Idioma:
  Português  
Logotipo
Navegação
ilustração rodapé
Busca Rápida
Use palavras-chave para achar o que procura.
ilustração rodapé
Estatísticas
UO
0 usuários on-line
VO
91 visitantes on-line
VI
3.253.510 visitas
(Ano 2014)
ilustração rodapé
Redes Sociais
redeSocial2
redeSocial1
ilustração rodapé
RSS
RSS
ilustração rodapé
Energia de Gibbs
ImprimirImprimir ImprimirEnviar para um amigo
Compartilhe: Delicious Facebook Twitter Digg Google Technorati Live Yahoo
Apoio: Sociedade Brasileira de Química
Edição: Talita Marcília De Oliveira Silva
Coordenação: Guilherme Andrade Marson
Figura 1: Sistema e ambiente
Figura 1: Sistema e ambiente

Sistema é aquilo em que se está interessado ao se observar um processo; é aquilo em que se focaliza a atenção. Tudo o que não é o sistema, é chamado de ambiente. A separação entre sistema e ambiente pode ser física ou apenas imaginária.O conjunto, sistema mais ambiente, muitas vezes, é chamado de universo. É necessário que entre sistema e ambiente haja bom contato térmico e mecânico, de modo que possa haver troca de calor entre um e outro e trabalho possa ser realizado, pelo sistema no ambiente ou pelo ambiente sobre o sistema. Um trabalho é realizado por um sistema, por exemplo, se ele se expandir e levantar um peso no ambiente. Um trabalho é realizado sobre um sistema, por exemplo, se uma mola é comprimida nele.

Energia de Gibbs é uma função termodinâmica que permite prever se um processo é espontâneo. Observamos, por exemplo, o desabrochar espontâneo de uma flor. Mas este é um processo bastante complicado e, normalmente, não é estudado como uma só etapa, mas dividido em várias etapas. É um exercício interessante pensar em tudo o que intervém no abrir de uma flor, começando pela luz que vem do Sol.

Mais fácil é pensar na queda de um objeto. Por exemplo, quando uma bola cai, sua energia potencial transforma-se em energia cinética e, quando ela bate no chão, ocorre uma colisão elástica e a energia cinética é novamente transformada em potencial. Só que a bola não alcança a altura original. Parte da energia mecânica (potencial mais cinética) é perdida. Perdida, como? Ouve-se um som quando a bola atinge o solo, o que significa que uma onda sonora se propaga no ambiente. Essa onda carrega parte da energia potencial original da bola. A onda sonora desaparece, sendo sua energia convertida em energia térmica das moléculas do ar. Parte da energia potencial da bola também é transformada em energia térmica das moléculas da própria bola e das moléculas do local em que ela bate. Dessa forma, energia é dissipada no sistema (a bola) e no ambiente (solo e ar). A queda da bola, uma vez liberada, é espontânea.

A dissipação da energia torna os processos espontâneos
Conservação e dissipação de energia
Conservação e dissipação de energia

Pode-se montar um mecanismo em que um objeto, ao cair, aciona uma alavanca, levantando um peso (A e B). Se esse peso também cair, toda a energia inicial do objeto estará dissipada e mais nenhum trabalho poderá ser realizado (C). A energia potencial pode ser convertida na forma de trabalho (A) ou dissipada (C) sem que nenhum trabalho seja realizado.

É importante notar que, num processo espontâneo, energia é dissipada. Ela é conservada, ela não é perdida, mas ela se espalha, transformando-se numa energia menos útil, que não pode mais ser usada para realizar um trabalho. Quando a energia se dissipa, ela se transforma na energia do movimento térmico das moléculas. Essa é uma energia dita degradada por não servir para a realização de trabalho. Pode parecer que, num processo espontâneo, ocorre diminuição de energia. Na queda de um objeto, este diminui sua energia potencial; numa reação química, os produtos têm energia menor que os reagentes. Mas não é essa diminuição de energia que torna um processo espontâneo; é a dissipação da energia.

Sempre que energia pode se dissipar e o processo não é impedido (por exemplo, segurando um objeto, mantendo reagentes separados) ocorre um processo espontâneo. A energia se dissipa tanto no sistema, quanto no ambiente.

A dispersão de energia é quantificada pela Entropia

Para medir ou quantificar a dispersão da energia, foi definida uma grandeza termodinâmica chamada entropia (representada pela letra S). Quando há dispersão de energia, a entropia aumenta. Então, como a entropia final é maior que a inicial, a variação de entropia (ΔS) é positiva. Escreve-se:

ΔS = Sfinal - Sinicial > 0

Como energia é dissipada no sistema e no ambiente, há variação de entropia em ambos, podendo-se calcular a variação de entropia total.

