Entalpia de Reação (Introdução à Termodinâmica da Origem da Vida) Aula 1 - Eduardo Lutzer - Verdade nua e crua

 https://www.youtube.com/watch?v=x8FJGMGcbHs 

Entalpia de Reação (Introdução à Termodinâmica da Origem da Vida) Aula 1

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Bom dia, senhores. Eu sou Eduardo Luter,

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químico, pesquisador da área da química

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prebiótica e você está no canal Verdade

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No e Crua. Eu estive aguardando para

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fazer um vídeo resposta de um vídeo que

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foi prometido. Disseram que juntaram um

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monte de químicos aí para responder o

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meu vídeo sobre homoquirogênese e eu

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fiquei aguardando que alguma coisa

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acontecesse, mas já se passaram duas

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semanas e nada aconteceu. Então eu vou

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seguir em frente e vou preparar minha

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última série de vídeos antes das minhas

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aulas retornarem. Semana que vem volta

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as minhas aulas. Então eu vou dar uma

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pausa até o final do semestre só lá em

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dezembro. Mas para não deixar o canal

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assim morto, vazio até lá, eu vou fazer

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um vídeo focado na termodinâmica da

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origem da vida. O problema é que em

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termodinâmica entra inevitavelmente em

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entropia. E qualquer assunto que envolva

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a entropia é complexo, porque a entropia

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em si é um tema muito abstrato, não é

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palpável, você não consegue sentir e

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tocar. ela mexe com probabilidade e tem

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muitos outros conceitos por trás dela.

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Então, melhor do que eu simplesmente

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fazer um vídeo que a maior parte das

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pessoas não vão conseguir entender, é

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fazer uma série de vídeos tentando

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garantir que boa parte das pessoas pelo

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menos entendam. Então, o que eu vou

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fazer? Eu vou gravar um vídeo hoje aonde

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eu vou explicar todos os conceitos

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fundamentais para entender a entropia

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antes de falar de termodinâmica. Eu vou

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dividir esse vídeo em várias partes e

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postar uma parte por semana e assim o

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canal fica ativo por mais um tempo.

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Agora que minhas aulas estão voltando e

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eu não vou conseguir continuar gravando

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o vídeo periodicamente. Então, se você

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não é químico ou físico, eu recomendo

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fortemente que você assista todos os

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vídeos que eu vou fazer com os conceitos

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fundamentais. Eles não serão

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argumentativos, eles vão ser no estilo

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aula mesmo. Eles também não serão

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exaustivos, muito longos e detalhados.

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Eu só quero que você entenda os

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conceitos mais qualitativamente do que

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quantitativamente, para que quando eu

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estiver falando disso num vídeo

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realmente propriamente de termodinâmica,

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você diga: "Ah, beleza, esse conceito eu

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já sei das aulas anteriores." Então eu

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vou gravar um vídeo sobre entalpia, um

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vídeo sobre o princípio de lexoatelier,

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entropia propriamente dito, não ainda

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ligado à termodinâmica da origem da vida

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e energia livre de gibs. Pelo menos

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esses quatro conceitos você precisa

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entender antes de nós e nos

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aprofundarmos na termodinâmica

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relacionada à origem da vida. Então,

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serão conceito por semana e depois mais

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um ou dois vídeos falando realmente

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sobre termodinâmica aplicada à química

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prebiótica. Se você não quiser ver esses

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vídeos, se preocupar só lá com a parte

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final, tudo bem. Eu sei que vídeo que

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não tem rebate, eh, debate, treta, tem

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bem menos views, mas a minha intenção

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aqui no canal é instruir, passar

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informação. E é justamente isso que eu

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vou me focar, mesmo que tenha poucos

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views, porque o meu objetivo é que lá no

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final, quando for falar de

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termodinâmica, daqui mais de um mês,

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você tenha pelo menos esses conceitos

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básicos na cabeça, mesmo que não se

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torne um especialista nisso, mas pelo

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menos eu te garanto que você vai

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entender o que eu tô querendo dizer.

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Então, sem mais delonga, vamos pro

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vídeo.

