Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 1 CALOR E PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA Calor – é a energia transferida de um corpo para outro em virtude, basicamente, de uma diferença de temperatura. 1 – Capacidade Calorífica e Calor Específico A quantidade de calor necessária para alterar a temperatura de um corpo de massa m é dada pela seguinte equação: Q = m c ∆T , (1) onde c é o calor específico e ∆T é a variação de temperatura sofrida pelo corpo. A unidade de calor é o Joule (SI), representada pela letra J. Da Eq. (1) podemos concluir que o calor Q é negativo se o corpo esfria ou positivo se aquece. Para isto é necessário que calor saia do corpo ou entre nele. A capacidade calorífica, que significa a quantidade necessária de calor para elevar de um grau a temperatura do corpo, é definida da seguinte maneira: C = m c. (2) Levando (2) em (1), obtemos que Q = C∆T. A unidade de capacidade calorífica é J/K ou J/°C. O calor específico, por outro lado, é J/kg.K. Em muitos livros é comum a utilização da caloria (cal) como unidade de medida para o calor. 1 cal = 4,184 J. Por último temos a capacidade calorífica por mol, denominada de Capacidade Calorífica Molar, definida da seguinte maneira: Cm = M c , (3) onde M é a massa molecular da substância. Sendo cagua > careia, explique porque durante o dia o vento vem do oceano para o continente e a noite faz o caminho inverso. A Tabela 1 mostra algumas substâncias com seus respectivos calores específicos. Substância Alumínio Chumbo Cobre Gelo Ouro c (kJ/kg.K) 0,900 0,128 0,386 2,05 0,126 Substância Prata Tungstênio Água Álcool etílico Mercúrio c (kJ/kg.K) 0,233 0,134 4,18 2,4 0,14 Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 2 Calorímetro – é um equipamento utilizado para determinar o calor específico de uma substância. Ele consiste simplesmente de um recipiente isolado termicamente. Considere um corpo de massa m e temperatura inicial Ti. Este corpo é colocado num calorímetro (Figura 1) de massa mc e temperatura inicial Tci contendo uma quantidade de água de massa ma a uma temperatura inicial Tai. Vamos calcular a temperatura final que todos os corpos ficam após atingir o equilíbrio termodinâmico considerando que Ti > Tci = Tai. água → Fig. 1 – Corpo de massa m numa temperatura Ti é colocado dentro de um calorímetro com uma temperatura menor. O corpo cederá calor ao calorímetro até que estes fiquem com uma temperatura final de equilíbrio Tf. O calor que o corpo cede a água e ao calorímetro até atingir a temperatura final Tf é: Qced = mc(Ti – Tf). Este calor é igual àquele que o sistema calorímetro + água recebe, ou seja: Qrec = maca(Tf - Tai) + mccc(Tf - Tci). Como Qced = Qrec, obtemos: mc(Ti − T f ) = ma ca (T f − Tai ) + mc cc (T f − Tci ) . (4) Da Eq. (4) podemos obter o valor de c. Nota: Mais precisamente podemos dizer que Qrec + Qced = 0. Daqui, podemos fazer sempre a temperatura final – temperatura inicial. O resultado é também a equação (4). 2 – Mudança de fase e calor latente. Mudança de fase – é a mudança de um estado físico de uma substância. Nesta mudança, o corpo não altera sua temperatura pois toda energia recebida pelo corpo está sendo utilizada para separar as moléculas entre si (caso ele esteja recebendo calor). Isto equivale a aumentar a energia potencial de interação entre elas. O calor necessário para que ocorra a mudança de fase de uma substância de massa m é: Qf, v =m.Lf, v. (5) Lf e Lv é o calor latente de fusão e de vaporização, respectivamente. Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 3 Exemplo clássico: Um pedaço de gelo de 200g a 0°C foi colocado em 500g de água a 20°C. O sistema está num vaso que tem capacidade calorífica desprezível e está termicamente isolado. (a) qual a temperatura final de equilíbrio e (b) quanto gelo foi derretido? Solução: Antes é necessário saber se a quantidade de gelo é capaz de derreter completamente. Se sim, então ele chegou a 0°C, pelo menos! Quantidade necessária de calor para o gelo derreter a 0°C. Q1 = m.Lf = 0,2.333,5x103 = 66700J. O calor recebido pelo gelo foi fornecido pela água. Se este não for suficiente para derreter todo gelo, então, já podemos dizer que a temperatura final é 0°C. Quantidade de calor necessário para a água chegar a 0°C. Q2 = ma.ca(Ti – Tf) = 0,5.4180.(20 – 0) = 41800 J. Como Q2 < Q1, então o gelo não será completamente derretido e a temperatura de equilíbrio é 0°C! Então 41800 = m.Lf ⇒ m = 41800/333500 = 0,125 kg ou 125 g é a quantidade de gelo derretido. Quais as outras possibilidades que poderíamos ter para este tipo de problema? Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 4 Curiosidade: Fases da água (http://www.physicalgeography.net/fundamentals/8a.html) única forma das moléculas de água se unirem. água no estado sólido (forma ordenada) água no estado líquido (forma semi-ordenada) água no estado de vapor 3 – A Primeira Lei da Termodinâmica O calor líquido (Q) adicionado a um sistema é igual à variação de energia interna (∆U) do sistema mais o trabalho (W) realizado pelo sistema. Esta Lei é uma lei de conservação de energia. Matematicamente ela é dada por: Q = ∆U + W . (6) ∆U > 0 → normalmente está relacionada com o aumento de temperatura e/ou mudança de fase. ∆U < 0 → decréscimo de temperatura. W > 0 → o sistema realiza trabalho – um gás se expandindo e empurrando um pistão é um ótimo exemplo. W < 0 trabalho realizado sobre o sistema – um gás sendo comprimido. Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 5 Q > 0 → calor entra no sistema. Q < 0 → calor sai do sistema. A variação de energia interna só depende do estado final e do estado inicial (por isto é considerada uma função de estado assim como P, V e T), porém, Q e W dependem do caminho tomado para sair de um estado e ir para outro, logo não são consideradas funções de estado. Se escrevermos dQ = dU + dW, (7) podemos dizer que dU é uma diferencial mas dQ e dW são apenas quantidades infinitesimais adicionadas ao sistema. 4 – A Energia Interna de um Gás A energia cinética total de um gás é: K = 3nRT/2. Se esta é a única energia do gás, então U = 3nRT/2. Isto só é possível se considerarmos que o gás é formado por átomos. Caso o gás seja composto por moléculas, então a rotação destas deve ser considera no cálculo da energia cinética. Devemos ter em mente que a energia interna só depende da temperatura que o gás se encontra. Assim, se existe uma variação de temperatura, a variação da energia interna só depende destas temperaturas e não do caminho como estas temperaturas foram variadas. Expansão livre adiabática A energia interna depende ou não do volume que ele ocupa? Na expansão livre, o gás não troca calor com o ambiente, logo Q = 0. Também, como o vácuo no lado direito (Figura 2) não oferece qualquer resistência a sua expansão, temos W = 0. Logo, ∆U = 0, ou seja, não ocorre qualquer variação de temperatura. Isto vale quando a pressão dentro do vasilhame é pequena. Na expansão, espera-se que a energia potencial de interação aumente pois a distância entre as moléculas aumentam, conseqüentemente, a energia cinètica diminui, logo a temperatura também. Para um gás ideal, isto não foi verificado. parede abiabática Gás Vácuo Fig. 2 – Quando a torneira for aberta o gás se expandirá rapidamente até ocupar os dois compartimentos sob a mesma pressão. Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 6 5 – Trabalho e Diagrama PV de um Gás Aplicações da 1a Lei da Termodinâmica. Suponha um gás confinado num cilindro. Se o gás se expande, o trabalho realizado por ele sobre o pistão de área A é: dW = F.dx = PA.dx = PdV. (8) Fig. 3 – Quando o pistão se move para direita, o volume aumenta de um valor dV = A dx, onde dx é o deslocamento infinitesil do pistão e A é a sua área Nota: o trabalho é o produto interno entre a força e o deslocamento de um corpo F.dx. Se o deslocamento não está no mesmo sentido da força, então o trabalho é negativo. Da Eq. (8), podemos escrever que o trabalho é dado por: Vf W = ∫ PdV Vi (9). O que é fundamental para se calcular o trabalho a partir da Eq. (9) é saber como a pressão varia com V! Veja também que o trabalho é igual à área sob a curva de P contra V. Exemplos: PRESSÃO Fig. 4 – O gráfico mostra 3 situações distintas para um gás sair do estado 1 para o estado 3 diretamente (processo isotérmico) ou via os estados 2 ou 4. Como o trabalho é igual a área sob a curva, então em cada um dos caminhos, o trabalho é diferente. VOLUME Processo isobárico (Figura 4, caminho 1 → 2 ou 4 → 3): Se o volume do gás aumenta a pressão constante de um volume V1 para um volume V2, a temperatura aumenta pois saímos o gás sai de uma isotérmica para outra e para que isto ocorra, calor é adicionado. Então Q > 0 e ∆U > 0. V2 W = ∫ PdV = P.(V2 − V1 ) > 0. V1 Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 7 Processo isocórico (Figura 4, caminho 1 → 4 ou 2 → 3): Como V é constante, dV = 0 e conseqüentemente o trabalho também o é. Outro motivo é que não existe qualquer área sob esta curva. (Figura 4). Assim, pela 1a Lei, Q = ∆U. W = 0 J; Q = ∆U. Processo isotérmico (Figura 4, caminho 1 → 3): T constante. V2 V2 V1 V1 W = ∫ PdV = ∫ V nRT dV = nRT ln f . V V1 W = Q, pois Uf – Ui = 0. Ciclo Completo P P1 1 WT = W12 + W23 + W34 + W41 2 WT = P1.(V2 – V1) + 0 + P3.(V4 – V3) + 0 WT WT = (P1 – P3).(V2 – V1). P3 4 V1 3 V2 Que é a área do retângulo. Aqui, usamos do fato que V4 = V1, V2 = V3, P4 = P3 e P2 = P1. V Se o ciclo for inverso, o W < 0. No caso de uma variação que não esteja incluído nos processos acima, faz-se necessário determinar como é a função de P em relação à V e aplicar na Eq. 8. Outra maneira, é calcular a área sob a curva se o ciclo não é completo ou a área da figura que é limitada pelas curvas para um ciclo completo. Este último, na realidade, não passar de uma integração. Exemplo: Pressão (atm) Suponha que um litro de um gás está a 1 atm e sofre uma expansão até o volume de 3l e pressão de 2atm. Em seguida, a pressão é reduzida para 1 atm porém com volume igual a 6l. Calcule o trabalho total realizado por este gás. Este problema será resolvido de duas formas, uma por 3 integração, outra por simples cálculo direto da área sob a curva. Veja que estes dois estágios não se enquadram 2 2 em quaisquer daqueles processos apresentados