ΔStotal = ΔSsis + ΔSamb

Entropia e Reações Químicas

Em Química, é interessante analisar algumas transformações do ponto de vista da variação de entropia, ou seja, da dissipação de energia.

Caixa de Texto 1
Caixa de Texto 1

Os coeficientes estequiométricos numa equação química podem ser considerados quantidades de matéria (expressas em mols). No caso da combustão do butano, nos reagentes há 1 + 13/2 = 7,5 mols de gás e, nos produtos, 4 + 5 = 9 mols de gás

C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) + calor

Como quantidades de gás e volumes de gás, nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam proporções iguais, pode-se dizer também que há 7,5 volumes de gás nos reagentes e 9 volumes nos produtos.

A reação de combustão do butano é exotérmica:

C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) + calor

A energia liberada na reação dissipa-se no ambiente, aumentando a entropia deste (ΔSamb > 0). No sistema também ocorre um aumento de entropia (ΔSsis > 0) porque de 7,5 volumes gasosos nos reagentes passa-se a 9 volumes gasosos nos produtos (veja Caixa de Texto 1), o que corresponde a energia mais dispersa nos produtos. Logo, a combustão do butano, uma vez iniciada, é espontânea.

A combustão do acetileno também é exotérmica, o que significa que a energia da reação se dissipa no ambiente:

C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) + calor

Porém, no sistema não há dissipação de energia. No sistema ocorre concentração de energia devido à redução de volume gasoso, de 3,5 nos reagentes (1 +2,5) a 3 (1+2) nos produtos.

Portanto, no caso da combustão do acetileno, olhando apenas para o sistema, chegar-se-ia à conclusão de que a reação não é espontânea. Porém, a experiência nos mostra que esta reação é espontânea, o que se deve ao fato de que a energia dissipada no ambiente compensa a energia concentrada no sistema.

O caso da combustão do acetileno nos mostra porque se procurou outra maneira de considerar o balanço entre dissipação e concentração de energia no sistema e no ambiente.

Energia de Gibbs

O caso de reações como a combustão do acetileno ilustra o problema de se usar a entropia para verificar se um processo é espontâneo ou não. É preciso olhar tanto para o sistema quanto para o ambiente. Aí a definição do sistema fica meio sem sentido, já que é preciso levar em conta o todo. Para resolver a questão foi definida uma nova grandeza termodinâmica, chamada energia de Gibbs, representada pela letra G.

A variação da energia de Gibbs (ΔG) é definida, a pressão e temperatura constantes:

ΔG = ΔH - TΔS

A pressão e temperatura constantes, a variação de entalpia (ΔH, o calor envolvido na reação) e a variação de entropia (ΔS, a energia dissipada) se referem apenas ao sistema (não é necessário usar índices (sis), pois fica implícito que tudo diz respeito ao sistema).

Note que a equação acima é, na realidade, a equação anterior reescrita:

ΔStotal = ΔSsis + ΔSamb

ΔG = ΔH - TΔS

A variação de entropia (ΔS) na expressão da energia de Gibbs é a variação de entropia do sistema (ΔSsis).

A variação de entalpia (ΔH) diz respeito à energia dissipada / absorvida na reação e corresponde a ΔSamb. Se a reação dissipa energia no ambiente (exotérmica, ΔH < 0), a entropia do ambiente aumenta, ou seja ΔSamb>0. Se a reação absorve energia do ambiente (endotérmica, ΔH > 0), a entropia do ambiente diminui, isto é ΔSamb<0.

A variação de energia de Gibbs (ΔG) corresponde à variação de entropia total, no sistema e no ambiente, ΔStotal.

Caixa de Texto 2
Caixa de Texto 2

A expressão energia de Gibbs não é perfeitamente correta. A variação de entropia é a medida da dissipação de energia. Quando ocorre uma transformação espontânea, a entropia total (sistema mais ambiente) aumenta. Logo, entropia é criada, ao contrário de energia, que é conservada. Mas energia de Gibbs não é conservada! Se entropia é criada, isto é, aumenta (ΔStotal > 0), energia de Gibbs diminui (ΔG < 0, por conta da troca de sinais nas equações da energia de Gibbs e da entropia total), isto é, desaparece. A energia de Gibbs só tem unidades de energia porque é uma entropia, dada em J × K-1 (joule por kelvin) multiplicada por uma temperatura, mas não é uma energia, porque não é conservada. Essa situação não é nova na Química: densidade e concentração também podem ter as mesmas unidades (por exemplo, g/mL), mas são conceitualmente diferentes.