Definição

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O primeiro conceito fundamental para

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você entender sobre termodinâmica,

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especificamente sobre a segunda lei da

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termodinâmica, é a entalpia. No decorrer

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do vídeo, eu vou ficar movendo a minha

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cabeça de um lado pro outro aqui para

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procurar lugares aonde os slides não

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estão ocupando, para tentar não tapar

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nada aqui na frente da tela de vocês.

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Entpia nada mais é do que a energia

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gasta para quebrar ligações atômicas e a

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energia resultante das novas ligações

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atômicas para a formação de novas

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moléculas. Um exemplo ilustrativo de

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entalpia é a decomposição da

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nitroglicerina, que é uma reação que

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libera muita energia. O problema é que

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ela extremamente instável e isso custou

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a vida de Alfred Nobel antes de

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conseguir finalmente estabilizá-la.

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Quando ele finalmente conseguiu

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estabilizá-la na forma da dinamite, ele

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não ficou só rico, ele ficou podre de

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rico, porque a sua invenção não foi

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usada só em construção e mineração, como

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era a sua intenção, mas também para

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guerras. Isso foi um avanço militar

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enorme. E por conta disso, ele acabou

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ficando conhecido como o mercador da

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morte. Isso afetou bastante o

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psicológico de Alfred Nobel. Tanto é que

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ele decidiu criar um fundo de

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investimento que premiasse os maiores

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cientistas por pelas descobertas mais

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proeminentes em suas áreas para o avanço

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da ciência e da humanidade como um todo,

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conhecido como Prêmio Nobel, que é a

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mais alta honraria dentro da ciência

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como um todo e tudo porque ele conseguiu

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controlar a entalpia da decomposição da

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nitroglicerina. Mais tarde foi

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desenvolvido TNT, mas não por ele. E

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hoje em dia nós usamos em talpinha

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praticamente tudo, desde o seu

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refrigerador, que usa um processo de

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condensação de gases, que é um processo

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endotérmico, faz com que a temperatura

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resfrie. Enfim, o que que é entalpia?

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Entalpia nada mais é do que um

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equilíbrio da energia gasta pelos

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reagentes e a energia produzida pelos

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produtos. Então você vai colocar na

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balança e ver qual lado é mais forte. Se

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você precisa de mais energia para fazer

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a reação, isso é, do lado dos reagentes,

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do que a energia que será produzida

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pelos produtos, então você tem um

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processo endotérmico. O processo

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endotérmico vai precisar roubar a

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energia do meio, absorver essa energia e

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por isso a temperatura cai. Agora, se a

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energia produzida no lado dos produtos é

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maior do que a energia absorvida pelos

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reagentes, então você tem um processo

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exotérmico. Você tá liberando mais

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energia do que consumindo para quebrar

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os reagentes. Então essa liberação de

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energia também aumenta a temperatura. Os

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gráficos para visualização da entalpia,

Gráficos

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eles são bem simples. Eles se resumem a

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duas linhas paralelas e uma seta ligando

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as duas linhas. Essa seta vem dos

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reagentes e vai até os produtos. E se

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você olhar as unidades de medida, você

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consegue aplicar a fórmula dos produtos

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menos o reagente e você vai chegar na

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variação de entalpia dessa reação. Outra

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forma muito comum e eu acho que é mais

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didática de representar a entalpia é com

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gráfico de energia. No gráfico de

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energia, você tem o progresso da reação

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ao longo do tempo. Então ela começa nos

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reagentes, tem esse pico e desemboca nos

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produtos. Da mesma forma, essa variação

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dos reagentes para os produtos é a

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variação de entalpia. E esse pico é

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chamado de energia de ativação. Isso é

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um investimento energético que deve ser

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feito para que a reação aconteça. Isso

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não é possível visualizar no outro

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gráfico. Por isso esse gráfico

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geralmente é preferível, mas também vai

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depender para quê. Nesse tipo de reação,

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como os produtos têm uma energia menor

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do que os reagentes, significa que essa

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diferença de energia foi liberada e,

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portanto, é um processo exotérmico.

