Mudanças na disposição de objetos comuns não alteram sua entropia. A entropia depende da dispersão de energia a uma temperatura específica, não de um padrão. Portanto, a “entropia” da informação, sem um fator energético inerente ou integral, relaciona-se à entropia termodinâmica apenas na forma, e não na função, pois a entropia termodinâmica necessariamente envolve um fator possibilitador de energia. (adaptado de Frank Lambert)
R é a constante que conecta matematicamente pressão, volume, temperatura e quantidade de matéria em uma equação de gás ideal.
Aqui vão ideias de infográficos clean, didáticos e visualmente fortes para esses temas:
1. Gases ideais
Ideia 1 — “O gás ideal: um modelo simplificado” Mostrar partículas como esferas pequenas, muito separadas, sem atração entre si. Destaque: volume das partículas desprezível, colisões elásticas e movimento aleatório.
Ideia 2 — “A equação dos gases ideais em uma imagem” Centro com:PV=nRT
Ao redor, pequenos ícones explicando: pressão, volume, quantidade de matéria, temperatura e constante dos gases.
Ideia 3 — “Quando o gás se comporta como ideal?” Comparar duas situações: baixa pressão e alta temperatura favorecem comportamento ideal; alta pressão e baixa temperatura aumentam os desvios.
Ideia 4 — “Leis dos gases em três quadros” Boyle: pressão aumenta, volume diminui. Charles: temperatura aumenta, volume aumenta. Gay-Lussac: temperatura aumenta, pressão aumenta.
2. Gases reais
Ideia 5 — “Por que gases reais desviam do ideal?” Mostrar duas causas principais: partículas têm volume próprio e existem forças intermoleculares.
Ideia 6 — “Gás ideal x gás real” Tabela visual com duas colunas: Gás ideal: partículas pontuais, sem interações. Gás real: partículas com volume e atrações/repulsões.
Ideia 7 — “Alta pressão muda tudo” Mostrar partículas muito próximas em um recipiente comprimido, destacando que o volume das moléculas passa a importar.
Ideia 8 — “Baixa temperatura aproxima as moléculas” Ilustrar partículas mais lentas e com maior influência das forças atrativas.
3. Termodinâmica
Ideia 9 — “A termodinâmica em uma frase” Tema central: como energia, calor e trabalho se transformam. Visual com sistema, vizinhança, calor entrando/saindo e trabalho sendo realizado.
Ideia 10 — “Sistema, vizinhança e universo” Três camadas concêntricas: sistema no centro, vizinhança ao redor e universo como conjunto total.
Ideia 11 — “Calor não é temperatura” Comparar: temperatura como medida da agitação térmica; calor como energia em trânsito por diferença de temperatura.
Ideia 12 — “Primeira Lei da Termodinâmica” Centro com:
ΔU=q+W
Variações de energia interna com calor e trabalho
4. Entropia
Ideia 13 — “Entropia não é simplesmente bagunça” Mostrar que entropia está ligada à dispersão de energia e ao número de formas microscópicas de distribuir energia.
Ideia 14 — “Energia concentrada x energia dispersa” À esquerda: energia concentrada em uma região. À direita: energia espalhada pelo sistema. Mensagem: processos espontâneos tendem a dispersar energia.
Ideia 15 — “Entropia depende do estado físico” Comparar sólido, líquido e gás: partículas cada vez mais livres e energia mais dispersa.
Ideia 16 — “A entropia do sistema pode diminuir?” Sim, desde que a entropia total do universo aumente. Visual: sistema perde entropia, vizinhança ganha mais entropia.
5. Processos adiabáticos
Ideia 17 — “Adiabático: sem troca de calor” Mostrar um recipiente isolado termicamente com a indicação:q=0
Mesmo sem calor, a temperatura pode mudar se houver trabalho.
Ideia 18 — “Compressão adiabática aquece” Pistão comprimindo rapidamente um gás. Partículas mais rápidas após a compressão. Mensagem: trabalho feito sobre o gás aumenta sua energia interna.
Ideia 19 — “Expansão adiabática resfria” Pistão se expandindo. Partículas mais lentas após a expansão. Mensagem: o gás realiza trabalho e perde energia interna.
Ideia 20 — “Rápido não significa sempre adiabático” Infográfico de alerta conceitual: processo adiabático significa sem troca de calor, não apenas “processo rápido”.
