 PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
Apresentação 
A temperatura e a pressão são fatores importantíssimos na definição dos estados 
físicos das substâncias e de algumas de suas propriedades. Considere um líquido não 
volátil como a água, mantido à 25ºC e 1 atm de pressão, polar, inodoro, insípido, com 
densidade igual a aproximadamente 1g/mL. 
Se alterarmos a temperatura e/ou pressão, ocorrerão mudanças na interação das 
moléculas, levando-as até a solidificação, ebulição e, em casos extremos, a alteração 
das ligações entre seus átomos, decompondo-as devido às mudanças na estrutura 
interna dessas moléculas. 
Um exemplo de decomposição de moléculas ocorreu durante o acidente nuclear em 
Fukushima, no Japão, após o terremoto, que foi seguido por um tsunami, o sistema de 
resfriamento dos reatores foi danificado e ocorreu um superaquecimento da água com 
formação de vapor de alta temperatura com liberação de gás hidrogênio, que é 
altamente inflamável e causou várias explosões. 
Neste bloco vamos estudar as propriedades coligativas das soluções. Estas são 
propriedades físicas que dependem única e exclusivamente do número de partículas 
de soluto em um solvente e não dependem da sua natureza. 
4.1 TONOSCOPIA 
4.1.1 diagrama de fases 
Para entender melhor as propriedades coligativas vamos rever alguns conceitos 
relacionados às propriedades físicas das substâncias. A temperatura na qual ocorre a 
mudança de estado físico de uma substância pode ser usada para caracterizá-la e, 
durante a mudança estado físico, ocorre um equilíbrio entre as fases envolvidas e a 
temperatura permanece constante. Se variarmos a pressão, a mudança de estado 
físico pode ocorrer em diferentes temperaturas. Observe o diagrama de fases 
representado abaixo. 
 
, 
 
 
42 
 
Diagrama de fases 
 
As curvas do diagrama de fases indicam as condições de temperatura e pressão nas 
quais duas fases estão em equilíbrio. O ponto de intersecção das três linhas é chamado 
ponto triplo e ele indica a condição de pressão e temperatura na qual as três fases 
estão em equilíbrio. Outro dado importante que pode ser obtido por meio de um 
diagrama de fases é o chamado ponto crítico. Para valores acima deste ponto, de 
pressão e temperatura, não há mais os estados líquido e vapor, e sim uma única fase 
que ocupa todo o recipiente: a do gás. Na forma gasosa a matéria não pode ser 
liquefeita somente por um aumento da pressão ou uma diminuição da temperatura. 
4.1.2 Pressão máxima de vapor 
Observe a figura abaixo na qual está representado o processo de vaporização de um 
solvente. No equilíbrio as velocidades de vaporização e condensação são iguais. Cada 
solvente apresenta uma velocidade de vaporização diferente, esta variação influencia 
na volatilidade da substância. 
, 
 
 
43 
 
 
Em um sistema em equilíbrio à temperatura constante, a concentração das moléculas 
de vapor não varia com o tempo e a pressão exercida pelo vapor sobre o líquido é 
constante. Denominamos pressão máxima de vapor, a pressão exercida pelo vapor 
sobre o líquido em equilíbrio. 
Líquidos diferentes, à uma mesma temperatura, apresentam pressões máximas de 
vapor, também diferentes, uma vez que esta propriedade depende das forças 
intermoleculares da substância no estado líquido. 
 
, 
 
 
44 
 
 
A tabela abaixo mostra os valores das pressões de vapor da água, do álcool etílico e do 
éter. 
Pressão máxima de vapor a 20°C 
Água (l) ⇆ água (v) 17,5 mmHg 
Álcool (l) ⇆ álcool (v) 44 mmHg 
Éter (l) ⇆ éter (v) 442 mmHg 
Se compararmos os valores das pressões de vapor da água, do álcool etílico e do éter 
podemos deduzir que, no éter, as interações entre suas moléculas são mais fracas, 
portanto, este é o líquido mais volátil e que apresenta uma maior pressão de vapor. Já 
na água, como as interações moleculares são mais intensas, ela é a substância menos 
volátil e com menor pressão de vapor. 
O gráfico a seguir representa um experimento realizado em sistema fechado provido 
de um manômetro, para se determinar a pressão interna do recipiente em uma 
determinada temperatura. As pressões representadas no gráfico correspondem 
àquelas exercidas pelos vapores em função da temperatura. Esses dados demonstram 
que, quanto maior a temperatura, maior é a pressão de vapor do líquido. 
, 
 
