UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS

PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM AGRONOMIA

Disciplina: Fisiologia da Produção

Professor: Tomás de Aquino

Discentes: Alex Tosta

Aurélio Neto

Joseanny Pereira

Carolina Wisintainer

Ricardo Neves

Termodinâmica

Entropia

Energia livre

Entalpia

Termodinâmica

• Ciência das trocas de energia;

• Desenvolvimento de máquinas a vapor no final do século XVIII mudou o pensamento científico quanto à natureza da energia;

• Energia associada a trabalho;

• Calor e movimento: passaram a ser vistos como forma de energia;

Tipos de sistemas

Sistema isolado Sistema fechado Sistema aberto

Perda de calor(exotérmico) (-q)

Ganho de calor(endotérmico) (+q)

SISTEMA

∆U = q - w

Energia interna (U) de um sistema químico depende de:

- Número de partículas- Tipo de partículas (ligações químicas)- Temperatura (energia cinética)

Variação de energia em sistemas

Isto pode mudar com uma reação

química

1ª Lei da Termodinâmica

• Energia pode ser transformada de uma forma em outra, mas não pode ser destruída;

Energia solar incide

sobre a planta

Armazenada na forma de energia química (1% da energia solar que incide)

O animal não come todo o capim e não converte toda a energia química

do capim em carne Funções vitais

do animal

Fezes e urina

O bovino armazena no máximo 4% da

energia contida no capim; 0,04% da energia solar que

incidiu sobre o capim

O homem só utiliza 0,02% da energia

solar

Entalpia

Conteúdo de energia de cada substância participante de uma reação

ΔHreação = ΔHprodutos - ΔHreagentes

H 2(l)+ 1/2 O2 (g)                 H2O (l)

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + 673 kcal ΔH = -673 kcal/mol

Em muitos casos, uma reação química exergônica é também uma reação exotérmica, isto é, ela libera calor e assim tem um ΔH

negativo.

Estado padrão de entalpia: temperatura 25ºC e pressão 1 atmNesse estado, o elemento químico tem entalpia igual a zero

Oxidação da glicose

ΔH = 7,3 KJ/mol ΔH = 44 KJ/mol

ΔH = ΔU + P . ΔV

Tipos de reações

• Exergônico: “energia para fora”, processo que produz energia;

• Endergônico: “energia para dentro”, processo que gasta energia;

2ª Lei da Termodinâmica

• Em todas as trocas e conversões de energia, se nenhuma energia entra ou sai do sistema em estudo, a energia do estado final será sempre menor do que a energia do estado inicial;

Entropia

Introduzida em 1865 por ClausiusGrandeza termodinâmica que mede a

organização de um sistema

Processos endotérmicos: uma considerável quantidade de calor é absorvida do ambiente

onde eles ocorrem.

Gelo

2ª lei da termodinâmica

Energia livre de Gibbs

• Não é possível medir a energia livre em valores absolutos em um sistema, mas é possível quantificar as suas variações;

• É uma medida termodinâmica que nos permite imaginar a energia disponível para realizar trabalho entre um sistema e sua circunvizinhança;

• É a máxima energia disponível calculada por meio da combinação de entalpia, entropia e temperatura (ºK);

• ΔG > 0 = não espontâneo (entrada de energia)• ΔG < 0 = espontâneo (saída de energia)• ΔG = 0 = equilíbrio

Energia livre de Gibbs

Potencial Químico (μ)

• Refere-se à atividade ou à capacidade de realizar trabalho, do ponto de vista termodinâmico, de uma substância;

• É expresso em unidades de energia (J/Kg ou J/mol);• O μ de uma substância i, quando se leva em consideração

apenas o fator soluto, é:• Μi = RTlnCi• μ : está diretamente envolvido no transporte de água e de

solutos através das membranas sofre interferência de quatro fatores.

Fatores que alteram o potencial Químico (μ)

• Concentração do soluto: partículas de soluto decrescem o potencial químico das moléculas do solvente.

• Temperatura: interfere positivamente;

• Pressão: quando se aplica pressão externa sobre as substâncias a energia livre aumenta e consequentemente o potencial químico;

• Ex: A solução do xilema pode estar sobre tensão (pressão negativa), pois a pressão que as folhas exercem sobre a água é de sucção.

• Matriz (materiais com superfície que se ligam à água)

Obrigado!