6. Ciclo de Carnot
Ideia 21 — “O ciclo de Carnot em quatro etapas” Diagrama circular com:
expansão isotérmica;
expansão adiabática;
compressão isotérmica;
compressão adiabática.
Ideia 22 — “Carnot: a máquina térmica ideal” Reservatório quente em cima, máquina térmica no centro, reservatório frio embaixo. Setas mostrando calor recebido, trabalho produzido e calor rejeitado.
Ideia 23 — “Por que nenhuma máquina tem 100% de rendimento?” Mostrar que parte do calor precisa ser rejeitada para o reservatório frio. Mensagem: nem todo calor pode ser convertido em trabalho.
Ideia 24 — “Rendimento de Carnot depende das temperaturas” Centro com:η=1−TqTf
Destacar que as temperaturas devem estar em Kelvin.
Ideias integradoras
Ideia 25 — “Mapa mental da Termodinâmica” Um infográfico geral ligando: sistema, calor, trabalho, energia interna, entropia, espontaneidade e ciclos térmicos.
Ideia 26 — “Gases e Termodinâmica em uma seringa” Usar uma seringa como exemplo visual para explicar pressão, volume, temperatura, trabalho e compressão adiabática.
Ideia 27 — “Do gás ideal ao motor térmico” Sequência conceitual: gás ideal → trabalho de expansão → processos termodinâmicos → ciclo → máquina térmica.
Ideia 28 — “Erros comuns em Termodinâmica” Formato “mito x correto”: “Calor é temperatura” → errado. “Entropia é só bagunça” → incompleto. “Adiabático significa rápido” → incorreto. “Carnot é uma máquina real” → não, é um modelo ideal.
Ideia 29 — “As equações essenciais” Infográfico minimalista com poucas fórmulas e interpretação física:PV=nRT ΔU=q−W q=0 η=1−TqTf
Ideia 30 — “Termodinâmica em uma xícara de café” Usar uma xícara esfriando para explicar sistema, vizinhança, calor, equilíbrio térmico e aumento de entropia do universo.
O material abaixo foi produzido com ajuda do ChatGPT (e revisado pelo professor)
Processo quase reversível:
Um processo quase reversível é uma aproximação prática de um processo reversível. Ocorre relativamente devagar, permitindo que o sistema permaneça próximo do equilíbrio durante todo o processo, mas não em equilíbrio perfeito em todas as etapas. Processos quase reversíveis envolvem alguma dissipação de energia como calor ou trabalho, resultando em eficiência reduzida em comparação com um processo verdadeiramente reversível. O sistema e seus arredores podem retornar aos seus estados iniciais, mas alguma entropia será gerada no processo, o que significa que há uma mudança líquida na entropia do universo. Os processos quase reversíveis representam processos do mundo real que ocorrem em uma taxa lenta, permitindo que eles se aproximem da eficiência de um processo reversível, mas não a alcancem devido ao comportamento não ideal dos sistemas reais.
O que é um gás ideal?
A lei do gás ideal é uma equação de estado que descreve a relação entre pressão, volume, temperatura e número de partículas de um gás ideal. Um gás ideal é um gás hipotético que consiste em um grande número de partículas extremamente pequenas e não interativas que ocupam um volume desprezível em comparação com o volume do recipiente em que estão contidas. A lei do gás ideal é dada pela equação PV = nRT, onde P é a pressão do gás, V é o volume do gás, n é o número de partículas no gás, R é a constante universal do gás e T é a temperatura do gás em Kelvin. Esta equação afirma que o produto da pressão e do volume de um gás ideal é proporcional ao número de partículas no gás e à temperatura do gás. Essa relação nos permite prever o comportamento de um gás ideal sob várias condições, como mudanças de temperatura ou pressão.
O que é o ‘fator de compressibilidade’ nos gases?
O fator de compressibilidade (representado por ‘Z’) é uma medida utilizada para descrever o desvio do comportamento de um gás real em relação ao comportamento ideal previsto pela equação dos gases ideais. Em outras palavras, o fator de compressibilidade é uma correção aplicada para considerar as interações entre as partículas e o volume ocupado por elas em um gás real, que não são levadas em conta na equação dos gases ideais.
A equação dos gases ideais é dada por:
PV = nRT
onde P é a pressão, V é o volume, n é a quantidade de moles, R é a constante dos gases e T é a temperatura.
Quando Z = 1, o gás se comporta como um gás ideal e a equação se simplifica para a equação dos gases ideais. Valores de Z diferentes de 1 indicam que o gás está se desviando do comportamento ideal.