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Sempre que a entalpia tiver negativa, o

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processo é exotérmico, porque a entalpia

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dos produtos é menor do que a entalpia

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dos reagentes. Então aqui você está

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liberando calor. No gráfico endotérmico

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é a mesma coisa mais invertida. Os

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reagentes vão aparecer lá embaixo, vai

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ter um pico lá em cima e depois vai

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voltar aqui para os produtos. A única

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diferença agora é que a variação de

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entalpia é positiva. Isso significa que

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você tá tendo que dar energia para essa

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reação acontecer. Se você tá tendo que

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dar energia, ele não está mais

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liberando, ele tá recebendo, ele tá

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sugando energia do ambiente e, portanto,

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a temperatura vai cair. E o que tem de

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semelhante nas duas reações é a energia

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de ativação, que esse custo ele é sempre

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positivo, independente de ser exotérmico

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ou endotérmico. Eu acabei de perceber

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que a minha cara ficou na frente aqui

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esse tempo todo. Então, uma coisa que

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talvez tenha dado para perceber é que se

Lei de Hess

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você pegar uma mesma reação, transformar

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os reagentes em produtos e depois

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inverter, transformar os produtos

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novamente de volta para reagentes, a

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verão de entalpia dos dois processos é

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exatamente a mesma, só que com sinal

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invertido. E a energia de ativação,

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obviamente, tem que ser paga duas vezes,

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uma vez para cada vez que for fazer esse

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processo. Esse princípio de que a

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energia ou a entalpia das duas reações é

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precisamente a mesma, só que com sinal

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invertido, é um dos princípios básicos

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da lei de R. A lei de R considera

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reações em cadeias, que são extremamente

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comuns na química, onde várias reações

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vão acontecer em sucessão para chegar

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num produto final. E ela diz que não

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importa quantas etapas forem feitas numa

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reação, a entalpia final ela vai ser a

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soma de todas as etapas. Então, deixa eu

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tirar minha cara aqui da frente mais uma

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vez para não atrapalhar a visualização.

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Então, cada seta dessa é uma reação que

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precisa acontecer, mas a variação de

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entalpia final é a soma de todas as

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entalpias desses processos

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intermediários. Isso aqui é um pouco

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técnico. Provavelmente você estudou no

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ensino médio e possa não ter se

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apaixonado por essa matéria e você não

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precisa necessariamente saber isso, mas

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é mais a nível da aula não ficar muito

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incompleta. Então, por exemplo, essa

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aqui é a reação que nós estamos

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observando, que é diferente daquela.

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Isso aqui é só para dar um exemplo

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simples, que é basicamente grafite

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reagindo com hidrogênio para formar

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propano. O problema é que nós não

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sabemos a entalpia dessa reação, mas

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sabemos a entalpia de várias reações

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intermediárias que vão acabar cinando na

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formação do propano. E essa equação

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final, ela nada mais é do que o resumo

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de todas essas equações. Se eu conheço a

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entalpia de todas elas, eu posso

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simplesmente somar a entalpia de todos,

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desde que as equações estejam

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devidamente balanceadas. E como que eu

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faço esse balanceamento? É um processo

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trabalhoso, precisa de atenção, mas é

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muito simples de fazer. Na verdade, são

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só cinco passos que você precisa.

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Basicamente, a primeira coisa que você

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precisa fazer é identificar o que são

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reagentes, o que são produtos e garantir

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que todos os reagentes da equação final

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estejam do lado dos reagentes nas

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equações intermediárias e todos os

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produtos da equação final estejam do

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lado dos produtos nas reações

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intermediárias. Nesse caso aqui, nós

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podemos observar que não está perfeito,

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porque o produto também está do lado dos

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reagentes. Os outros reagentes estão

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perfeitos. Então, é aqui que entra

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aquela primeira parte que eu falei sobre

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a inversão de uma equação. Eu posso

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muito bem inverter essa reação, desde

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que eu também inverta a entalpia, se ela

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está negativa aqui como fortemente

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exotérmica. O passo número dois diz que

