Termodinâmica
Primeira Lei da Termodinâmica
Primeira Lei da Termodinâmica
Termodinâmica investiga as mudanças nas p r o p r i e d a d e s d e u m s i s t e m a s e movimentando de um estado inicial para um estado final, a sua capacidade de realizar trabalho útil e também como o calor e o trabalho estão relacionados.
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Primeira Lei da Termodinâmica
A primeira lei da termodinâmica trata do conceito da conservação de energia e pode ser expressa de vários modos:
“A energia total do universo (ou de qualquer sistema isolado) é constante”
“Energia não pode ser criada nem destruída apenas transformada de uma para outra”
Primeira Lei da Termodinâmica A 1a lei estuda a transformação da energia
e as suas nas diversas formas através de processos físicos ou químicos:
Queima de combustível em forno → calor Queima de combustível em um motor→ Trabalho
mecânico Reação química que impele elétrons através de um
circuito → Trabalho elétrico
A primeira lei estuda as trocas da energia entre o sistema e o meio externo
Tipos de sistema: Aberto⇒troca de energia c/meio externo
Fechado⇒troca de energia c/meio externo ⇒Fronteiras diatérmicas
Isolado ⇒não troca de energia c/meio externo ⇒Fronteiras adiabáticas
Primeira Lei da Termodinâmica
Experimento de Joule
A versão original do experimento, consta de dois pesos iguais que pendem simetricamente do eixo.
O peso, que se move com velocidade praticamente constante, perde energia potencial. Como a água é agitada pelas paletas esta
é aquecida devido a fricção.
Experimento de Joule
No experimento de Joule é determinada a relação entre a unidade de energia (joule) e a unidade de calor (caloria).
Experimento de Joule
Joule encontrou que a diminuição de energia potencial é proporcional ao aumento de temperatura da água. A constante de proporcionalidade (o calor específico de água) é igual a 4.186 J/(g ºC). Por tanto, 4.186 J de energia mecânica aumentam a temperatura de 1g de água em 1º C. Se define a caloria como 4.186 J sem referência a substância que está sendo aquecida: 1 cal=4.186 J
Trabalho e Calor
As propriedades fundamentais da termodinâmica são: Calor e Trabalho
Trabalho – ocorre devido ao deslocamento de um corpo contra uma força contraria ao movimento.
Em termodinâmica Trabalho – é a energia trocada entre o sistema e o meio externo como consequência exclusiva de uma força que atua entre o sistema e o meio externo
Trabalho e Calor
Em termos moleculares o trabalho é a transferência d e e n e r g i a q u e s e aproveita do movimento organizado dos átomos que se deslocam de forma organizada.
Trabalho e Calor
Na expansão ou compressão de um gás ⇒ trabalho é equivalente a alteração da altura de um peso nas vizinhanças de um sistema contra a força da gravidade.
Qdo há elevação de um peso ⇒sistema realiza trabalho de expansão.
Qdo há abaixamento de um peso ⇒sistema sofre trabalho de compressão.
Trabalho O t r a b a l h o p a r a
deslocar um corpo da distancia dz, na direção de um força F que se opõe ao deslocamento dado por:
dw = F dz
Trabalho e Calor P = F / A → F = P A
dw = F dz → dw = Pop. (A dz) dw = Pop. dV → ∫ dw = ∫ Pop. dV W = ∫vi Pop. dV (Vi →Vf)
Trabalho e Calor
Calor é a quantidade de energia trocada de um corpo para outro (meio externo e sistema) por efeito exclusivo de uma diferença de temperatura.
Em têrmos moleculares é a transferência de energia devido ao movimento caótico das moléculas.
Q+ (calor positivo) = Meio ⇒ Sistema Q- (calor negativo) = Sistema ⇒ Meio
Trabalho e Calor
A quantidade de calor recebida por um sistema simples, sob pressão constante, é proporcional ao acrescimo da temperatura.
Q ∞ ( T2 –T1) ⇒ Q = C ( T2 –T1)
C = capacidade calorífica ( natureza da subst., da massa, volume etc.)
Cv=capacidade calorífica à volume constante Cp=capacidade calorífica à pressão constante
Trabalho e Calor
Q = C ( T2 –T1)
dQv = CvdT ⇒ Cv = dQv / dT (V constante)
dQp = CpdT ⇒ Cp = dQp / dT (P constante)
Qv= Cv ΔT
Qp= Cp ΔT
Trabalho e Calor
Capacidade calorífica de uma grama ⇒ Calor específico ⇒ unidades: cal / g K
Capacidade calorífica de um mol ⇒ Calor molar ⇒ unidades: cal / mol K
Gás ideal ⇒ Cp(molar) – Cv (molar) = R R = 1,987 cal/mol K = 8,314 joule / mol K
Energia Interna
Energia interna- é a energia total de um sistema ou seja é a soma das energias cinética e potencial das moléculas que compõem o sistema ⇒ U= Ec + Ep
A variação da energia interna qdo. um sistema passa do estado inicial U1, para o estado final U2 é simbolizada por:
ΔU = U2 –U1
Energia Interna
A energia interna ΔU é uma função de estado
Função de estado é uma função cujo valor só depende do estado em que está e não da forma como alcançou esse estado, ou seja só depende do estado inicial e final:
E1 ( P1,T1 e V1) ⇒ E2 (P2,T2 e V2 ) Unidades ⇒ cal/mol ou joule /mol
Primeira Lei da Termodinâmica
A energia interna pode ser alterada pelo trabalho produzido pelo sistema ou pelo calor recebido.Calor e trabalho são formas equivalen-tes de se alterar a energia interna do sistema.
⇒ Sempre que um sistema passa do estado E1 ⇒ E2, a diferença (Q-W) é independente
do processo e igual a variação da Energia Interna
⇒ ΔU = Q-W
Primeira Lei da Termodinâmica
Trnasformação cíclica ⇒
O trabalho produzido pelo sistema é a soma das quantidades de trabalho ⇒ W ci=∫ci dw
O calor extraido das vizinhanças é a soma das quantidades de calor ⇒ Q ci = ∫ci dq
Primeira Lei da Termodinâmica
1a Lei – “Se um sistema é sujeito a qualquer transformação cíclica, o trabalho produzido nas vizinhanças pelo sistema é igual ao calor extraido das vizinhanças para o sistema”.
Transformação cíclica infinitesimal ⇒ ∫ci dw = ∫ci dq ⇒ ∫ci (dq – dw ) =0 como (dq – dw) = dU ⇒ ∫ci dU =0 ⇒ Energia Interna é função de estado
Entalpia
Além da energia interna todo sistema possui uma energia elástica (PV) que pode ser o trabalho necessário para gerar uma expansão
Gibbs (1875) associou as duas quantidades U e PV e introduziu uma nova função de estado denominada Entalpia
Entalpia ⇒H = U + PV
Entalpia
Entalpia é função de estado ⇒ Variação da Entalpia ΔH não depende da passagem de um estado para outro mas do estado final e inicial
ΔH = H2- H1
ΔH = ΔU + Δ (PV)
Entalpia X Energia Interna
Transformações à volume constante ⇒ ΔU=Q–W ⇒ ΔU=Q–P(ΔV) ⇒ ΔU=Qv
Transformações à pressão constante ⇒ ΔH = ΔU + Δ (PV) ⇒ΔH = ΔU + P(ΔV) ΔH=Q –W +P(ΔV) ⇒ ΔH=Q-P(ΔV)+ P(ΔV) ⇒ ΔH = Qp
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