1. ENERGIA LIVRE DE GIBBS
 A variação total de entropia que acompanha
uma reação química, efetuada lentamente e à
temperatura e pressão constante, é dada por:
∆Suniverso = ∆Svizinhança + ∆Ssistema = - ∆Hsistema + ∆Ssistema
T
 Multiplicando esta equação por –T, o resultado é:
- T ∆Suniverso = ∆Hsistema - T ∆Ssistema

2.  Gibbs definiu a função energia livre de modo
que -T∆Suniverso fosse igual à variação da energia
livre do sistema, ∆Gsistema. Ou seja:
∆Gsistema = - T∆Suniverso = ∆Hsistema - T∆Ssistema
 Em condições padrões, a equação fica:
∆Go
sistema = ∆Ho
sistema - T∆So
sistema

3.  A energia livre de Gibbs, G, é uma função de
estado (depende apenas do estado inicial e do
estado final).
 G é uma propriedade do sistema; ela não
depende do universo.
 ∆G é avaliada com base nas propriedades - ∆H,
S e T - mensuráveis do sistema que está sendo
estudado.
 Como ∆G é igual a - T∆Suniverso , um valor
negativo de ∆G (∆G<0 correspondendo a
T∆Suniverso>0) indica um processo espontâneo
(favorecido pelos produtos). Ao contrário, um valor
positivo de ∆G indica um processo não-
espontâneo.

5. Não-, mais ordem+, endotérmica
Depende de T e dos valores
relativos de ∆H e ∆S do sistema,
mas em geral os produtos são
favorecidos nas temperaturas mais
elevadas.
+, menos ordem+, endotérmica
Depende de T e dos valores
relativos de ∆H e ∆s do sistema,
mas em geral os produtos são
favorecidos nas temperaturas mais
baixas.
-, mais ordem-, exotérmica
Sim+, menos ordem-, exotérmica
Espontânea∆Ssistema∆Hsistema
PREVISÃO DA ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO

6. Cálculo de ∆Go
r, a Variação da Energia Livre
numa Reação
 Calcule a variação de energia livre padrão na formação
do metano, a 298 K.
C(grafita) + 2 H2 (g) CH4(g)
186,3130,75,7So (J/K.mol)
-74,800∆Ho
f (kJ/mol)
CH4(g)H2(g)C(grafita)

7. ENERGIA LIVRE PADRÃO DE FORMAÇÃO, ∆Go
f
 ∆Go
f é a variação da energia livre de Gibbs
quando 1 mol de um composto é formado a partir
dos respectivos elementos, com reagentes e
produtos nos estados padrões.
 A variação de energia livre de uma reação (nas
condições padrões) também pode ser calculada
pelos valores das ∆Go
f mediante a equação geral:
∆Go
reação = Ó∆Go
f (produto) - Ó∆Go
f (reagentes)

8. A energia livre padrão de
formação de um elemento
em seu estado padrão é
definida como zero.
Elementos
Concentração 1 mol /LSolução
1 atm de pressãoGás
Líquido puroLíquido
Sólido puroSólido
Estado-padrãoEstado da matéria
Convenções usadas no estabelecimento
das energias livres padrão

9. TERMODINÂMICA E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 A variação de energia livre de uma reação,
∆Go é a elevação ou a diminuição da energia livre
quando os reagentes, nos respectivos estados
padrões, se convertem completamente nos
produtos, também nos respectivos estados
padrões.

10.  Considere a reação quando ela avança dos
reagentes para os produtos, à temperatura e
pressão constantes:
- Quando os reagentes se misturam, o sistema fica mais
desordenado e a entropia do sistema se eleva.
- À medida que a reação avança, é possível que haja o
desprendimento de calor, e continua a crescer a entropia
do sistema e do exterior.
- Quando o sistema atinge o equilíbrio, é possível que os
produtos ou os reagentes sejam predominantes.
- Raramente os reagentes se convertem completamente
em produtos. Nestas circunstâncias, a variação de
energia livre na reação não é igual a ∆Go, mas
simplesmente ∆G.

11.  A relação entre ∆Go
e
∆G é:
∆G = ∆Go + RT ln Q
R é a constante universal dos gases;
T a temperatura em kelvins;
Q o quociente reacional.

12. a A + b B c C + d D
 O quociente reacional, Q, é:
Q =
[C]c [D]d
[A]a [B]b
 Q = K, o sistema está em equilíbrio, a reação não favorece
os produtos nem os reagente no equilíbrio e ∆G = 0.

13. Como no equilíbrio ∆G = 0 e Q = K, a equação
∆G = ∆G 0 + RT ln Q leva a:
∆G 0 = - RT ln K

16. No equilíbrio, os reagentes são
preferidos aos produtos.
K < 1∆G 0 >0
Muito raro, no equilíbrio
[C]c [D]d = [A]a [B]b
K = 1∆G 0 = 0
No equilíbrio, os produtos são
preferidos aos reagentes.
K >1∆G 0 <0
Formação dos ProdutosK∆G 0
∆G 0 = - RT ln K

17. Não espontânea a baixas
T; torna-se espontânea a
altas T.
Positivo a baixas T;
negativo a altas T
-++
Espontânea a baixa T;
torna-se não espontânea
a altas T.
Negativo a baixas T;
positivo a altas T
+--
Não espontânea a todas
as temperaturas; reação
inversa sempre
espontânea.
Sempre positivo+-+
Espontânea a todas as
temperaturas.
Sempre negativo-+-
Características da reação∆G= ∆H - T∆S-T ∆S∆S∆H
EFEITO DA TEMPERATURA NA
ESPONTANEIDADE DE REAÇÕES