Se Z > 1, o gás é menos compressível do que o previsto pelo modelo ideal, o que geralmente ocorre em condições de alta pressão e baixa temperatura. Se Z < 1, o gás é mais compressível do que o previsto pelo modelo ideal, o que ocorre em condições de baixa pressão e alta temperatura.
O que é uma função de estado?
Em físico-química, uma função de estado é uma função que depende apenas do estado atual de um sistema, e não da história do sistema ou de como o sistema chegou ao seu estado atual. Isso significa que o valor de uma função de estado não é afetado por como o sistema muda ou pelos processos pelos quais ele passa. Alguns exemplos de funções de estado em química incluem temperatura, pressão, volume e entalpia. Essas quantidades dependem apenas do estado atual do sistema e não de como o sistema chegou a esse estado.
O que é calor e como ele difere da temperatura?
O calor é uma forma de energia que é transferida de um corpo para outro como resultado de uma diferença de temperatura. É diferente da temperatura porque a temperatura é uma medida da energia cinética média das partículas em uma substância, enquanto o calor é a transferência de energia de um corpo para outro devido à diferença de temperatura.
Como o calor é transferido de um objeto para outro?
O calor é tipicamente transferido de um objeto para outro através de condução, convecção e radiação. Na condução, o calor é transferido através do contato direto entre as partículas. Na convecção, o calor é transferido através do movimento, principalmente em um líquido ou gás. E na radiação, o calor é transferido por meio de ondas eletromagnéticas.
Essas transferências ocorrem devido à diferença de temperatura.
Quais são os métodos comuns de medição de calor e determinação de suas mudanças em um sistema?
Existem vários métodos para medir calor e determinar suas mudanças em um sistema. Um método comum é a calorimetria, que envolve medir a mudança de temperatura de um sistema e usar a capacidade de calor do sistema para calcular a quantidade de calor que foi transferida. Outro método é o uso de um termômetro, que mede a temperatura de uma substância e pode ser usado para determinar a transferência de calor entre a substância e seus arredores.
Sobre calor e trabalho
Calor é energia térmica em trânsito porque é a transferência de energia entre um sistema e seus arredores devido a uma diferença de temperatura. A energia térmica é a energia interna de uma substância devido ao movimento aleatório de seus átomos e moléculas. Quando há uma diferença de temperatura entre uma substância e seus arredores, o calor fluirá da substância de temperatura mais alta para a substância de temperatura mais baixa, a fim de equalizar as temperaturas. Essa transferência de energia térmica de uma substância para outra é o que chamamos de calor.
O trabalho, por outro lado, é a energia mecânica em trânsito. A energia mecânica é a energia associada ao movimento ou posição de um objeto. Quando uma força é aplicada a um objeto a uma distância, o objeto realizará trabalho e sua energia mecânica mudará. Por exemplo, quando você levanta um peso, está realizando trabalho sobre o peso e a energia mecânica do peso aumenta. Da mesma forma, quando o motor de um carro aplica uma força às rodas para mover o carro, o trabalho está sendo realizado no carro e a energia mecânica do carro aumenta.
O que significa irreversibilidade em um sistema termodinâmico?
Na termodinâmica, a irreversibilidade refere-se a um processo ou mudança que não pode ser revertido para retornar o sistema ao seu estado inicial sem um aumento na entropia. Isso significa que o sistema não retornará ao seu estado inicial espontaneamente, mas se moverá em direção a um estado de máxima entropia ou desordem. A entropia de um sistema fechado nunca diminuirá em um processo irreversível, como afirma a segunda lei da termodinâmica.
Existem várias limitações nos motores térmicos, incluindo:
O limite de eficiência de Carnot: A eficiência máxima de uma máquina térmica é determinada pelo ciclo de Carnot, que afirma que a eficiência é igual a 1 – (Tcold / Thot), onde Tcold e Thot são as temperaturas do dissipador de calor e da fonte de calor, respectivamente. Isso significa que, à medida que a diferença de temperatura entre a fonte de calor (fonte quente) e o dissipador de calor (fonte fria) diminui, a eficiência do motor térmico diminui.
A Segunda Lei da Termodinâmica: A segunda lei da termodinâmica afirma que a entropia, ou desordem, deve aumentar em um sistema fechado. Isso significa que em um motor térmico, parte da energia térmica deve ser desperdiçada como energia térmica inutilizável ou entropia.
