Transfornação de calor
Autor: CEDUC 03 2ºC | Publicado: 2011-06-28T10:48:00-07:00

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Calor 






O calor é a nomenclatura atribuída à energia sendo transferida de um sistema a outro exclusivamente em virtude da diferença de temperaturas entre eles. Não é correto se afirmar que um corpo possui mais calor que outro, e tão pouco é correto afirmar que um corpo possui calor; os corpos (ou sistemas) possuem energia interna e o conceito de energia interna não deve jamais ser confundido com o conceito de calor.

O calor é uma das duas formas disponíveis para se transferir energia de um sistema a outro e expressa a quantidade de energia transferida através da fronteira comum aos sistemas. Se dá portanto sem a variação dos volumes dos sistemas em interação se presente de forma exclusiva. O calor descreve a energia transferida entre sistemas que não se pode ser associada à execução de um trabalho mecânico, este último correspondendo à segunda entre as duas formas de transferência de energia citadas. O trabalho associa-se à energia transferida em virtude do movimento da fronteira dos sistemas - e não da energia transferida através destas - e portando ocorre sempre acompanhado de variações nos volumes dos sistemas em interação.

O calor é geralmente simbolizado pela letra Q na física e, por convenção, se um corpo recebe energia sob a forma de calor - o que leva a um aumento de sua energia interna U - o calor Q é positivo, e se um corpo cede energia sob a forma de calor - o que leva a uma redução de sua energia interna - o valor de Q é negativo.

A unidade do Sistema Internacional (SI) para o calor é o joule (J), embora seja usualmente utilizada a caloria (cal; 1 cal = 4,18 J).





Estudo dos gases





Gás ideal 

Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p•V/T = k e p•V = n•R•T, com exatidão matemática.

Na prática, temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva. 



Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac 

Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão. 

P•V = k = constante 

Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. 

A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. 

Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim enunciadas: 

• A volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás. 

• A pressão constante, o volume de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás. 



Equação geral dos gases perfeitos 

p•V

——

T = k ou p1•V1

——

T1 = p2•V2

——

T2



(número de mols constante) 

ISOBÁRICA

(p1 = p2) V1

——

T1 = V2

——

T2

lei de Charles

e Gay-Lussac

ISOCÓRICA

(V1 = V2) p1

——

T1 = p2

——

T2

lei de Charles e

Gay-Lussac

ISOTÉRMICA

(T1 = T2) p1•V1 = p2•V2 lei de Boyle







Volume molar de um gás 

Volume molar é o volume de um mol de substância.

O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. 

Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol. 



Densidade de um gás 

Densidade de um gás nas CNTP: 

dCNTP = M

——

22,4 g/L



Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T: 

d = p•M

——

R•T

Densidade de um gás A em relação a um gás B: 

dA,B = MA

——

MB

Densidade de um gás A em relação ao ar: 

dA,ar = MA

——

Mar = MA

——

28,8



Transformação gasosa 



Quando um gás passa de um estado para outro dizemos que houve uma transformação gasosa. Em uma transformação gasosa pelo menos duas das variáveis de estado do gás sofrem alteração.



No estudo dos gases vamos analisar três transformações gasosas: A transformação isotérmica, a transformação isobárica e a transformação isovolumétrica.



Transformação Isotérmica



A transformação isotérmica é a transformação gasosa onde a temperatura do gás permanece constante e, a pressão e o volume variam. Nas transformações isotérmicas utilizamos a Lei de Boyle e Mariotte:



P.V = constante



“Em uma transformação gasosa à temperatura constante, a pressão do gás é inversamente proporcional ao volume do gás.”



Abaixo temos o gráfico de uma transformação isotérmica.



Transformação Isobárica



A transformação isobárica é uma transformação gasosa em que a pressão do gás permanece constante e, a temperatura e o volume variam. Nas transformações isobáricas utilizamos a Lei de Gay-Lussac:



( V / T )= constante



“Em uma transformação à pressão constante, o volume do gás é diretamente proporcional a temperatura absoluta do gás.”



Abaixo temos o gráfico de uma transformação isobárica.






Transformação isovolumétrica



A transformação isovolumétrica, também conhecida como isométrica ou isocórica, é a transformação gasosa onde o volume do gás é constante e, a pressão e a temperatura variam. Nas transformações isovolumétricas utilizamos a Lei de Charles:



(P / T ) = constante



“em uma transformação isovolumétrica a pressão do gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.”



Abaixo temos o gráfico de uma transformação isovolumétrica.









Graficos e equações 



Gás ideal ou perfeito e equação dos gases perfeitos

A pressão de um gás resulta da interacção das moléculas, de uma amostra gasosa, em constante movimento, com uma determinada superfície, implicando um maior número de choques por unidade de superfície uma maior pressão.