Na expressão da energia de Gibbs, ΔS, que se refere ao sistema, tem sinal negativo e, na expressão da entropia total, ΔSsis tem sinal positivo. De fato, há uma inversão de sinais nas equações, de modo que, quando a entropia aumenta (ΔStotal > 0), a energia de Gibbs diminui (ΔG < 0 veja Caixa de Texto 2).

Casos possíveis para os sinais de ΔH, ΔS e ΔG

Quatro casos podem ser considerados quanto aos sinais de ΔH e ΔS na expressão da variação da energia de Gibbs:

1) Quando ΔH < 0 (transformação exotérmica, energia se dissipa no ambiente) e ΔS > 0 (energia se dissipa no sistema), tem-se sempre ΔG < 0 e a transformação é sempre espontânea. É o caso da combustão do butano.

2) Quando ΔH > 0 (transformação endotérmica, energia sai do ambiente, provocando uma diminuição de entropia do ambiente) e ΔS < 0 (energia se concentra no sistema), tem-se sempre ΔG > 0 e o processo não é espontâneo no sentido considerado (só será espontâneo no sentido inverso)

3) Quando ΔH < 0 (transformação exotérmica, energia se dissipa no ambiente) e ΔS < 0 (energia se concentra no sistema), ΔG será negativo se o termo ΔH dominar e será positivo, se o termo TΔS dominar. O primeiro é chamado termo entálpico e o segundo, termo entrópico. O termo entrópico poderá ser desprezível a baixas temperaturas, de modo que ΔG < 0 e o processo espontâneo. É o caso da reação de combustão do acetileno. Outro exemplo é a condensação de um gás. Para ocorrer condensação, é preciso tirar energia do gás, energia que se dissipa no ambiente. Por outro lado, devido à diminuição de volume do sistema, ao passar do estado gasoso para o líquido, há uma diminuição de entropia no sistema.

4) Quando ΔH > 0 (transformação endotérmica, diminuição de entropia do ambiente) e ΔS > 0 (energia se dissipa no sistema), ΔG será negativo a altas temperaturas, quando o termo entrópico predominará. A dissolução do cloreto de amônio, NH4Cl, enquadra-se nesse caso. A dissolução é endotérmica (o recipiente se resfria), mas há um grande aumento de entropia no sistema quando os íons do cristal passam para a solução, ganhando maior mobilidade, o que significa energia mais dispersa. Há um decréscimo de entropia devido à solvatação dos íons, mas, no cômputo geral, a entropia do sistema aumenta. Outro exemplo é a fusão. Para esse fenômeno ocorrer, é preciso fornecer energia (processo endotérmico, diminuição de entropia no ambiente), mas, ao se formar o líquido, há dispersão de energia no sistema.

ΔG e equilíbrio químico: no equilíbrio, a energia de Gibbs é mínima

A energia de Gibbs é muito importante no estudo dos equilíbrios químicos. Um sistema sempre tende espontaneamente ao equilíbrio. Se, numa determinada transformação química, a concentração de reagentes for maior do que no equilíbrio, para que este seja alcançado, deverá haver a formação de mais produtos. Logo, a transformação ocorrerá espontaneamente no sentido de formação de produtos, sentido em que haverá, portanto, diminuição de energia de Gibbs (ΔG < 0). Se a concentração de produtos for maior do que no equilíbrio, a transformação ocorrerá espontaneamente no sentido da formação de reagentes, também com diminuição de energia de Gibbs. Dessa forma, no equilíbrio, a energia de Gibbs é mínima.

Caixa de Texto 3
Caixa de Texto 3

Antigamente a energia de Gibbs era chamada de energia livre de Gibbs ou, simplesmente, energia livre. Muitos ainda a chamam assim, mas a IUPAC não aceita mais esse nome. Essa designação obsoleta vem do fato de a variação de energia de Gibbs ser igual ao trabalho útil que o sistema pode realizar.

ΔG = Wu

Trabalho útil (Wu) é todo trabalho que não envolve variação de volume do sistema, podendo ser, por exemplo, trabalho elétrico. A energia livre seria a energia disponível para a realização desse trabalho. No entanto, uma transformação pode ter um ΔG negativo, sendo, dessa forma, espontânea, mas trabalho útil pode não ser realizado. Por exemplo, adicionando-se zinco metálico a uma solução de sulfato de cobre, forma-se cobre metálico e o zinco passa para a solução na forma de íons de zinco. Ocorre uma reação química, mas nenhum trabalho elétrico é realizado. Para isso acontecer, é necessário arrumar o sistema. No caso, isso significa construir uma pilha, montando um eletrodo de cobre, outro de zinco e ligar as soluções iônicas por meio de uma ponte salina e os metais por meio de um circuito externo com um voltímetro. Aí aparece uma corrente elétrica e um trabalho é realizado. Portanto, só em condições especiais ΔG corresponde a um trabalho útil efetivamente realizado. Além disso, a expressão vale apenas em condições de equilíbrio e um sistema em equilíbrio não pode realizar nenhum trabalho, pois não sofre nenhuma alteração macroscópica. Logo ΔG nunca corresponde a um trabalho efetivamente realizado. Por isso a IUPAC passou a falar apenas em energia de Gibbs, abolindo o termo livre.