Perdas no mundo real: na prática, os motores térmicos não são 100% eficientes devido a uma variedade de perdas, como fricção, perda de calor para o ambiente e outras ineficiências.
A disponibilidade de fonte de calor de alta temperatura é uma limitação. Fontes de calor de alta temperatura, como energia nuclear ou solar, são limitadas.
O custo dos motores térmicos e o custo de sua manutenção também são limitações.
Por que o calor flui de um corpo mais quente para um corpo mais frio?
O calor flui de um corpo mais quente para um corpo mais frio devido à segunda lei da termodinâmica, que afirma que o calor naturalmente flui de uma temperatura mais alta para uma temperatura mais baixa, a fim de igualar as temperaturas dos dois corpos. Este processo é conhecido como condução térmica.
Mas… por que?
O “por quê” por trás da segunda lei da termodinâmica está enraizado no comportamento dos átomos e moléculas que compõem a matéria. Os átomos e moléculas em um corpo mais quente têm mais energia cinética, ou energia de movimento, do que aqueles em um corpo mais frio. À medida que esses átomos e moléculas colidem, eles transferem parte de sua energia cinética para os átomos e moléculas no corpo mais frio, o que faz com que a temperatura do corpo mais frio aumente e a temperatura do corpo mais quente diminua. Este processo continua até que as temperaturas dos dois corpos sejam igualadas, a partir do qual o calor não fluirá mais entre eles.
Sobre a diferença de ‘eficiência’ das máquinas elétricas e as máquinas térmicas.
Em geral, a eficiência dos motores térmicos é menor do que a das máquinas elétricas porque alguma energia sempre é perdida na forma de calor para o ambiente circundante. Os motores térmicos são tipicamente menos de 50% eficientes, enquanto as máquinas elétricas podem ser mais de 95% eficientes.
O que é o SteamPunk?
Steampunk é um subgênero de ficção científica e fantasia que normalmente apresenta máquinas movidas a vapor, especialmente em um cenário inspirado pela civilização ocidental industrializada durante o século XIX. Muitas vezes incorpora elementos das eras gótica e vitoriana, bem como tecnologia retro-futurista. O termo “steampunk” foi cunhado na década de 1980 para descrever um subgênero de histórias de ficção científica e fantasia ambientadas em um mundo onde a energia a vapor ainda é amplamente usada – geralmente no século 19 e frequentemente na era vitoriana na Grã-Bretanha – que incorpora elementos de ficção científica ou fantasia. Este subgênero é frequentemente caracterizado por um foco no papel da tecnologia movida a vapor em um mundo onde se tornou parte integrante da vida cotidiana.
Explique o conceito de morte térmica do Universo.
A morte térmica do universo é um cenário hipotético no qual o universo atingiu um estado de entropia máxima, o que significa que toda a matéria está distribuída uniformemente e não há mais energia para ser dispersa. Isso resultaria na cessação de todos os processos físicos, incluindo o colapso das estrelas, o fim da fusão nuclear e o desaparecimento dos buracos negros. O universo se tornaria escuro e frio, com uma temperatura próxima do zero absoluto e nenhuma luz ou calor sendo emitido. O cenário de morte por calor é baseado na segunda lei da termodinâmica, que afirma que a entropia, ou desordem, em um sistema fechado sempre aumentará com o tempo.
Por que a energia livre de Gibbs não é energia?
A energia livre de Gibbs não é uma forma de energia, mas sim uma medida do potencial de um sistema realizar trabalho. É definida como a quantidade de energia disponível para realizar trabalho, como produzir calor ou conduzir reações químicas, quando um sistema está em um determinado estado. O conceito de energia livre de Gibbs é baseado na ideia de que um sistema se moverá naturalmente (tem a tendência) para um estado de menor energia livre, pois isso permite que ele libere energia e se torne mais estável. Isso significa que a mudança na energia livre de Gibbs para um sistema pode ser usada para prever se uma reação química será espontânea ou não. É importante notar que a energia livre de Gibbs não é uma forma de energia em si, mas sim uma forma de avaliar o potencial de um sistema para realizar trabalho.
Por que o calor não é uma função de estado?
O calor não é uma função de estado porque é um processo, não é uma propriedade. Uma função de estado, também conhecida como variável de estado, é uma propriedade de um sistema que depende apenas do estado atual do sistema, não do histórico do sistema ou do caminho percorrido para atingir esse estado. O calor, por outro lado, é uma medida da energia transferida entre um sistema e seus arredores como resultado de uma diferença de temperatura. Depende do processo específico pelo qual a energia é transferida e do caminho percorrido, não apenas dos estados inicial e final do sistema.
