TERMOMETRIA, CALORIMETRIA E TERMODINÂMICA – Aula 3

Apresentação em tema: "TERMOMETRIA, CALORIMETRIA E TERMODINÂMICA – Aula 3"— Transcrição da apresentação:

1 TERMOMETRIA, CALORIMETRIA E TERMODINÂMICA – Aula 3
Maria Augusta Constante Puget (Magu)

2 Temperatura e Calor (1) Se tirarmos uma latinha de refrigerante da geladeira e a pusermos sobre a mesa da cozinha, sua temperatura aumentará, até que se iguale à do ambiente. Dizemos que, neste instante, foi atingido o equilíbrio térmico. Da mesma forma, a temperatura de uma xícara de café quente, deixada sobre a mesa, cairá até atingir o mesmo valor da temperatura ambiente. Generalizando, descrevemos o refrigerante ou o café como um sistema (com temperatura TS) e a cozinha como o ambiente (com temperatura TA) desse sistema. Observa-se que se TS não for igual a TA, então TS variará (TA também pode variar um pouco) até que as duas temperaturas sejam iguais e, assim, o equilíbrio térmico seja alcançado.

3 Temperatura e Calor (2) Tal variação na temperatura se deve à transferência de energia entre a energia interna do sistema e o ambiente que o cerca. A energia transferida é chamada de calor e é simbolizada por Q. Ou seja: Calor é a energia que um corpo transfere a outro como consequência exclusiva da diferença de temperatura entre eles. O calor flui espontaneamente do corpo de maior para o de menor temperatura até que os dois atinjam o equilíbrio térmico. Assim, calor é energia em trânsito. Um corpo pode receber ou ceder calor, mas não pode contê-lo. O que o corpo contém é energia interna.

4 Temperatura e Calor (3) Situações possíveis:
TS > TA: Energia térmica é transfrida do sistema para o ambiente. Convenciona- se que, neste caso, Q < 0. TS = TA: Não há transferência de energia térmica entre o sistema e o ambiente. Neste caso, Q = 0. TS < TA: Energia térmica é transferida do ambiente para o sistema. Convenciona- se que, neste caso, Q > 0.

5 Temperatura e Calor (4) Vale lembrar que também podemos transferir energia entre um sistema e seu ambiente na forma de trabalho W, por meio de uma força atuando sobre o sistema. Calor e trabalho, diferentemente da temperatura, da pressão e do volume, não são propriedades intrínsecas de um sistema. Eles possuem significado apenas quando descrevem a transferência de energia para dentro ou para fora de um sistema.

6 Temperatura e Calor (5) É apropriado dizer: Não faz sentido dizer:
“Durante os últimos 3 minutos, foram transferidos 15 J de calor do ambiente para o sistema.” “Durante o último minuto, 12 J de trabalho foram realizados sobre o sistema pelo seu ambiente.” Não faz sentido dizer: “Este sistema contém 450 J de calor.” “Este sistema contém 385 J de trabalho.”

7 Calor (1) O conceito de calor como uma forma de energia que flui de um corpo a outro devido a uma diferença da temperatura entre eles é recente.

8 Calor (2) Antes de os cientistas se darem conta de que calor é energia em trânsito, o calor era definido em termos de sua capacidade de aumentar a temperatura da água. Assim, a caloria (cal) foi definida como a quantidade de calor que elevaria a temperatura de 1 g de água de 14,50C para 15,50C. No sistema britânico, a unidade correspondente era a unidade térmica britânica (Btu = British thermal unit), definida como a quantidade de calor que elevaria a temperatura de 1 lb de água de 630F para 640F.

9 Calor (3) Em 1948, a comunidade científica decidiu que, já que o calor é energia transferida, a unidade SI para o calor deveria ser a mesma que é usada para energia, que é o joule. A caloria atualmente é definida como sendo exatamente 4,1860 J, sem qualquer referência ao aquecimento da água. A caloria usada em nutrição é, na verdade, uma quilocaloria. As relações entre as várias unidades de calor são: 1 cal = 3,969 x 10-3 Btu = 4,1860 J

10 A Caloria Alimentar (1) A quantidade de energia contida em um alimento é medida através da energia obtida pela sua queima. Se queimarmos a mesma quantidade de pão e amendoim para aquecermos uma mesma quantidade de água, ao medirmos a temperatura da água no final da queima, perceberemos que ela ficará mais aquecida quando utilizamos o amendoim como combustível. O amendoim libera mais energia na queima por ser constituído de menor quantidade de água e por possuir substâncias mais calóricas que o pão.

