Aula 2 - LOQ4076 (2S2024) - 08-08-2024

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<p>Termodinâmica Aplicada - LOQ4076</p><p>Turma: 20242PA</p><p>Prof. Carlos Alberto</p><p>Aula 2</p><p>08 de agosto de 2024</p><p>Avaliação</p><p>P1 = Prova escrita individual 1 (07 de outubro)</p><p>P2 = Prova escrita individual 2 (02 de dezembro)</p><p>PS = Prova escrita individual substitutiva da P1 ou da P2 (09 de dezembro)</p><p>N1 = Nota 1 = 10% de presença nas aulas da P1 + 10% da lista da P2 + 80% na nota da P1</p><p>N2 = Nota 2 = 10% de presença nas aulas da P2 + 10% da lista da P2 + 80% na nota da P1</p><p>Média final (MF) = (N1 + N2)/2</p><p>Nota após Recuperação = (MF + Rec)/2</p><p>GAS IDEAL</p><p>• MOLÉCULAS CONFIADAS EM UM</p><p>ESPAÇO FECHADO</p><p>• MOVIMENTO DESORDENADO</p><p>• O VOLUME DAS MOLÉCULAS É</p><p>DESPREZÍVEL</p><p>• MOLECULAS NÃO INTERAGEM ENTRE</p><p>SI (COLISÕES ELÁSTICAS)</p><p>• A VELOCIDADE CINÉTICA DAS</p><p>MOLÉCULAS ESTÁ RELACIONADA</p><p>COM A TEMPERATURA</p><p>GAS REAL</p><p>• Os modelos de gás ideal falham principalmente em altas</p><p>pressões e baixas temperaturas!</p><p>• Para o gás ideal, Z = 1.</p><p>• Para o gás real, Z < 1 ou Z > 1</p><p>• Z > 1 = repulsão entre as moléculas</p><p>• Z < 1 = atração entre as moléculas</p><p>Altas pressões</p><p>• Em pressões elevadas o volume do recipiente é comparável ao volume</p><p>das moléculas</p><p>• A distância média entre as moléculas diminui se a pressão aumenta.</p><p>• As interações entre as moléculas passam a ser significativas.</p><p>• Para um gás ideal, o aumento da pressão faz o volume tender a zero.</p><p>Equação de van der Waals</p><p>Correção da pressão ideal</p><p>(devido às forças intermoleculares)</p><p>Correção do volume ideal</p><p>(devido ao volume ocupado pelas moléculas)</p><p>Equação de van der Waals</p><p>Como medir curvas de equilíbrio de fases (diagramas PVT)</p><p>Gases ideais e reais</p><p>H2O</p><p>Diagramas de equilíbrio</p><p>Baixas temperaturas</p><p>• Para baixas temperaturas, as curvas isotermas se</p><p>aproximam das regiões onde ocorre transição de fase.</p><p>Ideal</p><p>Real</p><p>Gases ideais não podem ser liquefeitos</p><p>Pontos críticos no diagrama PV</p><p>• Temperatura crítica de um gás:</p><p>Temperatura acima da qual é</p><p>impossível fazer o equilíbrio</p><p>líquido-vapor</p><p>• Pressão crítica: Pressão de</p><p>condensação do gás em T = Tc</p><p>• Volume crítico: volume em T = Tc</p><p>e P = Pc</p><p>Pontos críticos</p><p>Equações de estado cúbicas e desvio da idealidade</p><p>2v</p><p>a</p><p>bv</p><p>RT</p><p>P −</p><p>−</p><p>=</p><p>Equações de estado de van der Waals</p><p>0)( 3 =− Cvv</p><p>033 3223 =−+− CCC vvvvvv</p><p>023 =−+</p><p></p><p></p><p></p><p></p><p></p><p></p><p></p><p>+−</p><p>CCC</p><p>C</p><p>P</p><p>ab</p><p>v</p><p>P</p><p>a</p><p>v</p><p>P</p><p>RT</p><p>bv</p><p>C</p><p>C</p><p>C</p><p>P</p><p>RT</p><p>v</p><p>8</p><p>3</p><p>=</p><p>C</p><p>C</p><p>P</p><p>TR</p><p>a</p><p>22</p><p>64</p><p>27</p><p>=</p><p>C</p><p>C</p><p>P</p><p>RT</p><p>b</p><p>8</p><p>1</p><p>=</p><p>8</p><p>3</p><p>==</p><p>C</p><p>CC</p><p>C</p><p>RT</p><p>vP</p><p>Z</p><p>Diagramas de compressibilidade</p><p>Para baixas pressões o</p><p>gás se comporta</p><p>como gás ideal</p><p>independente da</p><p>temperatura</p><p>Para altas temperaturas</p><p>(Tr > 2) o gás se comporta</p><p>como</p><p>Ideal, exceto para Pr >> 1</p><p>O desvio de</p><p>comportamento é maior</p><p>perto do</p><p>Ponto crítico.</p><p>RT</p><p>Pv</p><p>Z =</p><p>C</p><p>r</p><p>T</p><p>T</p><p>T =</p><p>C</p><p>r</p><p>P</p><p>P</p><p>P =</p>