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

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

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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.

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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.

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Temperatura e Calor (3)Situações possíveis:a) TS > TA: Energia térmica é

transfrida do sistema para o ambiente. Convenciona-se que, neste caso, Q < 0.

b) TS = TA: Não há transferência de energia térmica entre o sistema e o ambiente. Neste caso, Q = 0.

c) TS < TA: Energia térmica é transferida do ambiente para o sistema. Convenciona-se que, neste caso, Q > 0.

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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.

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Temperatura e Calor (5)É apropriado 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.”

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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.

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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.

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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

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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.

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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

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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.

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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

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Fontes de Calor (2) 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.

Calor de Combustão

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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.

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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

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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).

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Absorção de Calor por Sólidos e Líquidos (4)

Calor Específico MolarEm muitas situações a unidade mais

conveniente para especificar a quantidade de uma substância é o mol, onde:

1 mol = 6,02 x 1023 unidades elementaresde 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.

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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

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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 calQB = 50 cal

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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.

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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.

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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 GasosoCaracterísticas Macroscópicas

Volume próprio;Forma própria.

Volume próprio;Forma do recipiente.

Volume do recipiente;Forma 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.

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Estados de Agregação (2)

O arranjo dos átomos nas diferentes fases: (a) Nos sólidos, as moléculas estão

relativamente fixas. (b) Nos líquidos, grupos de moléculas flutuam à

volta de outros grupos. (c) Nos gases, as moléculas movem-se ao acaso.

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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.

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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.

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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.

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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).

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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.

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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.

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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.

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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.

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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/gCondensação do vapor (a 1000C) LV = -539 cal/g

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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/gSolidificação da água (a 00C) LF = -80 cal/g

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Calor de Transformação ou Latente (4)A tabela a seguir exibe os calores de

transformação para algumas substâncias:

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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:

A. Aquecimento do gelo de -30C a 00C.B. Fusão do gelo a 00C.C. Aquecimento da água líquida de 00C a 1000C.D. Vaporização da água líquida a 1000C.E. Aquecimento do vapor acima de 1000C (possível

somente se o confinarmos em um recipiente adequado).

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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.

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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.

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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:

A. Resfriamento do vapor de 1100C a 1000C.B. Condensação do vapor a 1000C.C. Resfriamento da água líquida de 1000C a 00C.D. Solidificação da água a 00C.E. Resfriamento do gelo abaixo de 00C.

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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):

1. Se ambos - PF e PE - apresentarem temperatura constante podemos afirmar que a amostra é uma substância pura.

2. Se um deles ou os dois apresentarem variação, trata-se de uma mistura.

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Curvas de Aquecimento e de Resfriamento (6)

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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:

1. 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:2. Eutética: PF constante.3. 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).

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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.

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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.