11 Energia Fornecida pelos Alimentos
A Caloria Alimentar (2) As tabelas de dieta fornecem o valor de energia do alimento em grande caloria (Cal). 1Cal (caloria médica ou alimentar) corresponde à 1Kcal em Física. Energia Fornecida pelos Alimentos

12 material orgânico + oxigênio => CO2 + H2O + energia
A Caloria Alimentar (3) Ao ingerirmos os alimentos, parte das substâncias entram na constituição celular e a outra parte fornece a energia necessária às nossas atividades. Esse processo de liberação de energia se dá através da respiração: material orgânico + oxigênio => CO2 + H2O + energia Devido a diferenças no metabolismo, pessoas distintas absorvem quantidades variadas de energia ingerindo os mesmos alimentos. A perda de energia ao realizar as mesmas atividades também é uma característica pessoal, dependendo do tamanho corporal e da eficiência dos movimentos.

13 gás de cozinha + oxigênio -> CO2 + H2O + calor
Fontes de Calor (1) Os fornos, fogões e aquecedores em geral têm seu funcionamento baseado na queima de um combustível. Quando utilizamos combustíveis como gasolina, álcool, carvão, lenha, gás natural e outros, estamos transformando energia química em energia térmica. O combustível mais utilizado nos fornos e fogões é o GLP (gás liquefeito de petróleo), contido em botijões de gás, que, ao ser liberado, entra em contato com o oxigênio do ar e, na presença de uma centelha, transforma energia química em energia térmica. Este processo recebe o nome de combustão. gás de cozinha + oxigênio -> CO2 + H2O + calor

14 Fontes de Calor (2) Calor de Combustão Os materiais que queimam quando estão em contato com o ar e uma centelha são chamados combustíveis e o processo de queima é conhecido como combustão. A quantidade de calor liberada durante a queima completa de uma unidade de massa da substância combustível é denominada calor de combustão.

15 Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (1)
Capacidade Calorífica ou Térmica A capacidade calorífica (ou térmica) C de um objeto é a constante de proporcionalidade entre o calor Q que o objeto absorve ou perde e a variação de temperatura resultante T do objeto. Assim: Q = C T = C (Tf – Ti) onde: Tf, Ti: temperatura final e inicial do objeto, respectivamente. A capacidade calorífica C possui unidade de energia por grau de temperatura. A unidade usual é cal/°C.

16 Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (2)
Calor Específico Dois objetos feitos do mesmo material – por exemplo, o mármore – terão capacidades caloríficas proporcionais às suas massas. Portanto, é conveniente definirmos uma “capacidade calorífica por unidade de massa” ou calor específico que se refere não a um objeto, mas a uma massa unitária do material do qual é feito o objeto. Reescrevemos a equação Q = C T como: Q = c m T = c m (Tf – Ti) Logo: C = m c

17 Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (3)
Calor Específico Do modo como a caloria e a Btu foram originalmente definidas, o calor específico da água é: c = 1 cal/(g∙0C) = 1 Btu/(lb ∙0F) = 4190 J/(kg∙K) O calor específico de qualquer substância depende, de certa forma, da temperatura. Na tabela ao lado, tem-se os calores específicos para algumas substâncias à temperatura ambiente (os valores se aplicam bem a uma faixa de temperaturas próximas à temperatura ambiente).

18 Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (4)
Calor Específico Molar Em muitas situações a unidade mais conveniente para especificar a quantidade de uma substância é o mol, onde: 1 mol = 6,02 x 1023 unidades elementares de qualquer substância. Quando a quantidade da substância é expressa em mols, os calores específicos também devem envolver mols e são chamados de calores específicos molares.

19 Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (5)
Calor Específico Os gases possuem valores totalmente diferentes para os seus calores específicos sob condições de pressão constante e sob condições de volume constante, os quais são denominados, respectivamente, cp e cv. As mudanças de volume de líquidos e sólidos, em virtude de aquecimento, são muito pequenas se comparadas às sofridas pelos gases. Por isso, os seus calores específicos a pressão e volume constante diferem em poucos por cento, de forma que, para eles, podemos considerar: cp = cv= c

20 Trocas de Calor (1) Dois corpos A e B, colocados num recinto termicamente isolado, não trocam calor com o meio ambiente. Se a temperatura de A é maior do que a de B, há transferência de calor do primeiro para o segundo, até que se estabeleça o equilíbrio térmico. Como não há outros corpos trocando calor, se A perder, por exemplo, 50 cal nesse intervalo e tempo, B terá recebido exatamente 50 cal. Pela convenção de sinais que se adota: QA = -50 cal QB = 50 cal

21 Trocas de Calor (2) Sendo assim: QA = -QB ou QA + QB = 0
O princípio geral que descreve as trocas de calor pode ser então enunciado como: Se dois ou mais corpos trocam calor entre si, a soma algébrica das quantidades de calor trocadas pelos corpos, até o estabelecimento do equilíbrio térmico, é nula.