Esta grandeza apresenta como unidade SI o pascal ( 1 Pa = 1 N m-2 ) mas pode também ser apresentada em atm ou mmHg:

1 atm = 1,013 x 105 Pa = 760 mmHg = 760 torr

Nos gases ideais, a relação pressão, volume e temperatura é descrita pela equação dos gases perfeitos:

PV = nRT , sendo

P a pressão da amostra gasosa ( atm )

V o volume da amostra gasosa ( dm3 ou l )

n o número de moles da amostra gasosa ( mol )

R a constante dos gases ideais ( 0,082057 atm dm3 mol-1 K-1 ou 8,314 J mol-1 K-1 )

T a temperatura absoluta ( K )

T ( K ) = q ( º C ) + 273,15



Casos particulares da equação dos gases perfeitos

Lei de Boyle-Mariotte

Para uma quantidade de gás constante e a temperatura constante ( transformação isotérmica ), a pressão e o volume da amostra gasosa são grandezas inversamente proporcionais:

P1V1 = P2V2 ou PV = constante

Esta lei pode ser traduzida pelas seguintes representações gráficas:



Gráficos PV = f ( V ) , P = f ( V ) e P = f ( 1/V )

1ª Lei de Charles e Gay-Lussac

Para uma quantidade de gás constante a uma dada pressão ( transformação isobárica ), o volume e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas directamente proporcionais:

V1 / V2 = T1 / T2

Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:



Gráficos V = f ( T ) e V = f ( q )

2ª Lei de Charles e Gay-Lussac

Para uma quantidade de gás constante num dado volume ( transformação isocórica ou isovolumétrica ), a pressão e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas directamente proporcionais:

P1 / P2 = T1 / T2

Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:



Gráficos P = f ( T ) e P = f ( q )

Lei de Avogadro

A pressão e temperatura constantes, o volume de uma amostra gasosa é directamente proporcional ao número de moles existentes na amostra gasosa:

V1 / V2 = n1 / n2

Esta relação demonstra que a percentagem, em volume, de uma amostra gasosa ideal é igual à respectiva percentagem molar:

% ( V / V ) = % ( n / n )

Esta lei pode ser descrita pela seguinte representação gráfica:



Gráfico V = f ( n )

Lei de Dalton

As leis anteriores também se aplicam a misturas de dois ou mais gases considerados ideais. Nestes casos, a lei de Dalton diz que a pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais dos gases constituintes dessa mistura:

Ptotal = P1 + P2 + ... + Pn

A pressão parcial de um gás pode ser traduzida pelas expressões:

PiV = niRT ou Pi = xiPtotal 

sendo xi a fracção molar do gás i na mistura:

xi = ni / ntotal

A soma das fracções molares de todos os constituintes da mistura gasosa é igual à unidade.



A primeira lei da termodinâmica é a lei de conservação da energia. Nela observamos a equivalência entre trabalho e calor. Esta lei enuncia que a energia total transferida para um sistema é igual à variação da sua energia interna.

A expressão matemática que traduz esta lei para um sistema não-isolado é:



onde Q representa troca de calor, W a realização de trabalho (sendo respectivamente positivos quando o sistema recebe calor ou nele é realizado trabalho, negativos do contrário) e R a emissão ou absorção de radiação. Podemos simplificar dizendo que existe uma função U (energia interna) cuja variação durante uma transformação depende unicamente de dois estados, o inicial e o final. Num sistema fechado a indicação desta variação é dada como:


Onde Q e W são, respectivamente, o calor e o trabalho trocados entre o sistema e o meio. As quantidades W e Q são expressas algebricamente, sendo positivas quando expressam energia recebida pelo sistema. A quantidade R é nula pois, em sistema fechado, não se verificam absorções nem emissões de radiação.

A energia interna é definida como a soma das energias cinéticas e de interacção de seus constituintes. Este princípio enuncia, então, a conservação de energia

Graficos e equações gasosas 
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Gás ideal ou perfeito e equação dos gases perfeitos 




A pressão de um gás resulta da interacção das moléculas, de uma amostra gasosa, em constante movimento, com uma determinada superfície, implicando um maior número de choques por unidade de superfície uma maior pressão.



Esta grandeza apresenta como unidade SI o pascal ( 1 Pa = 1 N m-2 ) mas pode também ser apresentada em atm ou mmHg:



1 atm = 1,013 x 105 Pa = 760 mmHg = 760 torr



Nos gases ideais, a relação pressão, volume e temperatura é descrita pela equação dos gases perfeitos:



PV = nRT , sendo



P a pressão da amostra gasosa ( atm )



V o volume da amostra gasosa ( dm3 ou l )



n o número de moles da amostra gasosa ( mol )



R a constante dos gases ideais ( 0,082057 atm dm3 mol-1 K-1 ou 8,314 J mol-1 K-1 )



T a temperatura absoluta ( K )



T ( K ) = q ( º C ) + 273,15







Casos particulares da equação dos gases perfeitos



Lei de Boyle-Mariotte



Para uma quantidade de gás constante e a temperatura constante ( transformação isotérmica ), a pressão e o volume da amostra gasosa são grandezas inversamente proporcionais:



P1V1 = P2V2 ou PV = constante



Esta lei pode ser traduzida pelas seguintes representações gráficas:





Gráficos PV = f ( V ) , P = f ( V ) e P = f ( 1/V ) 



1ª Lei de Charles e Gay-Lussac



Para uma quantidade de gás constante a uma dada pressão ( transformação isobárica ), o volume e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas directamente proporcionais:



V1 / V2 = T1 / T2



Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:





Gráficos V = f ( T ) e V = f ( q ) 



2ª Lei de Charles e Gay-Lussac



Para uma quantidade de gás constante num dado volume ( transformação isocórica ou isovolumétrica ), a pressão e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas directamente proporcionais:



P1 / P2 = T1 / T2



Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:





Gráficos P = f ( T ) e P = f ( q ) 



Lei de Avogadro



A pressão e temperatura constantes, o volume de uma amostra gasosa é directamente proporcional ao número de moles existentes na amostra gasosa:



V1 / V2 = n1 / n2



Esta relação demonstra que a percentagem, em volume, de uma amostra gasosa ideal é igual à respectiva percentagem molar:



% ( V / V ) = % ( n / n )



Esta lei pode ser descrita pela seguinte representação gráfica:





Gráfico V = f ( n ) 



Lei de Dalton



As leis anteriores também se aplicam a misturas de dois ou mais gases considerados ideais. Nestes casos, a lei de Dalton diz que a pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais dos gases constituintes dessa mistura:



Ptotal = P1 + P2 + ... + Pn



A pressão parcial de um gás pode ser traduzida pelas expressões:



PiV = niRT ou Pi = xiPtotal 



sendo xi a fracção molar do gás i na mistura:



xi = ni / ntotal

A soma das fracções molares de todos os constituintes da mistura gasosa é igual à unidade.


Termodinâmica&nbsp; 1° e 2° lei
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A primeira lei da termodinâmica é a lei de conservação da energia. Nela observamos a equivalência entre trabalho e calor. Esta lei enuncia que a energia total transferida para um sistema é igual à variação da sua energia interna. 


A expressão matemática que traduz esta lei para um sistema não-isolado é:



onde Q representa troca de calor, W a realização de trabalho (sendo respectivamente positivos quando o sistema recebe calor ou nele é realizado trabalho, negativos do contrário) e R a emissão ou absorção de radiação. Podemos simplificar dizendo que existe uma função U (energia interna) cuja variação durante uma transformação depende unicamente de dois estados, o inicial e o final. Num sistema fechado a indicação desta variação é dada como:



Onde Q e W são, respectivamente, o calor e o trabalho trocados entre o sistema e o meio. As quantidades W e Q são expressas algebricamente, sendo positivas quando expressam energia recebida pelo sistema. A quantidade R é nula pois, em sistema fechado, não se verificam absorções nem emissões de radiação.

A energia interna é definida como a soma das energias cinéticas e de interacção de seus constituintes. Este princípio enuncia, então, a conservação de energia.



A Segunda Lei da Termodinâmica implica que todos os motores reversíveis têm a mesma eficiência, independentemente de sua construção. Para ver a verdade desse postulado, suponha que dois motores reversíveis estejam acoplados e funcionem entre os mesmos dois reservatórios, um quente e um frio. As substâncias de trabalho e os detalhes de construção destes dois motores são inteiramente arbitrários. Inicialmente, suponha que o motor A seja mais eficiente que o motor B, e que seja escolhido um conjunto de controles que proporcionem ao motor B adquirir o calor qc do reservatório frio e fornecer uma certa quantidade de calor para o reservatório quente. Entretanto, devido ao fato do motor A ser mais eficiente que o motor B, nem todo o trabalho que A produz é necessário para o processo, e a diferença pode ser usada para realizar trabalho. O resultado final é que o reservatório frio permanece inalterado, trabalho é produzido, e o reservatório quente perde uma certa quantidade de energia. Este processo é contrário ao postulado de Kelvin da Segunda Lei, porque alguma quantidade de calor foi convertido diretamente em trabalho. Em temos moleculares, o desordenado movimento termal do reservatório quente foi convertido em movimento ordenado característico de trabalho. Porque a conclusão é contrária à experiência, a premissa inicial de que os motores A e B podem ter eficiências diferentes deve ser falsa. Isso implica que a relação entre o calor transferido e as temperaturas devem ser independentes do material de trabalho. 


Este fato revela que não é possível transformar toda a energia armazenada, sob qualquer forma, em trabalho. Se assim o fosse a máquina de movimento perpétuo poderia ser fabricada: um reservatório de energia gera trabalho e o restante é aproveitado para manter a energia do próprio reservatório constante.





Alunas:&nbsp; Simone /&nbsp; Nathalia&nbsp; n 30 / 39