 
45 
 
 
4.1.3 Definição de tonoscopia 
As propriedades coligativas provêm da diminuição do potencial químico do solvente 
líquido provocado pela presença de um soluto (Atkins, p.5.B2). A solução obtida após a 
adição de um solvente não volátil apresenta propriedades diferentes das do solvente 
puro. As propriedades coligativas dependem unicamente da quantidade de soluto 
presente na solução e na interação dessas particulas com o solvente. Quanto maior a 
quantidade de soluto, maior será a dificuldade para o solvente passar para o estado de 
vapor. A tonoscopia ou tonometria estuda a diminuição da pressão máxima de vapor 
de um solvente, quando se adiciona um solvente não volátil. 
A pressão de vapor de um líquido depende somente da quantidade de solvente na fase 
de vapor. Portanto a pressão de vapor da água pura é maior se comparada com uma 
solução de sacarose, já que as partículas dissolvidas de sacarose impedem a 
evaporação do solvente. Quanto maior a quantidade de soluto dissolvido menor será a 
pressão de vapor uma vez que, na superfície do líquido, teremos menos partículas de 
solvente disponíveis para passar para o estado de vapor. 
4.2 Ebuliometria 
Temperatura de Ebulição de um Líquido 
A temperatura de ebulição depende da pressão exercida sobre o líquido. Nesta 
temperatura a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão que atua sobre a sua 
superfície. Quando o recipiente estiver aberto, ao atingir a temperatura de ebulição a 
pressão máxima de vapor do líquido (PMV) se iguala à pressão atmosférica do local, ou 
seja, PMV= Patmosférica. 
, 
 
 
46 
 
Em cidades localizadas ao nível do mar, como Rio de Janeiro, Salvador e Recife a 
temperatura de ebulição da água é 100ºC, porém, em cidades acima do nível do mar, a 
água entra em ebulição a uma temperatura mais baixa. 
 
Fonte: DUTRA, S.D. 
Ebuliometria é a propriedade coligativa que estuda a elevação da temperatura de 
ebulição do solvente em uma solução, quando a ele é adicionado um soluto não 
volátil. 
Quando dissolvemos uma substância não volátil em um líquido dificultamos a sua 
vaporização, pois, devido as interações entre as partículas, a pressão máxima de vapor 
do líquido diminui, alterando as temperaturas de fusão e de ebulição. Portanto, a 
dissolução de um soluto não volátil em um solvente irá provocar um aumento da 
temperatura de ebulição do solvente chamado de efeito ebulioscópico. 
4.3 Crioscopia 
É a propriedade coligativa que estuda o abaixamento da temperatura de congelação 
do solvente em uma solução, quando a ele é adicionado um soluto não volátil. 
Quando dissolvemos uma substância não volátil em um líquido dificultamos a sua 
solidificação, pois, com as interações entre as partículas, a pressão máxima de vapor 
do líquido diminui, alterando a temperatura defusão. Portanto, a dissolução de um 
soluto não volátil em um solvente irá provocar um abaixamento da temperatura de 
solidificação do solvente chamado de efeito crioscópico. 
, 
 
 
47 
 
4.4 Osmose 
Osmose é a passagem de solvente para uma solução através de uma membrana 
semipermeável ou a passagem de solvente de uma solução mais diluída para uma 
solução mais concentrada através de uma membrana semipermeável. A osmose é um 
processo de fundamental importância para diversos processos biológicos, as paredes 
das células do nosso organismo funcionam como membranas semipermeáveis e a 
pressão osmótca também é responsável pelo transporte de água das raízes até as 
folhas das árvores. 
4.4.1 Pressão Osmótica (π) 
É a pressão externa que deve ser aplicada a uma solução para evitar sua diluição 
(osmose). 
4.4.2 Osmose Reversa 
Sabemos que os oceanos cobrem dois terços do nosso planeta e que sua água 
apresenta 3,5% em massa de sais dissolvidos, não sendo, portanto, considerada uma 
água própria para consumo. Em regiões onde o suprimento de água é insuficiente, 
uma alternativa é a dessalinização da água do mar. Este processo ocorre devido a 
chamada osmose reversa, processo no qual é exercido sobre a solução uma pressão 
maior que a pressão osmótica, o que provoca a passagem do solvente da solução mais 
concentrada para a mais diluída. 
4.4.3 Efeitos Coligativos 
Correspondem aos efeitos provocados pela adição de um soluto não volátil a um 
solvente e dependem apenas do número de partículas dispersas na solução, sendo 
independente da natureza do soluto. 
Para calcular o número de partículas de soluto dispersas na solução devemos verificar 
a natureza das partículas dispersas: 
, 
 
