Termodinâmica

Calor e a Primeira Lei
Calor
Se pegarmos uma lata de refrigerante e colocarmos sobre a mesa da
cozinha, sua temperatura aumentará até que o equilíbrio térmico seja
alcançado.
Por sua vez se pegarmos uma panela quente e a colocarmos sobre a
mesa a sua temperatura diminuirá até que o equilíbrio térmico
também seja alcançado.
Temos a seguinte situção:
a) a cozinha será considerada o ambiente.
b) A lata de refrigerante ou a panela quente o sistema.
Observação:
se 𝑇𝐴 ≠ 𝑇𝑆 , A temperatura do sistema irá mudar até que o equilíbrio
térmico seja alcançado.
A mudança de temperatura deve-se à troca de energia entre o
ambiente e o sistema. Esta energia é a energia interna (ou energia
térmica).
A energia térmica corresponde à soma das energias cinética e
potencial, associadas aos movimentos aleatórios dos átomos,
moléculas e outros corpos que fazem parte do sistema. A
energia interna transferida é chamada de calor. Seu simbolo é
Q.
Convenção:
a) O calor é positivo quando a energia interna é transferida do
ambiente (A) para para o sistema (S).
b) O calor é negativo quando a energia intena é transferida do
sistema (S) para o ambiente (A).
𝑇𝐴 > 𝑇𝑆
𝑇𝑆 > 𝑇𝐴
A
𝑸(−)
S
A
𝑸 (+)
S
Antes da descoberta de que o calor é energia transferida, ele
era medido em função da sua capacidade de aumentar a
temperatura da água, ou seja, uma “caloria’’ é a quantidade
de calor necessário para elevar a temperatura de 1g da água
de 14,5 ˚C para 15,5 ˚C.
Obs:
Uma BTU, british thermal unit, é a quantidade calor necessária
para elevar 1 libra de água de 63˚F para 64 ˚F
Em 1948, a comunidade científica definiu que o calor deveria
ser expresso em unidades de energia. Assim 1 cal= 4,1860 J
exatamente e sem referência ao aquecimento da água.
1 𝐽 = 0,2389 𝑐𝑎𝑙 = 9,481 × 10−4 𝐵𝑡𝑢
A capacidade calorífica de um corpo ou objeto é uma
constante de proporcionalidade entre o calor e a variação de
temperatura que esta mesma quantidade de calor produzida
no corpo.
∆𝑄 = 𝐶 ∆𝑇 = 𝐶(𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 )
Calor específico
A capacidade calorífica de um corpo, C, depende da
quantidade de massa do corpo. Portanto é conveniente
usarmos uma quantidade calorífica específica ou C/m, que é
referida a uma unidade de massa do corpo.
∆𝑄 = 𝑐𝑚 ∆𝑇 ∴ 𝑐 = 𝐶/𝑚
Os resultados anteriores nos fornecem valores médios
considerando uma dada variação de temperatura ∆𝑇.
Para uma temperatura definida 𝑇 o calor específico é
definido como:
𝑑𝑄
𝑐=
→ 𝑄 = 𝑚 𝑐𝑑𝑇
𝑚𝑑𝑇
Em geral c é uma função da temperatura.
Substância
Sólido
Calor específico
cal/g.˚C
Calor específico
molar
J/Kg.K
J/mol.K
Chumbo
0,0305
128
26,5
Prata
0,0564
236
24,8
Cobre
0,0564
386
24,5
Água doce
1,00
4,190
Água salgada
0,93
3,900
Latão
0,092
380
Vidro
0,20
840
Líquido
Outros materiais
Um bloco de cobre, de 75g de massa, é tirado de um forno e
mergulhado num recipiente de 300g de massa que contém 200g de
água. A água variou de 12◦C para 27◦C. Qual era a temperatura do
forno?
