A grandeza termodinâmica denominada entropia, simbolizada pela letra S, está relacionada aograu de organização de um sistema. Quanto maior a desordem do sistema, maior a entropia.
Por exemplo, imagine que coloquemos o cloreto de sódio (NaCl) em água. O que ocorre é a sua dissociação iônica, liberando íons na água, conforme mostrado abaixo:
1 NaCl(s) → 1 Na+(aq) + 1 Cl-(aq)
Observe que 1 mol de moléculas do sal dá origem a 2 mol de íons dissociados. Os íons em solução estão mais desorganizados que no sólido, o que quer dizer que a entropia desse sistema aumentou.
A variação da entropia, ∆S, é medida por:
A entropia e a desordem de um sistema têm a ver com a espontaneidade de processos físicos. Se a entropia e a desordem aumentam, quer dizer que o processo é espontâneo. Por exemplo, considere a queda de um copo de vidro, esse é um processo espontâneo, em que a desordem do sistema aumenta. O processo contrário, isto é, os cacos do copo quebrado subirem sozinhos e recuperarem o copo, não ocorre, não é espontâneo e é irreversível.
Outro caso é a queda d’água de barragens, que é um processo espontâneo; neste caso podemos concluir que a entropia aumenta. No entanto, a água retornar sozinha para o alto da barragem não é espontâneo, seria necessária uma ação externa, como uma bomba d’água para realizar isso. E se fosse possível, a entropia iria diminuir.
Portanto, em qualquer processo natural a entropia do Universo ou do sistema sempre aumenta.
A variação da entropia também pode ser medida pela seguinte equação:
Em que:
qrev = energia de forma reversível como calor;
T = temperatura.
T = temperatura.
Visto que a variação da entropia é inversamente proporcional à temperatura, temos que em temperaturas mais baixas, a desorganização será maior.
Outra forma de se calcular a variação da entropia é relacionando-a com o calor:
A variação da entropia é diretamente proporcional à variação da energia, sendo que essa proporcionalidade é dada pela temperatura T.
Segundo Lord Kelvin (William Thomson, 1824-1907), é impossível construir uma máquina térmica em que todo o calor da fonte seja usado integralmente em trabalho, ou seja, seu rendimento nunca será de 100%. A energia que é dissipada na forma de calor se transforma em entropia, aumentando a desordem do sistema.
Temos então que o aumento da entropia é muito importante, pois sem ele nada aconteceria, ele é responsável pela ocorrência dos fenômenos. Isso tem relação com o significado da palavra “entropia”, que vem do grego en, que significa “em” e tropêe, que é “mudança”.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
O mínimo de entropia possível corresponde à situação em que átomos de uma substância estariam perfeitamente ordenados em uma estrutura cristalina
A entropia (cal/K.mol) a 25 °C para uma mesma substância, a entropia no estado gasoso é maior que aquela no estado líquido, que, por sua vez, é maior que a do estado sólido.
A variação de entropia em uma transformação depende apenas dos estados inicial e final do sistema, independentemente de como os reagentes se transformam nos produtos, isto é, do mecanismo da reação.
Por definição, a variação da entropia de uma transformação é igual à diferença entre a entropia dos produtos e dos reagentes:
∆S = Sprodutos - Sreagentes
Assim:
se ∆S > 0, então Sprodutos > Sreagentes; a transformação ocorre com aumento da desordem do sistema e tende a ser espontânea;
se ∆S < 0, então Sprodutos < Sreagentes; a transformação ocorre com diminuição da desordem do sistema e tende a ser não-espontânea;
se ∆S = 0, o sistema está em equilíbrio.
Então:
Qualquer evento acompanhado por aumento na entropia do sistema tende acontecer de forma espontânea.
Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com aumento ou diminuição de entropia é analisando o estado físico dos reagentes e dos produtos. Como descrito acima, os gases têm mais entropia que os líquidos e estes que os sólidos.
Durante as reações químicas, a liberdade de movimento dos átomos freqüentemente sofre mudanças por causa das alterações na complexidade das moléculas. Vamos considerar a reação representada a seguir:
2NO2(g) → N2O4(g)
Nos reagentes, há seis átomos formando duas moléculas e nos produtos esses mesmos seis átomos estão combinados formando uma molécula. Os seis átomos divididos entre duas moléculas permitem grau maior de liberdade de movimento que os seis átomos formando uma molécula. Então, podemos concluir que essa reação, caso aconteça, ocorrerá com diminuição de entropia.