 
48 
 
a) Solução molecular: as partículas dispersas são moléculas provenientes da 
dissolução de um soluto molecular que não sofre ionização durante a sua 
dissolução. 
Exemplo: açúcar dissolvido em água. 
C12H22O11 (s) C12H22O11 (aq) 
20 mol moléculas 20 mol de partículas dispersas 
b) Solução iônica: as partículas dispersas são íons provenientes da dissolução 
de um soluto iônico que, ao ser dissolvido, sofre dissociação iônica ou 
moléculas e íons, provenientes da dissolução de um soluto molecular que 
sofre ionização durante a sua dissolução. 
No cálculo do número total de partículas dispersas, consideram-se os íons e as 
moléculas (ou conjuntos iônicos) não ionizadas (ou não dissociados). 
Exemplo: cloreto de sódio dissolvido em água. 
 NaCl (s) Na+
(aq) + Cl- (aq) 
 20 mol 20 mol 20mol 
 
 40 mol de partículas 
No exemplo acima consideramos todas as partículas dissociadas (α =100%), porém 
quando o grau de dissociação ou de ionização (α) é diferente de 100%, devemos usar 
um fator de correção, denominado: 
Fator de Van't Hoff (i): 
 i= 1+ α (q-1) 
 
 
 
água
 
água
, 
 
 
49 
 
Em que: 
 q é o número total de íons presentes na fórmula 
 α= grau de dissociação ou ionização 
Quanto maior o número de partículas dispersas, maior o efeito coligativo, portanto, 
quanto maior o número de partículas dispersas: 
 Maior a temperatura de ebulição; 
 Menor a pressão máxima de vapor; 
 Menor a temperatura de congelamento; 
 Maior a pressão osmótica. 
4.5 Lei de raoult 
O físico e químico francês François Marie Raoult (1930-1901) concluiu, ao estudar o 
efeito tonométrico das soluções (abaixamento da pressão de vapor de um solvente 
pela adição de um soluto não volátil), que a pressão máxima de vapor de uma solução 
(Psolução) será igual ao produto da fração molar do solvente x solvente) com a pressão 
máxima de vapor do solvente puro (Psolvente puro). Matematicamente podemos 
expressar esta lei pela fórmula: 
ΔPsolução = x solvente . Psolvente puro 
Um exemplo da aplicação da Lei de Raoult é quando temos uma solução aquosa 
diluída que foi preparada dissolvendo-se 200 g de um soluto molecular A (massa molar 
180g/mol) em 1000 g de água. Sabendo que a pressão máxima de vapor da água no 
local é igual a 700 mmHg a uma dada temperatura, calcule o abaixamento absoluto da 
pressão máxima de vapor que ocorreu com a adição do soluto A. 
 
 
 
, 
 
 
50 
 
Utilizando a Lei de Raoult, temos: 
∆P = x1 . P2 
∆P= x1 . 700 mmHg 
x1 = _____n 1_____________ 
 n solvente + nsoluto 
x1 = 0,02 
 ∆P= 0,02 . 700 mmHg 
∆P= 14 mmHg 
Esta lei vale somente para soluções moleculares diluídas e para solutos não voláteis. 
Conclusão 
Neste bloco aprendemos sobre as propriedades coligativas, elas estão presentes no 
nosso dia a dia e muitas vezes não percebemos. Por exemplo em países de clima frio 
costuma-se adicionar nos radiadores dos carros um aditivo para impedir que a água 
congele, esta é uma aplicação de uma das propriedades coligativas, a crioscopia. Desta 
forma ocorre um abaixamento da temperatura de congelamento. Outra aplicação de 
uma propriedade coligativa você já deve ter observado quando cozinha macarrão. Ao 
adicionar sal na água fervendo esta para de ferver, devido a adição de sal, agora a 
solução resultante vai ferver numa temperatura mais alta. 
Portanto as propriedades coligativas apresentam muitas aplicações no cotidiano e na 
indústria. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
DUTRA, N. L. Propriedades Coligativas. Globo Educação, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 5 nov. 2020. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. 
, 
 