Prevendo se uma reação química é espontânea: ΔG ou ΔS?

Para se saber se um processo é espontâneo, a energia de Gibbs é mais fácil de aplicar do que a entropia, pois basta concentrar-se no sistema, enquanto a entropia requer que se preste atenção tanto no sistema quanto no ambiente. No entanto, há um movimento de se abandonar a energia de Gibbs e analisar transformações químicas apenas do ponto de vista da entropia. Criou-se a expressão análise de entropia para isso. Ocorre que entropia e energia de Gibbs são grandezas redundantes, além de haver concepções errôneas a respeito desta última (Caixas de Texto 2 e 3).

Entretanto, o mesmo pode ser dito da entropia. Até fins do século passado era comum relacionar-se um aumento de entropia com um aumento de desordem no sistema ou no ambiente. Dava-se o exemplo do baralho de cartas, inicialmente ordenado e depois, embaralhado, atribuindo-se a esse processo "espontâneo" um aumento de entropia. Esse equívoco perdurou por décadas e tem origens históricas. No entanto, a percepção de desordem é um atributo humano, não tendo nada a ver com termodinâmica. Há muitos processos em que a desordem diminui, tanto no sistema, como no ambiente, mas mesmo assim, são espontâneos. O que ocorre é que a energia se dispersa.