Duas regras gerais podem ajudar a prever se a entropia nas transformações aumenta ou diminui:
- examinar os estados físicos dos produtos e dos reagentes;
- verificar, quando os estados físicos dos reagentes e produtos forem iguais, o aumento ou a diminuição do número de moléculas após a transformação, o que pode ser feito comparando a quantidade de matéria em mols dos reagentes e dos produtos da reação.
Você já deve estar se perguntando: Quer dizer que cada substância tem armazenado em si uma quantidade de energia? Sim! E esta energia será alterada quando a substância sofrer uma transformação.
Agora que você já entendeu, vamos dar nome aos bois! A esta energia que fica armazenada nas substâncias, submetida a uma pressão constante, damos o nome de ENTALPIA, e para representá-la utilizamos a letra “H” maiúscula.
Já vimos que em uma reação o calor (energia) de cada substância é transformado, sendo liberado (exotérmica) ou absorvido (endotérmica). No primeiro caso, como vimos no tópico anterior, a entalpia dos reagentes será maior que a dos produtos e no segundo caso a entalpia dos produtos será maior que a dos reagentes. Sendo assim, podemos dizer que durante a reação houve uma variação de entalpia. Esta variação é representada por “ΔH”.
Do dito acima podemos concluir que a variação de entalpia (ΔH ) de reação será igual à diferença entre a entalpia dos reagentes (Hr) e a entalpia dos produtos (Hp). Ou seja:
ΔH = Hp - Hr
Quando a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes, a ΔH será positiva (+), o que indica que a reação absorveu calor, sendo, portanto, endotérmica.
Quando a entalpia dos reagentes for maior que a dos produtos, a ΔH será negativa (-), o que indica que a reação liberou calor, sendo, portanto, exotérmica.
Equação Termoquímica:
Sabemos que as reações químicas são representadas por meio de equações químicas. Quando uma reação ocorre com transferência de calor, será necessário que a gente represente tanto a quantidade de calor envolvida quanto as condições experimentais em que ela ocorreu, tais como: temperatura e pressão, estados físicos e variedades alotrópicas das substâncias envolvidas.
A esta reação que contém todas essas informações damos o nome de Equação Termoquímica.
Exemplo:
Na reação acima representada, temos que: 1 mol de hidrogênio gasoso reagiu com 1 mol de cloro gasoso, dando 2 mols de cloreto de hidrogênio gasoso, liberando 185 KJ de calor, e tudo isso sob uma temperatura de 25ºC e sob 1atm de pressão.
Esta mesma equação pode ser escrita usando a notação ΔH.
Exemplo:
A equação é praticamente a mesma. A diferença é que na primeira representação o calor está incluso na reação, sendo somado aos produtos, já que se trata de uma reação exotérmica; enquanto que na segunda o calor é representado separadamente, por meio da notação ΔH. Reparem que neste último caso a entalpia vem acompanhada do sinal negativo, para representar que houve liberação de calor.
Como determinar o calor de reação (entalpia)?
O calor de reação ou entalpia pode ser determinado de maneira indireta pelo próprio conceito de variação de entalpia, ou seja:
ΔH = Hp - Hr
Contudo, só conseguimos determinar a variação de entalpia de uma reação, não sendo possível definir a entalpia de cada substância separadamente. Devido a isso, os químicos atribuíram um valor arbitrário de entalpia a um grupo de substâncias, para, a partir delas, elaborarem uma escala com entalpias relativas das demais substâncias.
O grupo escolhido foi o das substâncias simples alotrópicas mais estáveis (ou seja, as que são encontrados em maior quantidade na natureza). Para estas, a uma temperatura de 25ºC e pressão 1atm, a entalpia foi definida como zero, sendo chamada entalpia padrão. Exemplo: O2 (g): H = 0 / O2(l) e O3 (g): H ≠ 0.
Energia de ligação:
Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso e a 25ºC e 1atm.
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A energia de ligação pode ser determinada experimentalmente e te ajudará a encontrar a entalpia de algumas reações. Há uma tabela com dados sobre a energia de algumas ligações, mas você não precisa se preocupar, estes dados serão dados no exercício.