 
51 
 
 
5 TERMODINÂMICA QUÍMICA I 
Apresentação 
Neste bloco vamos estudar a termodinâmica química e suas aplicações. A 
termodinâmica estuda a transformação da energia e suas aplicações. As transferências 
de energia estão associadas às transformações químicas e às mudanças de estado 
físico. 
5.1. Trabalho e Calor 
5.1.1. Trabalho e Calor 
O trabalho é a propriedade física fundamental da termodinâmica e é definido como 
movimento contra uma força que se opõe ao deslocamento (ATKINS,2A). Existem 
vários exemplos que representam a realização de um trabalho, como levantar um peso 
e a expansão de um gás. A energia de um sistema é a sua capacidade de efetuar 
trabalho (ATKINS,2012). 
Experimentos mostram que podemos modificar a energia de um sistema sem realizar 
trabalho. Quando a energia é alterada devido à variação da temperatura dizemos que 
esta transferência se dá na forma de calor. Sistemas que permitem a transferência de 
energia na forma de calor são chamados de diatérmicos e os que não permitem são os 
adiabáticos. 
Calor, portanto, é uma forma de transferência de energia pela fronteira de um sistema 
para outro que apresenta menor temperatura, o calor sempre flui de um sistema de 
temperatura maior para outro de temperatura menor, portanto o calor só pode ser 
identificado quando ele atravessa a fronteira entre dois sistemas. 
5.1.2 Processos endotérmicos e Processos exotérmicos 
Nestes dois processos temos a troca de energia na forma de calor. 
Os processos endotérmicos são aqueles que ocorrem com absorção de calor, eles 
podem ser representados genericamente por: 
, 
 
 
52 
 
A + calor  B 
Um exemplo de processo endotérmico é o da evaporação da água. Para evaporar a 
água absorve calor proveniente da energia solar. 
Os processos exotérmicos são aqueles que ocorrem com liberação de calor, eles são 
genericamente representados por: 
A  B + calor 
Todas as reações de combustão são processos exotémicos, pois liberam calor para o 
meio. 
A unidade de calor, no Sistema Internacional (SI) é o joule. 
5.2 Sistema e Vizinhança 
Para nosso estudo precisaremos entender o conceito de sistema e vizinhança. 
Sistema é definido como uma quantidadede matéria de massa e identidade fixas 
(Wylen, 1995). E a vizinhança ou meio, é tudo o que se encontra fora do sistema. O 
sistema e a vizinhança são separados pelas fronteiras que podem se fixas ou móveis. 
Os sistemas podem ser classificados como aberto, fechado e isolado. 
O sistema aberto é aquele que consegue trocar energia ou matéria com a vizinhança. 
Exemplos de sistemas abertos são um recipiente com água destampado sobre uma 
mesa, uma lata de refrigerante aberta etc. 
O sistema fechado não consegue trocar matéria com a vizinhança somente energia. 
Exemplos de sistemas fechados são uma lata de refrigerante fechada ou uma bolsa 
térmica utilizada para tratar dores. 
Um sistema é considerado isolado quando é aquele que não recebe influência do 
meio, por exemplo o calor não atravessa as fronteiras do sistema. Este tipo de sistema 
só existe na teoria, pois, na prática, só temos sistemas que mantém condições 
próximas a de um sistema fechado como acontece em uma garrafa térmica. 
, 
 
 
53 
 
5.3 - 1ª Lei da Termodinâmica 
A primeira Lei da Termodinâmica se refere ao princípio da conservação da energia. 
Pelo princípio da conservação da energia, um sistema não pode criar ou consumir 
energia, mas apenas armazená-la ou transferi-la para o meio no qual se encontra, 
como trabalho ( ). 
Desta maneira, ao receber uma certa quantidade de Calor (Q), um sistema pode 
realizar um trabalho ( ) e, com isso, sua energia interna do sistema aumenta (ΔU). A 
expressão matemática que representa essa relação é: 
 