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eu posso sim invertê-la, mas eu preciso

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garantir que vou inverter o sinal da

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entalpia também. Logo, ela vai passar a

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ser endotérmica. Agora sim, todos os

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produtos estão do lado dos produtos e

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todos os reagentes estão do lado dos

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reagentes. O próximo passo é o mais

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difícil, que nesse exemplo aqui vai ser

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bem simples, mas você precisa garantir o

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balanço estequiométrico. Em outras

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palavras, você vai olhar o número de mol

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de cada reagente e produto e multiplicar

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toda a linha do reagente e do produto

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até que eles fiquem com o número de mols

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que precisavam ficar. Então aqui nos

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reagentes nós temos 3 mols de grafite.

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Significa que aqui nos reagentes

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intermediários eu também vou precisar de

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3 mols de grafite. Então eu multiplico a

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linha do grafite inteira por 3 mols,

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porque inicialmente eles só tinham um, o

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mesmo no hidrogênio. Como eu só tinha 1

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mol de hidrogênio na equação

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intermediária e precisava de quatro nos

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reagentes finais, eu vou multiplicar

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toda a linha do hidrogênio por quatro.

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Então você pode ver aqui que eles tinham

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apenas um. E agora eu multipliquei a

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reação intermediária 2 por tr por causa

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do grafite e por quatro por causa do

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hidrogênio. Oxigênio só tinha meio,

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então eu multipliquei por quatro, ficou

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com dois. E multipliquei a entalpia

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deles também pelo mesmo número que foi

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multiplicado a linha inteira, a reação

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inteira. Não preciso alterar a primeira

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reação porque o número de mols já está

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igual. Finalmente agora então eu passo

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para o processo de limpeza. Eu vou fazer

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igual eu faço numa equação matemática.

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Eu vou anular o lado dos reagentes com o

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lado dos produtos. Então, todos os

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termos que tiverem do lado dos

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reagentes, eu posso cortar dos produtos

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e vice-versa. Então, por exemplo, eu

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tenho três gás carbônicos para os

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reagentes e três gás carbônicos para os

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produtos. Não importa se eles estiverem

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na mesma linha ou em linhas diferentes.

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4H2O com 4H2O. 5O2

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com 3O2 + 2 O2. Então aqui também dá

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cinco, eu pude cortar todos eles. Então

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se eu tivesse 6 O2 aqui, então

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precisaria ter mais um O2 na equação

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final. Como não tem, então era de se

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esperar que não sobrasse mais nada.

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Então eu preciso verificar se todos os

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meus produtos e reagentes são exatamente

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os mesmos nas mesmas quantidades que

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aparecem na equação final. Se tudo isso

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bateu, agora sim eu posso fazer o último

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passo, que é somar a entalpia de todas

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as reações intermediárias. e vou chegar

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então na entalpia final da minha

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equação. Isso aqui parece um pouco

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técnico, na verdade isso é bem útil, mas

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aqui foi mais para você saber como

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funciona. Então isso daqui é a lei de

Entalpia de Ligação

12:36

Hess. Mas agora, provavelmente o ponto

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mais importante é da onde que vem essa

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energia, qual que é a origem da energia

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dessas reações. Então quando eu vejo uma

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reação bem simples, como a combustão do

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hidrogênio, por exemplo, nós temos 1 H2,

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quando não tem nenhum número, então isso

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aqui é 1 O2. Mas como assim meia

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molécula de O2? É que isso aqui, na

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verdade, não são moléculas. Nós usamos

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moléculas para exemplificar o que

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acontece, mas isso aqui são mols. E mols

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são 602 cestilhões de moléculas ou 6,02

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x 10 a 23 moléculas. Então isso aqui é

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molécula para caramba. Meio mol é metade

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disso. 3,11

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x 10 a 23 moléculas. Ok? Então, quando

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eu falo de meio mol, ao se referir a uma

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molécula só, como no exemplo aqui

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embaixo, significa que eu vou usar

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apenas um oxigênio. O outro oxigênio vai

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fazer esse processo com outra molécula

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de hidrogênio. Por exemplo, a energia de

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ligação, ela vem dos elétrons

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compartilhados entre dois átomos em uma

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molécula. Basicamente, a pergunta é: o

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quanto de energia eu preciso para

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quebrar essa ligação eletrônica? Então

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vou precisar importar energia de fora

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para separar esses átomos que

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compartilhavam elétrons. Mas por que que

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eu preciso de energia para separá-lo?