ImprimirImprimir ImprimirEnviar para um amigo
Compartilhe: Delicious Facebook Twitter Digg Google Technorati Live Yahoo
Login
ilustração rodapé
Tema
94742 visitas
Tema
54826 visitas
Tema
49679 visitas
Tema
44070 visitas
Tema
31267 visitas
Tema
31089 visitas
Tema
29575 visitas
Tema
28653 visitas
Tema
22956 visitas
Tema
20693 visitas
Tema
20484 visitas
Tema
20115 visitas
Tema
19427 visitas
Tema
19392 visitas
Tema
19231 visitas
Tema
18461 visitas
Tema
16072 visitas
Tema
15852 visitas
Tema
13117 visitas
Tema
12486 visitas
Tema
10100 visitas
Tema
9845 visitas
Tema
8487 visitas
Tema
8352 visitas
Tema
8140 visitas
Tema
7720 visitas
Tema
3953 visitas
Tema
3523 visitas
Tema
3352 visitas
Tema
2956 visitas
Tema
2221 visitas
Tema
1849 visitas
Tema
1578 visitas
ilustração rodapé
Conceito
77070 visitas
Conceito
68864 visitas
Conceito
50973 visitas
Conceito
49940 visitas
Conceito
46318 visitas
Conceito
37027 visitas
Conceito
35414 visitas
Conceito
33640 visitas
Conceito
29049 visitas
Conceito
26609 visitas
Conceito
24866 visitas
Conceito
23550 visitas
Conceito
16844 visitas
Conceito
16607 visitas
Conceito
15939 visitas
Conceito
15803 visitas
Conceito
15710 visitas
Conceito
14895 visitas
Conceito
14616 visitas
Conceito
13642 visitas
Conceito
13349 visitas
Conceito
12691 visitas
Conceito
11942 visitas
Conceito
10260 visitas
Conceito
9855 visitas
Conceito
8343 visitas
Conceito
7348 visitas
Conceito
6012 visitas
Conceito
4336 visitas
Conceito
4047 visitas
Conceito
3811 visitas
Conceito
2961 visitas
ilustração rodapé
Molécula
8607 visitas
Molécula
7583 visitas
Molécula
6467 visitas
Molécula
6295 visitas
Molécula
5785 visitas
Molécula
5369 visitas
Molécula
5300 visitas
Molécula
4678 visitas
Molécula
4610 visitas
Molécula
4552 visitas
Molécula
4191 visitas
Molécula
4172 visitas
Molécula
4081 visitas
Molécula
4041 visitas
Molécula
3929 visitas
Molécula
3844 visitas
Molécula
3835 visitas
Molécula
3815 visitas
Molécula
3774 visitas
Molécula
3692 visitas
Molécula
3665 visitas
Molécula
3619 visitas
Molécula
3594 visitas
Molécula
3387 visitas
Molécula
3381 visitas
Molécula
3329 visitas
Molécula
3308 visitas
Molécula
3203 visitas
Molécula
3174 visitas
Molécula
3162 visitas
Molécula
3155 visitas
Molécula
3131 visitas
Molécula
3030 visitas
Molécula
3027 visitas
Molécula
3010 visitas
Molécula
3001 visitas
Molécula
2976 visitas
Molécula
2972 visitas
Molécula
2879 visitas
Molécula
2824 visitas
Molécula
2816 visitas
Molécula
2794 visitas
Molécula
2786 visitas
Molécula
2701 visitas
Molécula
2680 visitas
Molécula
2672 visitas
Molécula
2670 visitas
Molécula
2629 visitas
Molécula
2594 visitas
Molécula
2544 visitas
Molécula
2538 visitas
Molécula
2531 visitas
Molécula
2499 visitas
Molécula
2498 visitas
Molécula
2482 visitas
Molécula
2481 visitas
Molécula
2407 visitas
Molécula
2376 visitas
Molécula
2354 visitas
Molécula
2343 visitas
Molécula
2285 visitas
Molécula
2280 visitas
Molécula
2276 visitas
Molécula
2204 visitas
Molécula
2191 visitas
Molécula
2168 visitas
Molécula
2167 visitas
Molécula
2145 visitas
Molécula
2140 visitas
Molécula
2127 visitas
Molécula
2125 visitas
Molécula
2113 visitas
Molécula
2095 visitas
Molécula
2088 visitas
Molécula
2056 visitas
Molécula
2054 visitas
Molécula
2027 visitas
Molécula
2010 visitas
Molécula
1992 visitas
Molécula
1990 visitas
Molécula
1968 visitas
Molécula
1959 visitas
Molécula
1926 visitas
Molécula
1916 visitas
Molécula
1898 visitas
Molécula
1888 visitas
Molécula
1885 visitas
Molécula
1870 visitas
Molécula
1869 visitas
Molécula
1849 visitas
Molécula
1834 visitas
Molécula
1828 visitas
Molécula
1815 visitas
Molécula
1787 visitas
Molécula
1720 visitas
Molécula
1718 visitas
Molécula
1687 visitas
Molécula
1671 visitas
Molécula
1670 visitas
Molécula
1664 visitas
Molécula
1638 visitas
Molécula
1636 visitas
Molécula
1615 visitas
Molécula
1537 visitas
Molécula
1535 visitas
Molécula
1532 visitas
Molécula
1509 visitas
Molécula
1484 visitas
Molécula
1471 visitas
Molécula
1445 visitas
Molécula
1444 visitas
Molécula
1374 visitas
Molécula
1345 visitas
Molécula
1333 visitas
Molécula
1321 visitas
Molécula
1271 visitas
Molécula
1218 visitas
Molécula
761 visitas
Molécula
637 visitas
ilustração rodapé
Sala de Aula
10782 visitas
Sala de Aula
10390 visitas
Sala de Aula
9022 visitas
Sala de Aula
7542 visitas
Sala de Aula
7310 visitas
Sala de Aula
6973 visitas
Sala de Aula
6090 visitas
Sala de Aula
5533 visitas
Sala de Aula
5152 visitas
Sala de Aula
4493 visitas
Sala de Aula
4395 visitas
Sala de Aula
4284 visitas
Sala de Aula
4093 visitas
Sala de Aula
4062 visitas
Sala de Aula
3998 visitas
Sala de Aula
3962 visitas
Sala de Aula
3500 visitas
Sala de Aula
3487 visitas
Sala de Aula
3443 visitas
Sala de Aula
3411 visitas
Sala de Aula
3365 visitas
Sala de Aula
3273 visitas
Sala de Aula
3213 visitas
Sala de Aula
3139 visitas
Sala de Aula
3103 visitas
Sala de Aula
3058 visitas
Sala de Aula
2741 visitas
Sala de Aula
2578 visitas
Sala de Aula
2544 visitas
Sala de Aula
2295 visitas
Sala de Aula
2110 visitas
Sala de Aula
1997 visitas
ilustração rodapé
ilustração rodapé
Materiais Associados
ilustração rodapé
Laboratório de Tecnologia Educacional
Departamento de Bioquímica
Instituto de Biologia - Caixa Postal n° 6109
Universidade Estadual de Campinas - UNICAMP
CEP 13083-970, Campinas, SP, Brasil

Política de Privacidade