Todas as unidades medidas são em Joule (J). 
Para cada grandeza apresentada podemos observar um comportamento. Se o sistema 
recebe calor, ele realiza trabalho, sua energia interna aumenta. Se o sistema perde 
calor ele recebe trabalho e a energia interna diminui. Se o sistema não troca calor com 
meio, ele não realiza nem recebe trabalho e sua energia interna não varia. 
Portanto, em relação ao calor podemos concluir que, se o calor trocado com o meio 
for maior que zero, isso significa que o sistema recebe calor. Se o calor trocado com o 
meio for menor que zero, temos que o sistema perde calor. Se não há troca de calor, 
ou seja, igual a zero, o sistema não perde nem recebe calor. 
Quanto ao trabalho, se ele for maior do que zero, temos a expansão do volume de algo 
exposto à sua variação. De maneira contrária, se o trabalho for menor do que zero, 
temos a redução do volume de algo exposto à sua variação. Caso o trabalho seja igual 
a zero o volume é constante. 
Quanto a energia interna, se ela for maior que zero temos um aumento de 
temperatura; se ela for menor do que zero ocorre a diminuição da temperatura; e se 
for igual a zero, a temperatura é constante. Desta maneira temos que a temperatura 
de um sistema pode ser aumentada com calor ou com trabalho. 
, 
 
 
54 
 
5.4 Aplicações da 1ª Lei 
Como a primeira Lei da termodinâmica se refere à conservação da energia, um 
exemplo que podemos observar é quando um sistema recebe calor. Neste caso, a 
energia interna pode variar e/ou realizar trabalho. Como a energia total do sistema se 
conserva ao usarmos como exemplo um recipiente contendo um certo gás sobre uma 
chama, a temperatura aumenta, o gás irá se expandir realizando trabalho, portanto 
temos o aumento da energia interna. Parte do calor recebido é usado para realizar o 
trabalho e outra parte é utilizado para transformar a energia interna, a somatória 
dessas parcelas é igual ao calor recebido, pois a energia não pode ser criada ou 
destruída. 
Outros exemplos de aplicações da 1ª Lei são processo adiabático; processo 
isovolumétrico ou isocórico (volume constante); processo isobárico (pressão 
constante); e processo isotérmico (temperatura constante). 
Em um processo adiabático não ocorre transferência de calor, portanto, Q=0. Neste 
caso temos que ΔU = - . 
Na expansão adiabática de um sistema o trabalho realizado é positivo e a energia 
interna diminui. Na compressão adiabática, o trabalho realizado é negativo e a energia 
interna aumenta. Observamos na prática um processo adiabático quando uma rolha 
estoura em uma garrafa, pois a expansão do gás é tão rápida que não há troca de calor 
com o ambiente. 
O processo isovolumétrico é aquele que ocorre a volume constante e, nesse caso, o 
sistema não realiza trabalho ( =0), portanto todo o calor permanece no sistema o que 
contribui para o aumento da energia interna do sistema. Este tipo de processo pode 
ser observado na prática se aquecermos latas de aerossol. A explosão ocorre devido ao 
aumento da energia interna, provocado pelo aumento da temperatura em um sistema 
cujo volume foi mantido constante. 
, 
 
 
55 
 
O processo isobárico é aquele que ocorre à pressão constante, portanto nenhuma das 
grandezas será nula. O uso de uma panela de pressão para ferver água é um exemplo 
de um processo isobárico. 
O processo isotérmico é aquele que ocorre à temperatura constante e isso ocorre 
quando a transferência de calor é lenta. A energia interna é constante, portanto, ΔU = 
0 o calor trocado será numericamente igual ao trabalho realizado (Q= ). 
5.5 Entalpia 
Toda substância apresenta um certo conteúdo de energia, denominado Entalpia e 
representado pela letra H. Essa entalpia depende da substância, do estado físico, da 
temperatura, etc. 
Como nas reações há formação de novas substâncias, haverá, também, uma variação 
no nível de energia do sistema, ou seja, na sua entalpia. 
Reação endotérmica 
É aquela que ocorre com absorção de calor, ou seja, as substâncias formadas 
apresentam maior entalpia que as substâncias reagentes (Hp > Hr). 
 Graficamente tem-se: 
 