anteriormente. V (l) P (atm) 1 1 1 2 3 2 3 6 1 1 3 1 0 0 1 2 3 4 Volume (l) 5 6 7 Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 8 Vemos que entre 1 e 2 e entre 2 e 3, a variação da pressão com o volume se dá através de duas retas. Assim, é necessário determinar as equações das retas. Entre 1 e 2: A reta que descreve o processo entre 1 e 2 é dada pela seguinte equação: P12(V) = ½ V + ½ = ½(V + 1) . Cálculo do trabalho: 2 W12 = ∫ P(V )dV 1 ( 2 ⇒ W12 = ∫ 1 (V + 1) dV = 1 V +V 2 2 2 1 3 ) 3 ⇒ W12 = 3 l.atm 1 Para o processo entre 2 e 3, temos a seguinte equação que relaciona P e V: P(V) = - V/3 +3. Assim, o trabalho entre 2 e 3 é obtido da seguinte forma: 3 W23 = ∫ P(V )dV 2 6 ( ) ( ⇒ W23 = ∫ − V 3 + 3 dV = − V 6 + 3.V 3 2 ) 6 ⇒ W23 = 4,5 l.atm 3 Assim, o trabalho total realizado pelo gás é a soma de cada um dos trabalhos, ou seja, 7,5 l.atm. Cálculo do trabalho via cálculo da área sob a curva. Neste caso, os processos entre 1 e 2 e entre 2 e 3 compreendem dois trapézios. A área do primeiro trapézio que corresponde ao primeiro processo é obtido pela seguinte equação: W12 = (1 + 2) (3 − 1) = 3 l.atm 2 Para o processo entre 2 e 3, temos: ( 2 + 1) (6 − 3) = 4,5 l.atm 2 Logo, o trabalho total, como era de se esperar, vale 7,5 l.atm. W23 = 6 – Capacidades Calorifícas e Teorema da Equipartição da Energia Até agora não fizemos qualquer menção com relação à capacidade calorífica de um corpo. Se um gás é aquecido até uma temperatura T a volume constante, todo calor fornecido a este gás é transformado em energia interna, pois o trabalho realizado pelo gás é zero. Porém, ao ser aquecido até T isobaricamente, mais calor é necessário pois, simultaneamente, será realizado trabalho. Logo, podemos dizer que C a volume constante (CV) é menor que C a pressão constante (CP). CP > CV. Matematicamente podemos escrever que: QV = CV ∆T = ∆U (10) Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 9 dU = CV dT ⇒ CV = dU/dT ou (11) Para P constante, temos: Q P = C P ∆T = ∆U + P∆V ou C P dT = dU + PdV (12) da Eq. (4), temos que V = nRT/P e consequentemente (Supondo P e n constantes) podemos derivar a seguinte equação: dV/dT = nR/P. (13) Levando Eq. (13) na Eq. (12) e usando a Eq. (11), obtemos: C P dT = CV dT + nRdT ⇒ C P = CV + nR . (14) A Eq. (14) relaciona as duas capacidades caloríficas. Veja, que CP – CV = nR . Para um gás monoatômico, U = 3nRT/2. Utilizando Eq. (11) e (14), obtemos: CV = 3nR/2 e CP = 5nR/2. Teorema da Eqüipartição da Energia Quando uma substância estiver em equilíbrio, a energia média associada a cada grau de liberdade da molécula é kT/2 por molécula ou RT/2 por mol. No caso de um gás formado por uma molécula diatômica, podemos dizer que, além dos três graus de liberdade (translacional em x, y e z) que ela tem, podemos agora acrescentar mais 2 relacionados com a rotação da molécula em torno de dois eixos (x´ e y´) perpendiculares ao eixo da molécula z´. Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 10 y´ z´ x´ Fig. 5 – Modelo de um halter rígido de uma molécula diatômica de um gás. Não é considerada rotação em torno do eixo da molécula, pois, para isto seria necessário considera-la rugosa para que num choque com outra molécula, acontecer a rotação. Centro de massa Para 5 graus de liberdade, temos: CV = 5nR/2 e CP = 7nR/2 Para um sólido, na maior parte deles, a capacidade calorífica molar (Cm = C/n) obedece a Lei de Dulong-Pepit, ou seja: Cm = 3R = 24,9 J/mol.K Isto equivale a 6 graus de liberdade! 