Por que se diz que o calor é uma forma degradada de energia?
O calor é frequentemente referido como uma forma degradada de energia porque é menos útil do que outras formas de energia, como o trabalho. O termo “degradado” neste contexto refere-se à redução da capacidade do calor de realizar trabalho, como resultado da segunda lei da termodinâmica.
A segunda lei da termodinâmica afirma que em qualquer transferência ou transformação de energia, alguma energia será inevitavelmente desperdiçada como calor, que não pode ser completamente convertido em trabalho. Isso significa que, à medida que a energia é transferida de um sistema para outro, parte dela se tornará menos útil e, eventualmente, se transformará em calor, que tem uma temperatura mais baixa e, portanto, uma menor capacidade de realizar trabalho.
Portanto, o calor é considerado degradado porque representa a energia que foi desperdiçada ou perdida devido à irreversibilidade dos processos de transferência e transformação de energia, conforme descrito pela segunda lei da termodinâmica.
Termodinamicamente falando, faz sentido nos abanarmos nos dias quentes?
Sim, faz sentido abanar-se nos dias quentes do ponto de vista termodinâmico. Quando você balança os braços ou usa um ventilador, aumenta a taxa de transferência de calor de sua pele para o ar, o que esfria sua pele e faz você se sentir mais confortável. Isso acontece porque o fluxo de calor da pele para o ar é proporcional à diferença de temperatura entre a pele e o ar e à área da superfície da pele exposta ao ar. Ao aumentar o fluxo de ar, você aumenta a área de superfície de sua pele exposta ao ar e aumenta a taxa de transferência de calor.
Entre NH3, CH4 e O2, quais gases se comportam de maneira ideal?
Todos os três gases, NH3 (amônia), CH4 (metano) e O2 (oxigênio), se desviam do comportamento do gás ideal até certo ponto. No entanto, sob certas condições, eles podem se comportar como um gás ideal. O comportamento do gás ideal é um modelo teórico que assume que um gás consiste em um grande número de partículas pontuais que se movem aleatoriamente e não interagem, sem volume e sem forças atrativas ou repulsivas entre elas. Na prática, os gases reais possuem forças intermoleculares e um volume finito, que causam desvios do comportamento ideal.
Para resumir, todos os gases podem exibir comportamento de gás ideal sob certas condições, mas nenhum deles se comporta estritamente como gás ideal.
Por que a entropia é expressa em termos de energia? Isso não seria apenas uma comparação entre dois sistemas em termos de desordem?
A entropia é uma medida da quantidade de energia térmica em um sistema que não está disponível para realizar trabalho útil e é expressa em termos de energia porque a energia está diretamente relacionada à entropia de um sistema. A entropia de um sistema é proporcional à quantidade de energia térmica que não está disponível para realizar o trabalho, por isso é uma maneira conveniente de expressar a entropia em termos de unidades de energia. No entanto, a entropia não é apenas uma comparação de desordem entre dois sistemas, mas sim uma medida da dispersão de energia em um sistema e a quantidade de energia térmica que não está disponível para realizar um trabalho útil.
Sobre a entropia. O universo tende a espalhar energia, mas até quando, porque há energia para ser espalhada “para sempre”?
A entropia do universo tenderá a aumentar até atingir um valor máximo conhecido como “morte térmica” do universo. Neste ponto, toda a energia disponível terá sido uniformemente dispersa, levando a um estado de entropia máxima em que não há mais energia disponível para ser espalhada. Atualmente, não se sabe quanto tempo esse processo levará ou se realmente ocorrerá.
Por que a entropia molar do grafite é maior que a entropia do diamante?
A possibilidade de dispersão de energia desempenha um papel crucial na diferença entre a entropia molar do grafite e do diamante. Quanto maior a possibilidade de dispersão de energia, maior a possibilidade de entropia. No grafite, a estrutura em camadas e as fracas ligações intercamadas permitem maior dispersão de energia, resultando em uma entropia molar mais alta. No diamante, a estrutura altamente ordenada e as fortes ligações covalentes resultam em uma menor dispersão de energia e, portanto, menor entropia molar. A possibilidade de dispersão de energia é um fator importante na determinação da entropia de uma substância, pois reflete o grau de desordem e aleatoriedade de um sistema e a quantidade de energia disponível para realizar o trabalho.
Um reator nuclear não opera acima do rendimento de Carnot?