Reação exotérmica 
É aquela que ocorre com liberação espontânea de calor, ou seja, as substâncias 
formadas apresentam menor entalpia que as substâncias reagentes (Hp 0) durante o processo em determinadas 
condições de temperatura e pressão. 
Exemplos: 
 C (grafite) + O2(g) à CO2(g) ∆H = -94,1 kcal/mol de CO2(g) 
 C (diamante) + O2(g) à CO2(g) ∆H = -94,5 kcal/mol de CO2(g) 
Observe que, ao mudarmos a forma alotrópica de carbono, o calor envolvido no 
processo mudou. 
 H2 (g) + ½ O2(g)  H2O(ℓ) ∆H = -286 kJ/mol de H2O(ℓ) 
 H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ∆H = -242 kJ/mol de H2O(g) 
Observe que o calor liberado na formação de água na forma líquida é diferente do 
liberado na formação da água no estado gasoso. 
Podemos concluir que o calor envolvido em uma transformação química depende do 
estado físico em que se encontram os participantes da mesma e, também da forma 
alotrópica, caso apresente essa característica. 
 
 
, 
 
 
57 
 
Entalpia padrão (h°) 
Devido à impossibilidade de determinarmos a entalpia das substâncias trabalhamos 
com a variação da entalpia (∆H). As entalpias serão sempre avaliadas em relação a uma 
mesma condição (estado padrão). 
Por convenção: 
Toda substância simples no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável 
(mais comum) apresenta entalpia igual a zero. 
Entalpia padrão = zero (Hº=0) Entalpia padrão ≠ zero (Hº≠0) 
O2(g) O3(g) 
C(grafite) C(diamante) e C(fulereno) 
S(rômbico) S(monoclínico) 
Fe(s) Fe(ℓ) 
H2(g) H2(ℓ) 
 
Observação: o estado padrão de uma substância corresponde à sua forma pura a 1 
atm e a 25ºC. 
Entalpia ou calor de formação 
Corresponde ao calor liberado ou absorvido durante a formação de 1 mol da 
substância, a partir das substâncias simples, na forma alotrópica mais estável, dos 
elementos que a constituem no estado padrão. 
Exemplo 1: 
Equação 1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -94,1kcal/mol de CO2(g) 
Equação 2) C(diamante) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -94,5 kcal/mol de CO2(g) 
, 
 
 
58 
 
Conclusão: apenas o calor envolvido na equação 1 é denominado calor de formação do 
gás carbônico, pois, na equação 2, o carbono utilizado não está na forma alotrópica 
mais estável. 
Exemplo 2: 
Equação 1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(ℓ) ∆H = -286kJ/mol de H2O(ℓ) 
Equação 2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ∆H = -242kJ/mol de H2O(g) 
Conclusão: apenas o calor envolvido na equação 1 é denominado calor de formação da 
água, pois, na equação 2, a água formada não está o estado físico em que se apresenta 
na condição padrão. 
Exemplo 3: 
Equação 1) H2(g) + ½ O2(g) à H2O(ℓ) ∆H = -286 kJ/mol de H2O 
Equação 2) 2 H2(g) + O2(g) à 2 H2O(ℓ) ∆H = - 572 kJ 
Conclusão: apenas o calor envolvido na equação 1 é denominado calor de formação da 
água, pois, na equação 2, ocorreu a formação de 2 mol de água. Observe que, se 
dividirmos toda a equação termoquímica por 2, chegaremos ao calor de formação da 
água. 
Calculando a variação de entalpia (ΔH) das reações 
Quando o exercício de termoquímica informar os calores de formação dos 
participantes da transformação efetue: 
∆H = ∑H produtos - ∑ H reagentes 
Entalpia ou calor de combustão 
Corresponde ao calor liberado durante a combustão completa de 1 mol de qualquer 
substância no estado padrão. 
 