Exemplo de exercício:
Levando-se em conta as variações de entalpia de formação das substâncias, calcule a entalpia da reação de combustão do metano, sendo que:
CH4(g) -------- ΔH = -17,9 Kcal/mol
CO2(g) -------- ΔH = -94 Kcal/mol
H2O(l) --------- ΔH = -68,3 Kcal/mol
Reação de combustão do metano:
RESOLUÇÃO:
ΔH reação = ΔH produtos – ΔH reagentes
ΔH reação = [-94 + 2 (-68,3)] – [-17,9 + (2 x 0)]
ΔH reação = (-230,6) – (-17,9)
ΔH reação = -212,7 Kcal/mol
*Lembre-se: quando o sinal fica negativo, significa que a reação é exotérmica. Toda reação de combustão é exotérmica.
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Quando não conhecemos a ΔH de uma dada substância, mas sabemos a de outras, podemos encontrar a que não temos por meio da LEI DE HESS. Mas a esta lei será dedicado o próximo tópico. Fique atento! Não deixe de conferir todo o conteúdo!
ENTROPIA:
Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas. Quanto maior a entropia, maior a desordem do sistema.
Desordem??? A desordem de um sistema é diretamente proporcional ao número de microestados acessíveis a um sistema, ou seja, quanto maior este número, maior a desordem e maior a entropia.
Quanto maior o nível de desordem de um sistema, maior será a quantidade de energia que não conseguiremos transformar em trabalho. Este dado nos leva a concluir que nem toda a energia pode virar trabalho, pois parte dela se perde no decorrer do processo.
Por meio de observações experimentais, percebeu-se que nos processos espontâneos a energia do sistema tende a diminuir, enquanto que a entropia total tende a aumentar. Um exemplo disso é passagem da água do estado líquido para o gasoso. Este processo ocorre naturalmente no meio ambiente. No estado líquido, as moléculas estão mais agrupadas, tendo menor espaço de movimentação, estando, portanto, mais “ordenadas” que as moléculas de água no estado gasoso. Neste, as moléculas movimentam-se com mais liberdade, estando, portanto, em um estado de maior “desorganização”. Logo, na evaporação de um líquido há aumento de entropia.
Da mesma forma, a dissolução de qualquer substância em um líquido (sal do mar) também resulta em um sistema de maior entropia.
Algumas situações em que há aumento de entropia:
- Aumentando o número de moléculas gasosas de um sistema, aumenta-se a entropia;
- Íons e moléculas em solução têm normalmente maior entropia;
- Quando uma molécula é quebrada em partes menores (diminuindo a quantidade de átomos em cada parte), há aumento de entropia;
- Nos processos de fusão (sólido à líquido) e ebulição (líquido à gasoso) a entropia aumenta;
- Na dissolução há aumento de entropia e
- Quando há aumento de temperatura, a entropia também é maior.
Se nos processos espontâneos há diminuição da energia e um aumento da entropia, podemos concluir que a entropia total do Universo tende a aumentar cada vez mais. O que significa que a energia do Universo caminha em direção à desordem. Logo, cada vez menos energia poderá ser transformada em trabalho.
Entropia
Referência : Ribeiro, D. (2012), WikiCiências, 3(01):0480
Autor: Daniel Ribeiro
Editor: Jorge Gonçalves
Autor: Daniel Ribeiro
Editor: Jorge Gonçalves
A entropia consiste numa função termodinâmica definida de tal forma que quando uma pequena quantidade de calor 
é recebida por um sistema a uma temperatura 
, a entropia para esse sistema é aumentada de 
desde que não ocorram alterações irreversíveis no sistema termodinâmico.[1] Assim, a definição termodinâmica clássica para o conceito de entropia é dada pela expressão
é recebida por um sistema a uma temperatura , a entropia para esse sistema é aumentada de desde que não ocorram alterações irreversíveis no sistema termodinâmico.[1] Assim, a definição termodinâmica clássica para o conceito de entropia é dada pela expressão
O conceito de entropia foi proposto pelo alemão Rudolf Clausius (1822 – 1888) que estabeleceu as pedras basilares da Termodinâmica. Depois do conceito de energia ter sido firmemente estabelecido, o que lhe permitiu enunciar a lei da conservação da energia, Clausius decidiu propor algo idêntico ao que tinha feito com a energia. Ele sugeriu que as variações de energia e de temperatura (sendo esta definida, como sempre, pela leitura de um vulgar termómetro) constituíam apenas, e também, duas variedades da mesma coisa – variações de entropia.