22 Calorímetros (1) Geralmente, os corpos que trocam calor são colocados no interior de dispositivos especiais denominados calorímetros, isolados termicamente do meio exterior. O calorímetro participa das trocas de calor, embora na maioria dos casos, essa participação seja pouco acentuada. No entanto, quando o calorímetro absorve uma quantidade de calor considerável, deve-se levar em conta sua capacidade térmica C, expressa pela relação entre o calor absorvido Q e a variação de temperatura que ele sofre C = Q/T.

23 Estados de Agregação (1)
No universo, a matéria pode se apresentar em diversos estados de agregação. A tabela a seguir descreve as características macroscópicas e microscópicas dos estados sólido, líquido e gasoso. Sólido Líquido Gasoso Características Macroscópicas Volume próprio; Forma própria. Forma do recipiente. Volume do recipiente; Características Microscópicas Arranjo denominado retículo cristalino; Forças de coesão intensas entre as partículas. Estrutura caótica; Forças menos intensas entre as partículas. Partículas muito distanciadas com grande liberdade de movimentação; Interações intensas apenas nas colisões.

24 Estados de Agregação (2)
O arranjo dos átomos nas diferentes fases: Nos sólidos, as moléculas estão relativamente fixas. Nos líquidos, grupos de moléculas flutuam à volta de outros grupos. Nos gases, as moléculas movem-se ao acaso.

25 Estados de Agregação (3)
Ferro líquido: a fusão do ferro ocorre a 1535°C, sob pressão normal. Nitrogênio líquido: a condensação do nitrogênio ocorre a -195,8°C, sob pressão normal.

26 E o vidro, o que é ? (1) O vidro é um material inorgânico que possui a sílica como elemento básico. Para ser considerado um sólido o vidro teria que apresentar estrutura cristalina definida, o que não é o caso, pois não possui estrutura microscópica periodicamente organizada. É o que chamamos de sólido amorfo, ou um líquido com viscosidade muito elevada. Há relatos de que o vidro escorre, feitos com base nos vitrais das catedrais antigas, onde existe uma diferença de grossura no topo e na base dos mesmos. Mas não existe uma confirmação científica sobre este acontecimento.

27 Mudanças de Estados de Agregação (1)
Alterando condições físicas é possível alterar o estado de agregação da matéria, a qual sofre transições como as descritas no esquema abaixo.

28 Mudanças de Estados de Agregação (2)
Quando um sólido ou um líquido absorve energia na forma de calor, a temperatura da amostra não se eleva necessariamente. Ao invés disso, a amostra pode mudar de uma fase ou estado para outro. Assim, por exemplo, se fornecemos calor a um sólido, aumentamos sua energia interna, a energia cinética das moléculas e, macroscopicamente, sua temperatura. Em um dado instante, à temperatura de fusão, a energia fornecida passa a romper as ligações entre as moléculas. Enquanto isso ocorre, a energia fornecida não altera a energia cinética das moléculas, pois a temperatura permanece constante, mas há alteração na energia potencial de agregação (alteração das ligações).

29 Mudanças de Estados de Agregação (3)
Fundir um sólido significa mudá-lo do estado sólido para o estado líquido. O processo exige energia porque as moléculas precisam ser liberadas de sua estrutura rígida. Ex: Derreter um cubo de gelo para formar água líquida. Solidificar um líquido é o processo inverso da fusão e exige que se remova energia do líquido, de modo que as moléculas possam se acomodar em uma estrutura rígida.

30 Mudanças de Estados de Agregação (4)
Vaporizar um líquido significa mudá-lo do estado líquido para o estado gasoso. Este processo exige energia, pois as moléculas do líquido precisam ser liberadas de seus agrupamentos. Ex: Ferver água líquida para transformá-la em vapor d’água. Condensar um gás para formar um líquido é o processo inverso da vaporização e exige que se remova energia do gás, de modo que as moléculas possam se agrupar ao invés de se afastarem umas das outras.

31 Mudanças de Estados de Agregação (5)
Sublimação é a mudança do estado sólido para o estado gasoso, sem passar pelo estado líquido. A sublimação é característica de substâncias que possuem pressão de vapor no ponto de fusão maior que a pressão atmosférica. A naftalina, assim como o iodo são bons exemplos de substâncias sublimáveis.

32 Calor de Transformação ou Latente (1)
Assim, quando uma amostra de massa m sofre completamente uma mudança de fase, a energia total transferida é: Q = L m Calor latente L de uma mudança de fase é a quantidade de calor que a substância recebe (ou cede), por unidade de massa, durante a transformação, mantendo-se constante a temperatura.