, 
 
 
59 
 
Exemplo: 
C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g)  6 CO2(g) + 3 H2O ℓ) ∆H = - 3267 kJ/mol de C6H6(ℓ) 
 (Calor de combustão do C6H6(ℓ)) 
C(grafite) + O2 (g)  CO2 (g) ∆H = -94,1 kcal/mol de C(grafite) 
 (Calor de combustão do C(grafite)) 
Atenção: quando os combustíveis são formados por carbono e hidrogênio ou carbono, 
hidrogênio e oxigênio, os produtos da combustão completa serão sempre CO2(g) e 
H2O(ℓ). 
Conclusão 
Neste bloco você aprendeu um pouco sobre a termodinâmica química, suas definições, 
a primeira lei e suas aplicações. Definimos também o conceito de entalpia e sua 
variação. O estudo da termodinâmica permite explicar o funcionamento da geladeira, 
do ar condicionado e de outras máquinas que usamos todos os dias. 
REFERÊNCIAS 
WYLEN, G. V. Fundamentos da termodinâmica clássica. 4ª edição, 1995. 
ATKINS, J. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. 
 
, 
 
 
60 
 
 
6 TERMODINÂMICA QUÍMICA II 
Apresentação 
Neste bloco vamos definir a segunda lei da termodinâmica e suas aplicações. Vamos 
também aplicar a lei de Hess e o conceito de energia de ligação para calcular a 
variação da entalpia das reações químicas e demonstrar o conceito da energia livre de 
Gibbs. 
6.1 Lei de Hess 
O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes 
trabalhos na área de Termoquímica. 
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma 
reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. 
Há muitos processos nos quais a verificação experimental do ΔH, por meio de um 
calorímetro, é imprecisa ou impossível. É justamente nesses casos que os valores são 
determinados pela Lei de Hess. 
 
A Lei de Hess é uma forma de calcular a variação de entalpia por meio dos calores das 
reações intermediárias, portanto, quando o exercício fornecer diversas equações 
termoquímicas, você deve manipulá-las de modo que, ao somá-las, você obtenha a 
equação desejada. A soma dos valores de ∆H das equações corresponderá à variação 
de entalpia da transformação estudada. 
 
 
, 
 
 
61 
 
Exemplo 1: 
Como calcular o valor da variação de entalpia da reação a seguir? 
C (grafite) + O2(g) à CO2(g) ΔH =? 
Dados (equações intermediárias): 
C(grafite) + ½ O2(g) à CO(g) ΔH1 = -110,3 kJ/mol 
CO(g) + ½ O2(g) à CO2(g) ΔH2 = -283,0 kJ/mol 
 
C (grafite) + O2(g) à CO2(g) ΔH = - 393,3kJ/mol 
Para calcular o valor da variação da entalpia devemos combinar as reações dadas de 
maneira a se obter a reação cujo valor de entalpia queremos calcular. Isso é feito neste 
caso, somando-se as duas equações e obtendo-se a reação global. 
Observe que a ΔH1 e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. 
Exemplo 2: 
Neste segundo exemplo, para calcular a variação de entalpia da seguinte reação pela 
Lei de Hess, devemos combinar as equações dadas para encontrar a reação global. 
Para isso vamos manter da forma que estão as equações I e II e vamos inverter a 
reação III. Ao inverter uma reação, o sinal do ΔH inverte também. A equação II deve 
ser multiplicada por 2 para que as moléculas de água e de oxigênio possam ser 
eliminadas: 
, 
 
 
62 
 
 
6.2 Energia De Ligação 
A energia de ligação corresponde à energia absorvida para quebrar 1 mol de ligações 
químicas entre dois átomos, no estado gasoso. 
Exemplo: H ― H (g)  2 H ∆H = + 436kJ 
Se, ao quebrar 1mol de ligações ocorre absorção de energia, ao formar 1 mol de 
ligações há liberação de energia. Desta forma, quando o exercício fornecer as energias 
de ligação, o saldo energético entre a energia absorvida (∆H > 0) ao quebrar as ligações 
que formavam as moléculas dos reagentes e a energia liberada (∆H 0. Se a entropia permanecer constante no processo (∆S = 0), 
esse pode ser revertido sem violar a segunda lei. Muito naturalmente, processos como 
esse são ditos reversíveis. 
Segundo Clausius, o calor não pode fluir, de forma espontânea, de um corpo de 
temperatura menor para um outro