7 – A Expansão Adiabática Quase-Estática de um Gás Neste caso o gás se expande adiabaticamente de um ponto (P1, V1) até um ponto (P2, V2) sem realizar troca de calor com a vizinhança. Neste processo o gás esfria-se ao transformar sua energia interna ∆U completamente em trabalho, pois o Q = 0. Este processo está representado na Figura 6. O cálculo do trabalho realizado pelo gás é obtido a partir da Eq. (9). Da 1a Lei da Termodinâmica, temos: dQ = CV dT + PdV, ou 0 = CV dT + nRT dV dT nR dV ⇒ + . V T CV V (15) Levando CP – CV = nR na Eq. (15). obtemos: ⎞ dV dT C P − CV dV dT ⎛ C P = 0. + =0⇒ + ⎜⎜ − 1⎟⎟ T CV V T ⎝ CV ⎠ V (16) Integrando a Eq. (16), obtemos: ln T + (γ − 1) ln V = cte ⇒ ln(T .V γ −1 ) = cte , (17) Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 11 onde γ = CP/CV.. Podemos reescrever a Eq. (17) da seguinte maneira: TV γ-1=cte . (18) mas, PV γ −1 V = cte ⇒ PV γ = cte . nR (19) T1 PRESSÃO (P , V ) Adiabática entre os pontos 1 e 2 T2 Comportamento de P com relação a V para um processo adiabático W (P , V ) VOLUME Fig. 6 – As linhas mais finas representam as isotermas T1 e T2. A curva mais grossa representa o processo adiabático. O trabalho no processo adiabático é igual a área sob a curva adiabática que liga 1 a 2. Com relação a cte da Eq. (19), podemos dizer que ela é igual a: PV γ = P1V1γ = P2V2γ = ... = cte Exercício: obter a equação envolvendo a temperatura e a pressão. Uma maneira de obter o trabalho adiabático é levar a Eq. (19) na Eq. (9) e resolver a integral. Outra maneira é resolver a seguinte equação: dW = PdV = -CV dT, pois dQ = 0, ou Wad = ∫ PdV = − ∫ CV dT ⇒ Wad = − CV ∆T , (20) onde admitimos que a capacidade calorífica a volume constante é constante. Um detalhe sobre a Eq. (20) é que, numa expansão adiabática, Tfinal < Tinicial o que resulta num trabalho positivo e um conseqüente esfriamento deste. Notas de aula – Física II; Profs Ricardo e Amauri Calor e Primeira Lei 12 Podemos abrir a Eq. (20) para obter o Wad em função de P e V. Da Lei dos Gases Ideais e da Eq. (20), temos: CV ⎛ P V PV ⎞ (P1V1 − P2V2 ) Wad = −CV (T2 − T1 ) = CV ⎜ 1 1 − 2 2 ⎟ = nR ⎠ C P − CV ⎝ nR Wad = (PV − P2V2 ) 1 ( P1V1 − P2V2 ) ⇒ Wad = 1 1 C P − CV γ −1 CV (21) Exercícios: 1) Um grama de água se transforma em 1671 cm3 quando ocorre o processo de ebulição a uma pressão constante de 1 atm. Calcule a) o trabalho realizado pela água quando ela se transforma em vapor e b) o aumento da sua energia interna. Resposta: a) 169 J; b) 2087 J. 2) Um gás realiza dois processos. No primeiro, o volume permanece constante a 0,200 m3 e a pressão cresce de 2,00 x105 Pa até 5,00 x105 Pa. O segundo processo é uma compressão até o volume 0,120 m3 sob pressão constante de 5,00 x105 Pa. a) Desenhe um diagrama PV mostrando estes dois processos e b) calcule o trabalho total realizado pelo gás nos dois processos. Resposta: a) 0 J; b) –4,00 x 104 J. 3) Um mol de um gás ideal inicialmente a 4,00 atm e 350 K sofre uma expansão adiabática até 1,50 vez seu volume inicial. Calcule a temperatura e a pressão no estado final sabendo que o gás é a) monoatômico; b) diatômico com CV = 2,5R. Resposta: a) 267,8 K e 2,03 atm; b) 298 K e 2,27 atm. 4) Qual a variação da energia interna do gás monoatômico e o trabalho para o exercício acima? Resposta: -1025 J e 1025 J. Exercício para casa: Física - Tipler, Volume 2, 3 edição De 1 a 7; de 14 a 30; 33 – 35; 67.