33 Calor de Transformação ou Latente (2)
Para um corpo que recebe calor, a quantidade de calor trocado, por convenção, é positiva (Q > 0) e, para aquele que cede calor, a quantidade trocada é negativa (Q < 0). Assim, o calor latente poderá ser positivo ou negativo, conforme a mudança de fase ocorra com ganho ou perda de calor. Quando a mudança de fase é de líquido para gás ou de gás para líquido, o calor de transformação é denotado LV (calor latente de vaporização ou de liquefação, dependendo do sentido da mudança de fase). Por exemplo: Vaporização da água (a 1000C) LV = 539 cal/g Condensação do vapor (a 1000C) LV = -539 cal/g

34 Calor de Transformação ou Latente (3)
Quando a mudança de fase é de sólido para líquido ou de líquido para sólido, o calor de transformação é denotado LF (calor latente de fusão ou de solidificação, dependendo do sentido da mudança de fase). Para a água, por exemplo, à sua temperatura normal de congelamento ou de liquefação: Fusão do gelo (a 00C) LF = 80 cal/g Solidificação da água (a 00C) LF = -80 cal/g

35 Calor de Transformação ou Latente (4)
A tabela a seguir exibe os calores de transformação para algumas substâncias:

36 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (1)
Suponhamos que temos, em um recipiente, uma certa massa de gelo inicialmente a -30C, sob pressão normal. Se levarmos este sistema ao fogo, acompanhando como varia a temperatura no decorrer do tempo, veremos que o processo todo pode ser dividido em cinco etapas distintas: Aquecimento do gelo de -30C a 00C. Fusão do gelo a 00C. Aquecimento da água líquida de 00C a 1000C. Vaporização da água líquida a 1000C. Aquecimento do vapor acima de 1000C (possível somente se o confinarmos em um recipiente adequado).

37 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (2)
Essas várias etapas podem ser visualizadas em um gráfico cartesiano, onde os valores de temperatura são lidos no eixo das ordenadas e a quantidade de calor trocado (ou o tempo) no eixo das abscissas. Este gráfico recebe o nome de curva de aquecimento da água.

38 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (3)
É importante notarmos dois patamares de temperatura: Um corresponde ao ponto de fusão. Outro ao de ebulição. Durante o processo de solidificação ou liquefação, assim como no de condensação ou vaporização, a temperatura permanece constante. Em temperaturas inferiores ao ponto de fusão a amostra é sólida. Em temperatura entre o ponto de fusão e o de ebulição é líquida. Em temperaturas acima do ponto de ebulição a amostra á gasosa. Exatamente no ponto de fusão coexistem as fases sólida e líquida. Exatamente no ponto de ebulição coexistem as fases líquida e gasosa.

39 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (4)
Se considerarmos o processo inverso, com perda de calor de um sistema constituído por vapor d’água inicialmente a 1100C, sob pressão normal, obteremos a curva de resfriamento da água, com as seguintes etapas: Resfriamento do vapor de 1100C a 1000C. Condensação do vapor a 1000C. Resfriamento da água líquida de 1000C a 00C. Solidificação da água a 00C. Resfriamento do gelo abaixo de 00C.

40 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (5)
O levantamento da curva de aquecimento (resfriamento) também nos dá outra informação importante: Nos diz se nossa amostra é uma substância pura ou uma mistura. Como? Pela análise dos patamares que se formam no PF (ponto de fusão) e PE (ponto de ebulição): Se ambos - PF e PE - apresentarem temperatura constante podemos afirmar que a amostra é uma substância pura. Se um deles ou os dois apresentarem variação, trata-se de uma mistura.

41 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (6)

42 Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (7)
Classificando as misturas Uma vez identificada que a amostra é uma mistura, analisando a curva de aquecimento podemos ainda classificá-la como: Simples: Quando a mistura apresenta variação nos dois patamares, PF e PE. Quando a variação é em apenas um patamar, ou seja, apenas o PE ou o PF variam, a classificação é a seguinte: Eutética: PF constante. Azeotrópica: PE constante. O exemplo mais comum de mistura eutética é a solda utilizada em eletrônica (37% chumbo e 63% estanho) e o de mistura azeotrópica é a mistura água e álcool (4% água e 96% álcool - álcool 96 GL).

43 Substância Pura X Mistura (1)
Substância pura: É uma substância que tem composição química fixa, homogênea e invariável (no entanto pode estar presente mais que um tipo de moléculas). Pode existir em mais de uma fase, mas a composição química é a mesma em todas as fases. O AR nessa definição é considerado uma substância pura.

44 Substância Pura X Mistura (2)
Outros exemplos de substância pura: Água (fases - sólida, líquida, e vapor). Mistura de água líquida e vapor d’água. Dióxido de Carbono (CO2). Nitrogênio (N2). Misturas homogêneas de gases, como o AR, desde que não ocorra mudança de fases.