Não, um reator nuclear não opera acima do rendimento de Carnot. O rendimento de Carnot é o limite teórico máximo para o rendimento de uma máquina térmica, incluindo um reator nuclear. É dado pela fórmula: rendimento = (T_alta – T_baixa) / T_alta, onde T_alta é a temperatura da fonte quente e T_baixa é a temperatura da fonte fria.
Na prática, os reatores nucleares têm rendimentos menores do que o rendimento de Carnot, devido a perdas térmicas e outros fatores.
É possível construir uma parede (fronteira) perfeitamente adiabática?
Não é possível construir uma parede perfeitamente adiabática. A adiabaticidade refere-se à ausência de transferência de calor entre o sistema e seu ambiente, e isso é uma condição ideal que nunca é alcançada na prática. Qualquer parede real terá uma certa quantidade de condução de calor, convecção ou radiação, o que significa que haverá uma transferência de calor através da parede.
No entanto, é possível minimizar a transferência de calor através da parede, utilizando materiais de isolamento térmico de alta eficiência e seguindo boas práticas de construção. Isso pode ajudar a criar uma parede que seja relativamente adiabática, mas ainda haverá uma pequena quantidade de transferência de calor.
Qual a diferença entre processo isobárico e processo adiabático?
Os processos isobárico e adiabático são dois tipos de processos térmicos que ocorrem em sistemas termodinâmicos. A seguir, apresentamos as principais diferenças entre esses dois processos:
Pressão constante: O processo isobárico é caracterizado por manter a pressão constante, ou seja, a pressão no sistema não varia durante o processo.
Troca de calor: Em um processo isobárico, há troca de calor com o meio externo.
Adiabatismo: Já o processo adiabático é caracterizado pelo fato de não haver troca de calor com o meio externo. O processo é “adiabático”, ou seja, “sem transferência de calor”.
Variação de temperatura: Em um processo adiabático, a temperatura do sistema varia devido ao trabalho realizado ou absorvido pelo sistema, enquanto em um processo isobárico, a temperatura pode mudar devido à troca de calor com o meio externo.
Em resumo, um processo isobárico é caracterizado por manter a pressão constante e permitir a troca de calor, enquanto um processo adiabático não permite a troca de calor, resultando em variação de temperatura devido ao trabalho realizado ou absorvido pelo sistema.
A termodinâmica de uma reação leva em conta a questão cinética desta?
A termodinâmica de uma reação e a cinética da reação são duas áreas distintas da química que estudam diferentes aspectos das reações químicas. Embora ambas estejam relacionadas às reações químicas, elas se concentram em diferentes aspectos.
A termodinâmica estuda as propriedades termodinâmicas dos sistemas, como energia, entalpia, entropia e temperatura. Ela fornece informações sobre a direção e a extensão de uma reação química, mas não considera a velocidade da reação.
Por outro lado, a cinética química estuda a velocidade de uma reação química e os fatores que a afetam. Ela considera as etapas intermediárias da reação e como elas podem afetar a velocidade global da reação. A cinética química não fornece informações sobre a direção da reação ou o equilíbrio químico.
Portanto, embora a termodinâmica possa fornecer informações importantes sobre a energia envolvida em uma reação química, ela não leva em conta a cinética da reação. Para entender completamente uma reação química, é necessário considerar tanto a termodinâmica quanto a cinética.
Algumas observações sobre a energia “livre” de Gibbs
Energia livre não é necessariamente “livre”: a denominação “energia livre” para G gerou tanta confusão que muitos cientistas agora se referem a ela simplesmente como energia de Gibbs. A parte “livre” do nome antigo reflete as origens da máquina a vapor da termodinâmica com seu interesse em converter calor em trabalho: ΔG é a quantidade máxima de energia que pode ser “liberada” do sistema para realizar um trabalho útil. Por “útil”, queremos dizer trabalho diferente daquele que está associado à expansão do sistema. É mais comumente na forma de trabalho elétrico (movimentação da carga elétrica por meio de uma diferença de potencial), mas outras formas de trabalho (trabalho osmótico, aumento da área superficial) também são possíveis.