Segundo M. Guillen[2], o próprio Clausius explicou o porquê da palavra entropia: “Construí intencionalmente a palavra entropia de modo a ser tão semelhante quanto possível à palavra energia, pois as duas grandezas … encontram-se de tal modo unidas no respetivo significado físico que se afigura desejável uma certa semelhança de designação”.
Este termo é, muitas vezes, associado ao grau de desordem de um sistema termodinâmico no que se refere à energia dispersa no processo. Qualquer processo termodinâmico implica uma diminuição da energia útil, visto que uma parte da energia desse mesmo processo deixa de estar disponível para a realização de trabalho. Essa diminuição da energia útil do sistema é, por vezes, designada por perda de qualidade da energia, cuja grandeza associada é a entropia.
Em termodinâmica estatística, o conceito de entropia é dado pela equação estabelecida pelo físico austríaco Ludwig Boltzmann (1844 – 1906).[1] Assim, segundo Boltzmann,
em que
é a entropia, 
a constante de Boltzmann (1,3806488 x 10-23 J/K) e 
o logaritmo neperiano do número de microestados possíveis do sistema, uma quantificação das formas em que as moléculas de um sistema podem estar dispostas para um determinado valor de energia constante.Quanto maior a ordem de um sistema (menor número de microestados compatíveis), menor é a sua entropia. Um estado ordenado é menos provável do que um desordenado; o valor da entropia para um estado ordenado é menor do que para um estado desordenado. A um aumento de desordem de um sistema corresponderá um aumento de entropia.[3]
Um exemplo simples do aumento de entropia num sistema termodinâmico é a vaporização de um líquido. Quando a água está a vaporizar-se, passa de um estado físico de relativa organização (líquido) para um estado físico mais caótico (gasoso). Neste caso, a dispersão de energia ocorre como consequência da menor organização das moléculas de água do sistema. Neste exemplo, a vizinhança do sistema arrefece como consequência do fenómeno físico decorrido e, por isso, a sua entropia diminui. No entanto, apesar da diminuição da entropia da vizinhança, se o processo for espontâneo, a entropia do universo aumenta (calculada através da soma da entropia do sistema com a entropia da vizinhança).
As reações químicas também podem ser acompanhadas por variações de entropia. Por exemplo, na reação de dissociação do dióxido de azoto, o processo evolui para um estado de maior desorganização, ou seja, ocorre com um aumento de entropia:
Tome-se como novo exemplo a reação entre o monóxido de azoto e o dioxigénio para formar dióxido de azoto:
Nesta reação, a formação de novas ligações N–O conduz a uma maior ordem no sistema e, consequentemente, ocorre uma diminuição da sua entropia. No entanto, este processo químico é espontâneo porque a entropia do Universo aumenta. Esta é uma consequência direta do segundo princípio da termodinâmica.
Graças ao terceiro princípio da termodinâmica (A entropia de um cristal perfeito de uma substância pura é nula à temperatura do zero absoluto, 0 K), é possível determinar a entropia de uma substância (pura) a qualquer temperatura: será igual ao aumento de entropia dessa substância quando aquecida de 0 K até essa temperatura. Esta entropia é absoluta, isto é, é o valor real da entropia e não o valor calculado relativamente a um zero arbitrário. Isto permite calcular a variação de entropia que acompanha uma reacção química à custa das entropias absolutas (tabeladas) para as substâncias envolvidas.[3]
Referências
- IUPAC Gold Book: Entropy, consultado em 03/11/2011.
- M. Guillen, Cinco Equações Que Mudaram o Mundo, 3ª edição, Lisboa: Gradiva Publicações, 1995, ISBN: 972-662-614-5.
- C. Corrêa, F. P. Basto, Química - 12º ano - 2ª Parte, Porto: Porto Editora, 2002, ISBN: 972-0-42233-5.
Criada em 09 de Janeiro de 2012
Revista em 13 de Janeiro de 2012
Aceite pelo editor em 16 de Janeiro de 2012
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