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Você pode pensar em átomos como se

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fossem ímãs. Ímãs que estão juntos, eles

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tendem a permanecer juntos. Para você

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separar esses ímãs, você precisa aplicar

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muita força e ainda assim eles vão

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querer voltar sempre, certo? Então, é

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exatamente isso que acontece nas

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reações. Você precisa aplicar energia

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para separar os elétrons que estavam

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compartilhados e assim quebrar a

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ligações, as ligações entre eles. Uma

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vez que as ligações estão quebradas,

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como íans, eles vão querer fazer novas

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ligações. E essas novas ligações então

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produzem energia ao invés de consumir.

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Por que que elas produzem? Pelo mesmo

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motivo. Agora os ímãs estão separados.

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Quando eles chegam próximo, eles já se

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atraem umas à outras. Então, estão

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produzindo aqui, ó, energia. A mesma

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coisa acontece aqui nos átomos que estão

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fazendo novas ligações. Eles estão

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produzindo essa energia pela atração

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eletrônica dele. Então, essa entalpia de

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ligação é a diferença da energia gasta

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para separar ou destruir as ligações

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entre os átomos e a energia liberada das

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novas ligações que eles estão fazendo. E

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como que eu sei quanto de energia que

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tem essas ligações? Esses valores são

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tabelados. Químicos já passaram muitos

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anos fazendo cálculos. experimentais

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para descobrir a energia dessas

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ligações. O problema é que se você for

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comparar de em várias tabelas

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diferentes, todas elas terão valores

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diferentes, por mais que muitos

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próximos, por exemplo, a ligação entre

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hidrogênios é 436 kJ para cada mol de

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ligações quebradas. Outros trazem 435,5,

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436, então isso é muito próximo, mas

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alguns tm uma diferença maior, como por

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exemplo carbono com oxigênio, 353,5,

15:24

357,4.

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Aqui a diferença de quatro, né? 3,9 ou

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336. Aqui já dá uma diferença de 20 kJ/

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mol. Por que que tem essa diferença?

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Porque esse valor pode variar com o

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ambiente, temperatura, pressão e até

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pela configuração do calorímetro. Mas em

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geral eles são muito próximos um dos

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outros e também deve tomar cuidado com a

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unidade medida. Pode ser kiloj por

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molcaloria

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por mol. De toda forma, escolhendo

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qualquer uma dessas tabelas, eu peguei a

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primeira aqui paraa gente dar uma

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olhada, nós conseguimos calcular a

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energia de ligação, que é necessário

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para quebrar as ligações dos reagentes,

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assim como a energia que será liberada

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com a nova ligação dos produtos. Então,

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puxando os valores da tabela, nós

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encontramos a energia de cada um deles.

16:08

Mas perceba que aqui nos produtos nós

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temos dois hidrogênios ligando com o

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mesmo oxigênio. Então, por mais que seja

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um oxigênio só, ele está ligando com

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dois hidrogênios diferentes. Então, aqui

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nós temos duas ligações. Então, agora

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basta somar a energia dos reagentes e a

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energia dos produtos. Deixa eu tirar

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minha cara da frente para tentar não

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atrapalhar muito ou reduzir ela para

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ficar nesse meinho aqui. E agora que eu

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sei a energia, para calcular a energia

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de ligação, basta então eu subtrair a

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energia de ligação dos reagentes pela

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energia de ligação dos produtos. Isso é

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oposto da variação da entalpia, que era

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dos produtos menos os reagentes. Então

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nós temos que a combustão do hidrogênio

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é exotérmica. Isso é liberando 256,7 kJ

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para cada molcalorias.

16:53

Se você for procurar na internet, você

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vai encontrar que é por volta de 68.