Energia livre não é energia: uma dificuldade muito mais séria com a função de Gibbs, particularmente no contexto da química, é que embora G tenha as unidades de energia (joules, ou em sua forma intensiva, J .mol^– 1), ela carece de um dos atributos mais importantes de energia – ela não é conservada. Assim, embora a energia livre sempre caia quando um gás se expande ou uma reação química ocorre espontaneamente, não há necessidade de aumento compensatório de energia em nenhum outro lugar. Referir-se a G como uma energia também reforça a noção falsa, mas difundida, de que uma queda na energia deve acompanhar qualquer mudança. Mas se aceitarmos que a energia é conservada, é aparente que a única condição necessária para a mudança (seja a queda de um peso, a expansão de um gás ou uma reação química) é a redistribuição de energia. A quantidade –ΔG associada a um processo representa a quantidade de energia que é “compartilhada e espalhada”, que como já explicamos é o significado do aumento da entropia. O quociente –ΔG / T é de fato idêntico a ΔStotal, a mudança de entropia do mundo, cujo aumento é o critério primário para qualquer tipo de mudança.
A energia livre nem mesmo é “real”: G difere das grandezas termodinâmicas H e S de outra maneira significativa: não tem realidade física como propriedade da matéria, enquanto H e S podem estar relacionados à quantidade e distribuição de energia em um coleção de moléculas (por exemplo, a terceira lei da termodinâmica). A energia livre é simplesmente uma construção útil que serve como critério de mudança e torna os cálculos mais fáceis.
Definição (1)
Energia livre de Gibbs. É o trabalho termodinâmico mínimo (em pressão constante) necessário para conduzir uma reação química (ou, se negativo, é o trabalho máximo que pode ser feito pela reação).
Definição (2)
A energia livre de Gibbs (G) é um termo usado na termodinâmica e serve para representar uma medida do trabalho máximo disponível que pode ser derivado de qualquer sistema sob condições de temperatura (T) e pressão (P) constantes. O G é uma “função de estado” termodinâmica, ou seja, uma propriedade de equilíbrio que depende apenas das condições – tais como T, P e campos elétricos, magnéticos e gravitacionais – impostas ao sistema que está sendo considerado, e não à história passada desse sistema. Algo importante é que, como os valores absolutos de G não podem ser determinados, as mudanças em G à medida que um sistema vai de um estado para outro tornam-se o foco principal de atenção. Esses valores ΔG (“delta-G”) são altamente informativos.
Se ΔG (= estado Gfinal – estado Ginicial) for negativo, o processo observado libera energia: ocorrerá espontaneamente e pode ser aproveitado para fazer um trabalho útil. Para mudanças químicas, os valores de energia livre padrão tabelados podem ser usados para prever a direção e o rendimento de energia de uma determinada reação.
Por exemplo, é fácil calcular que se alguém queimar um mol (114 g) de isooctano – resultando em dióxido de carbono e água, um total de 5226 kJ (quilojoules) de energia livre de Gibbs será liberado*, ou seja, ΔG = –5226 kJ / mol . Este grande valor negativo prevê um processo espontâneo que prossegue completamente para os produtos. Executado em um motor de combustão interna, cerca de um terço do ΔG será recuperado. Uma fração substancialmente maior poderia ser extraída por uma célula de combustível. [*Atenção, lembre do que foi escrito anteriormente sobre os termos ‘livre’ e ‘energia’]
Changes in the arrangement of ordinary objects do not change their entropy. Entropy depends on the dispersal of energy at a specific temperature, not on a pattern. (Information “entropy” with no inherent or integral energy factor therefore is only related in form, and not in function, to thermodynamic entropy that must have an enabling factor of energy. {por Frank Lambert}
Tradução: Mudanças na organização de objetos comuns não alteram sua entropia. A entropia depende da dispersão de energia a uma temperatura específica, não de um padrão. (A “entropia” de informações sem fator de energia inerente ou integral, portanto, está relacionada apenas na forma e não na função à entropia termodinâmica que deve ter um fator de energia capacitador. {Traduzido por Prof. Luís Brudna}
“Entropy is disorder” is an archaic, misleading definition of entropy dating from the late 19th century before knowledge of molecular behavior, of quantum mechanics and molecular energy levels, or of the Third Law of thermodynamics. It seriously misleads beginning students, partly because “disorder” is a common word, partly because it has no scientific meaning in terms of energy or energy dispersal. {Por Frank Lambert}
