Experiências de Joule (1840 a 1849) m ∆y W = mg ∆y ε I W = ε I ∆t = R I2 ∆t R Todos os trabalhos são termodinâmicamente equivalentes, i.e., existem processos cíclicos que podem transformar completamente uma forma de trabalho noutra forma de trabalho. Em última análise, todos os processos em que se realiza trabalho são equivalentes a um processo cujo único efeito é a subida ou descida de uma massa no campo gravítico (trabalho mecânico). Primeira Lei da Termodinâmica I. Def. termodinâmica de energia interna do sistema O trabalho adiabático sobre um sistema termodinâmico (com energia cinética de conjunto e energia potencial externa constantes) só depende dos estados inicial e final e não do processo realizado entre esses dois estados. Existe, por isso, a função de estado energia interna tal que W adia = U f − U i = ∆U Implicações: A diferencial δWadia = dU é uma diferencial exacta, no sentido em que δW =0 adia II. Def. termodinâmica de calor Num processo não-adiabático, o trabalho realizado sobre um sistema termodinâmico é diferente do trabalho adiabático realizado entre os mesmos estados inicial e final. A diferença entre ambos é o calor trocado durante o processo: Q = W adia − W ⇔ Q = ∆ U − W ⇔ ∆ U = W + Q Calor e Trabalho A energia interna de um sistema pode variar: por trocas de trabalho com a vizinhança (processos redutíveis a um processo mecânico: a subida ou descida de uma massa no campo gravítico) por trocas de calor com a vizinhança (processos não redutíveis a um processo mecânico) Calor (Q) e trabalho (W) são funções de processo às quais correspondem diferenciais inexactas. Já a energia interna, U, é uma função de estado (ou de ponto) à qual corresponde uma diferencial exacta. Princípio de Equivalência entre Calor e Trabalho A partir do trabalho experimental de Joule: 1 cal = 4,19 J (caloria: calor transferido para 1g de água, num processo em que a sua temperatura aumenta de 1ºC (e não é realizado trabalho, claro!) Para 2 processos diferentes (I e II) que levem o sistema do mesmo estado i ao mesmo estado f: ∆U = U f − U i = QI + WI = QII + WII ⇔ QI − QII = WII − WI Forma diferencial da 1ª Lei (processo infinitesimal): dU = δW + δQ Processo infinitesimal quase-estático e sistema PVT: dU = − PdV + δQ Processo finito quase-estático e sistema PVT: f f dU = U f − U i = − PdV + Q i i Capacidade térmica T → T+∆T Quantidade de calor que é necessário fornecer ao sistema (de forma quaseestática), para que a temperatura do sistema aumente de 1 kelvin. Q δQ C = lim = ∆T → 0 ∆ T dT Sistema Q Mas a quantidade de calor fornecida é uma função do processo (ou caminho) ... CP = CV = γ = δQP dT P δ QV dTV CP CV = = δQ dT → capacidade térmica a pressão constante P δQ dT → capacidade térmica a volume constante V → coeficiente adiabático C é uma grandeza extensiva. Define-se também: c= C n Capacidade térmica molar e c= C m Capacidade térmica mássica