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Quer dizer, é uma aproximação, vai

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depender de tabela para tabela. Cada uma

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vai dar um resultado ligeiramente

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diferentes, mas todos muito próximos.

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Mas convém prestar atenção que nós

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estamos falando de mols gasosos. Isso é

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muito importante porque esses cálculos

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eles são feitos para gás. Uma vez que a

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única forma que você tem de ter um

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ambiente exclusivamente com uma única

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substância, isso é apenas hidrogênio e

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apenas oxigênio para interagir, eles

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precisam ser gasosos. Não é a única

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forma, mas é de longe, é muito mais

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fácil, porque se não for gasoso, vai ter

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um monte de outras coisas lá

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interferindo. Como por exemplo, se eu

Aplicação em aminoácidos

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for tratar de uma energia de ligação de

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um aminoácido em meio acoso, existe um

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monte de outras partículas ao redor que

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podem interferir e todas elas, de uma

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forma ou outra, acabam interferindo

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nessas ligações. É por isso que se você

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for fazer uma conta, e aqui a gente vai

17:43

fazer bem rapidinho a conta da

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polimerização da glicina, por exemplo,

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nós podemos usar a mesma tabela. Eu tô

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usando aqui outra tabela terceira que eu

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coloquei lá, porque a primeira não tinha

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ligação entre C e o N. E fazendo cálculo

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para todas as ligações, você vai acabar

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descobrindo que se trata de uma reação

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exotérmica. Isso é, duas glicinas

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liberariam energia para se tornar um

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dímero de glicina mais água. O problema

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é que isso não é gasoso. E como nós

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estamos falando em um ambiente acoso, os

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cálculos experimentais mostraram que

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isso está errado. Na verdade, essa

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reação é endotérmica entre 5 e 30 kJ.

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Como ela é pouco endotérmica, ainda

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podemos dizer que o valor deu

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razoavelmente próximo, mas já o

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suficiente para trocar a sua entalpia de

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endotérmico, tendo que consumir energia

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do meio para fazer a reação para

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exotérmico, que significaria que ela

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liberaria a energia. Mas isso não é

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verdade. Então, aminoácidos precisam de

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energia externa para se tornar dímeros

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ou trímeros ou polímeros de qualquer

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tamanho. Então, quanto dizem aquela

Conclusão

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célebre frase em palestras e vários

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artigos também de que a natureza tende a

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atingir o seu estado de menor energia e

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maior entropia, por menor energia nós

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estamos falando exatamente disso. A

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natureza dá preferência para reações

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esotérmicas. E nesse ponto é importante

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entender que a palavra tende não

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significa que é exclusivo, mas é que é

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mais fácil de acontecer, porque é muito

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mais cômodo liberar energia do que ter

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que fazer um investimento energético

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para aquela reação acontecer. Já maior

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entropia é o que nós vamos ver daqui

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duas aulas por hora, como eu falei, não

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é um curso extensivo, mas é o suficiente

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para você entender que reações

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endotérmicas precisam de energia externa

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para acontecer, portanto, são mais

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difíceis de acontecer. Já as exotérmicas

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não precisam de energia externa, exceto

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pela energia de ativação e, portanto,

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são mais simples, favoráveis, mais

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fáceis de acontecer na natureza. Reações

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endotérmicas diminui a temperatura do

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sistema, enquanto reações exotérmicas

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aumentam a temperatura do sistema. E por

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hora, isso é tudo que você precisa

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saber. Eu espero que tenha ficado claro.

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Eu comecei pela entalpia porque é o

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conceito mais simples. E na próxima aula

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nós vamos falar sobre princípio de

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Lexoatelier. Ele não é diretamente

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ligado à termodinâmica, mas ele é

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correlacionado. E uma vez que você já

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sabe o que é entalpia, o princípio deixo

20:05

atelier vai ser extremamente fundamental

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para continuar na nossa jornada. Então,

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foi um prazer estar com vocês aqui hoje.

20:11

Nos vemos na semana que vem e Deus

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abençoe vocês.