Tradução: “Entropia é desordem” é uma definição arcaica e enganosa de entropia que data do final do século XIX antes do conhecimento do comportamento molecular, da mecânica quântica e dos níveis de energia molecular, ou da Terceira Lei da Termodinâmica. Isso engana seriamente os alunos iniciantes, em parte porque “desordem” é uma palavra comum, em parte porque não tem significado científico em termos de energia ou dispersão de energia. {Traduzidor por Prof. Luís Brudna}
Energy disperses from being localized to becoming spread out if it is not hindered. This is the enabling factor for all spontaneous physical and chemical events. Entropy change measures the dispersal of energy in a process: how much is spread out or how widely spread out that energy becomes. This is discussed in terms of macro thermodynamics, q(rev)/T, and molecular thermodynamics, kB ln [microstatesfinal / microstatesinitial ]. {Por Frank Lambert}
Tradução: A energia se dispersa de localizada para espalhada se não for impedida. Esse é o fator que possibilita todos os eventos físicos e químicos espontâneos. A mudança de entropia mede a dispersão de energia em um processo: quanto é espalhado ou quão amplamente dispersa essa energia se torna. Isso é discutido em termos de macro termodinâmica, q(rev)/T e termodinâmica molecular, kB ln [microestados final/microestados final]. {Traduzido por Prof. Luís Brudna}
Biochemistry students must use the concept of free energy change to understand reaction reversibility and the energetics of metabolism. The theory is founded on the Gibbs free energy function: ΔG = ΔH – TΔS. Reactant and product concentrations affect the ΔS term and therefore determine whether ΔG is positive or negative at a standard temperature. However, most biochemistry texts do little to connect the sign of ΔG in this function to the concentration variables that determine it, and instead rely exclusively on the equation to relate these parameters. This can have the undesirable effect of rendering the Gibbs equation irrelevant for these students. For the biochemistry instructor, the challenge is to clarify the role of entropy in determining reaction directionality without digressing into aspects of thermodynamic theory that would be more appropriately covered in other courses. A model to explain the concentration dependence of the ΔS term is presented in a format that is appropriate for an audience of biochemistry students, and the concepts are illustrated using an aqueous phase reaction, the anomeric conversion of glucose. {do site de Frank Lambert}
Tradução: Os estudantes de bioquímica devem usar o conceito de mudança de energia livre para entender a reversibilidade da reação e a energética do metabolismo. A teoria baseia-se na função de energia livre de Gibbs: ΔG = ΔH – TΔS. As concentrações de reagente e produto afetam o termo ΔS e, portanto, determinam se ΔG é positivo ou negativo a uma temperatura padrão. No entanto, a maioria dos textos de bioquímica faz pouco esforço para conectar o sinal de ΔG nessa função às variáveis de concentração que o determinam e, em vez disso, depende exclusivamente da equação para relacionar esses parâmetros. Isso pode ter o efeito indesejável de tornar a equação de Gibbs irrelevante para esses alunos. Para o instrutor de bioquímica, o desafio é esclarecer o papel da entropia na determinação da direcionalidade da reação sem se desviar para aspectos da teoria termodinâmica que seriam abordados de maneira mais apropriada em outros cursos. Um modelo para explicar a dependência da concentração do termo ΔS é apresentado em um formato apropriado para um público de estudantes de bioquímica, e os conceitos são ilustrados usando uma reação em fase aquosa, a conversão anomérica de glicose. {Traduzido por Prof. Luís Brudna}
Spontaneity and Equilibrium: Why “ΔG < 0 Denotes a Spontaneous Process” and “ΔG = 0 Means the System Is at Equilibrium” Are Incorrect https://doi.org/10.1021/ed400453s
O aluno pode escolher a sequência de atividades que deseja realizar. Pode escolher focar mais na leitura de capítulos de livro, realização de exercícios e/ou leituras adicionais. Enfim, tem a liberdade para exercer a sua autonomia como estudante.
ATENÇÃO – Os arquivos em PDF estão com acesso disponível no link enviado por e-mail.
Segue uma sequência de atividades sugeridas:
Parte 1
Ler o capítulo 1 do Atkins (páginas 1 até 24) [arquivo capitulos-atkins.pdf*]
Ler capítulo 2 do Atkins (páginas 25 até 44)
Resolver exercícios do arquivo ‘lista-1-resolvida.pdf8’
Selecionar exercícios do arquivo ‘Exercicios-Atkins-Capitulo1.pdf’, resolver e conferir as respostas dos itens B no arquivo ‘Resp Cap 1.pdf’
ATENÇÃO! Leia sempre com cuidado as respostas. Pense sobre a qualidade da explicação, a abrangência do raciocínio e seja cuidadoso ao aceitar as analogias apresentadas. Não tire conclusões apenas lendo a pergunta! Leia também a resposta.