Dados: 𝐶𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒 = 0,093𝑐𝑎𝑙/𝑔° 𝐶, 𝐶𝑟𝑒𝑐 = 0,12𝑐𝑎𝑙/𝑔° 𝐶 e 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 = 1,0𝑐𝑎𝑙/𝑔° 𝐶
Solução:
Calor cedido pelo cobre=calor recebido (água e recipiente)
𝑚𝐶𝑜𝑏𝑟𝑒 𝐶𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒 𝑇𝐶𝑜𝑏𝑟𝑒 − 𝑇𝑒𝑞 = 𝑚𝑟𝑒𝑐 𝐶𝑟𝑒𝑐 + 𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑇𝑒 − 𝑇𝑎𝑔𝑢𝑎
Substituindo os valores 0,093 𝑇𝐶𝑜𝑏𝑟𝑒 − 27 = (300 × 0,12 + 200 ×
𝑇𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒 = 530℃
Quando o calor é absorvido ou cedido por um sólido, líquido ou gás a
temperatura do corpo não necessariamente varia. Neste caso temos uma
transição de fase. O corpo muda o seu estado físico de uma fase para
outra, temos assim o calor de transformação L(calor por unidade
massa)
𝑸 = 𝒎𝑳
Exemplo: ebulição pressão
constante
∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊
∆𝑈 = 𝑚𝐿 − 𝑝(𝑉𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 − 𝑉𝑙𝑖𝑞 )
Calores de transformação
T(fusão)
Calor de
Fusão
T(ebulição) Calor de Vaporização
Substância
(K)
(kJ/kg)
(K)
(kJ/kg)
Água
273
333
373
2256
Prata
1235
105
2323
2336
Mercúrio
234
11,4
630
296
Ouro
1336
64,46
2933
1578
Ferro
1808
289,3
3023
6363
O fluxo de calor é uma das maneiras pela qual um sistema pode
ganhar ou perder energia para o ambiente ou vizinhança. Mas
existe também uma outra maneira que é quando o sistema
realiza trabalho sobre a vizinhança mas não há fluxo de calor.
Quando o sistema realiza trabalho sobre a vizinhança dizemos
que este trabalho é positivo. Quando a vizinhança realiza
trabalho sobre o sistema dizemos que este trabalho é negativo.
Assim:
a) ∆𝑈 = 𝑊 + → 𝑈𝑓 > 𝑈𝑖
b) ∆𝑈 = 𝑊 − → 𝑈𝑓 < 𝑈𝑖
Se considerarmos que simultaneamente nestes processos há
troca de calor entre a vizinhança e o sistema e trabalho pode ser
realizado temos:
∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊
Obs: a variação de energia interna não depende do tipo de
processo que ocorre entre o sistema e a vizinhança
Exemplos de processos
Primeira Lei da Termodinâmica: casos especiais
∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊
Processo
Restrição
Resultado
Adiabático
𝑄=0
∆𝑈 = −𝑊
Volume constante
𝑊=0
∆𝑈 = 𝑄
Ciclo fechado
∆𝑈 = 0
𝑄=𝑊
Expansão livre
Q=𝑊
∆𝑈 = 0
• A lei do gás ideal relaciona as variáveis
termodinâmicas pressão, volume e temperatura e o
número de moles.
• A fórmula do gás ideal é dada por
• 𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
•
•
•
•
p=pressão
V=volume
n=número de moles
T =temperatura
Q=0
Processo Adiabático
Processo Isotérmico
Processo Isobárico
∆𝑊 = 0
∆𝑄 = 0
∆𝑈 = 0
Convecção
É o processo no qual o calor é levado de um lugar para outro
através do movimento de camadas de um fluido.
Exemplo
• Correntes de convecção
• A colocação de aberturas nas
coberturas aumenta a venti-lação
natural e transferem o calor pela
formação de uma camada de ar
móvel entre o forro e o telhado.
Condução
No proceso de condução de calor não há movimento de
material tomando parte no processo de tranferência.
Convecção, Condução e Radiação