Slides Sistemas Térmicos

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Sistemas Térmicos
Prof.: Thiago F. Gomes
thiagog@udf.edu.br
Revisão da Termodinâmica
1 Energia
Capacidade de produzir uma mudança ou realizar trabalho.
2 Primeira Lei
Conservação de energia em um sistema fechado.
3 Segunda Lei
Direção dos processos e eficiência das máquinas térmicas.
Resumo Histórico
Antiguidade
Primeiras observações sobre calor e temperatura.
Século XVII
Desenvolvimento dos primeiros termômetros.
Século XVIII
Teoria do calórico e primeiras máquinas térmicas.
Século XIX
Formulação das leis da termodinâmica.
Bibliografia Recomendada
Consulte a bibliografia recomendada para aprofundar seus conhecimentos em termodinâmica e áreas relacionadas.
Definição de Energia
Capacidade de Mudança
Energia é a capacidade de 
produzir uma mudança ou 
realizar trabalho.
Formas de Energia
Inclui energia cinética, potencial, 
térmica, elétrica, química, entre 
outras.
Unidade SI
A unidade de energia no Sistema Internacional é o Joule (J).
Princípio de Conservação da Energia
Energia Total
A energia total de um sistema isolado 
permanece constante.
1
Transformações
A energia pode ser transformada de uma 
forma para outra.
2
Transferências
A energia pode ser transferida entre 
sistemas, mas não criada ou destruída.
3
Primeira Lei da Termodinâmica
1 Enunciado
A variação da energia interna de 
um sistema é igual à soma do 
calor transferido e do trabalho 
realizado sobre o sistema.
2 Equação
ΔU = Q - W
3 Aplicações
Fundamental para análise de processos termodinâmicos e máquinas térmicas.
Segunda Lei da Termodinâmica
Enunciado de Clausius
O calor não pode fluir espontaneamente de um corpo frio para um 
corpo quente.
Enunciado de Kelvin-Planck
É impossível construir uma máquina térmica que converta todo o 
calor recebido em trabalho.
Termodinâmica Clássica
1 Abordagem 
Macroscópica
Estuda propriedades 
mensuráveis como pressão, 
volume e temperatura.
2 Leis Fundamentais
Baseada nas leis da 
termodinâmica e princípios 
de conservação.
3 Aplicações
Amplamente utilizada em engenharia e processos industriais.
Termodinâmica Estatística
Abordagem Microscópica
Estuda o comportamento de partículas 
individuais em um sistema.
Mecânica Estatística
Utiliza probabilidade e estatística para 
descrever sistemas termodinâmicos.
Conexão com Clássica
Fornece base teórica para os princípios da 
termodinâmica clássica.
Processos de Mudança de Fase
Fusão
Transição do estado sólido para líquido.
1
Vaporização
Transição do estado líquido para gasoso.2
Condensação
Transição do estado gasoso para líquido.
3
Solidificação
Transição do estado líquido para sólido.
4
Introdução às Mudanças de Fase
1 Definição
Mudanças de fase são transições 
entre estados da matéria.
2 Importância
Fundamentais em diversos 
processos naturais e industriais.
3 Energia Envolvida
Requerem adição ou remoção de energia sem mudança de temperatura.
Temperatura de Saturação
Definição
Temperatura na qual uma substância pura 
muda de fase a uma dada pressão.
Pressão de Vapor
Pressão exercida pelo vapor em equilíbrio 
com seu líquido a uma dada temperatura.
Aplicação
Importante no projeto de sistemas de 
refrigeração e geração de vapor.
Pressão de Saturação
Definição
Pressão na qual uma substância pura muda 
de fase a uma dada temperatura.
Relação com Temperatura
Aumenta com o aumento da temperatura.
Importância
Crucial para entender o comportamento de 
fluidos em sistemas térmicos.
Tabelas de Saturação
Temperatura (°C) Pressão de Saturação (kPa)
0 0.61
20 2.34
100 101.4
As tabelas de saturação fornecem propriedades termodinâmicas de substâncias puras na 
condição de saturação.
Calor Latente de Fusão
1 Definição
Energia necessária para mudar 
uma substância do estado sólido 
para líquido.
2 Unidade
Geralmente expresso em kJ/kg 
ou J/g.
3 Exemplo
O calor latente de fusão do gelo é aproximadamente 334 kJ/kg.
Calor Latente de Vaporização
Definição
Energia necessária para mudar uma 
substância do estado líquido para gasoso.
Unidade
Geralmente expresso em kJ/kg ou J/g.
Exemplo
O calor latente de vaporização da água a 
100°C é aproximadamente 2257 kJ/kg.
Efeito da Pressão no Ponto de Ebulição
Elevação (m) Temperatura de Ebulição (°C)
A pressão atmosférica diminui com a altitude, afetando o ponto de ebulição da água.
Diagramas de Propriedades
1 Tipos Comuns
Incluem diagramas T-v, p-v, p-T 
e diagramas de fase.
2 Utilidade
Permitem visualizar relações 
entre propriedades 
termodinâmicas.
3 Aplicações
Essenciais para análise de ciclos termodinâmicos e processos de mudança de 
fase.
Diagrama T-v
Eixos
Temperatura no eixo vertical e volume 
específico no eixo horizontal.
Regiões
Mostra regiões de líquido comprimido, 
mistura líquido-vapor e vapor 
superaquecido.
Curva de Saturação
Separa as regiões de líquido e vapor 
saturados.
Ponto Crítico
Definição
Ponto onde as propriedades do 
líquido e do vapor se tornam 
idênticas.
Importância
Marca o fim da curva de saturação 
no diagrama T-v.
Exemplo
Para a água: 374°C, 22.06 MPa e 0.003106 m³/kg.
Diagrama p-v
Eixos
Pressão no eixo vertical e volume 
específico no eixo horizontal.
Isotermas
Linhas de temperatura constante têm 
tendência descendente.
Região Crítica
Acima do ponto crítico, não há distinção 
clara entre líquido e vapor.
Diagrama p-v para Diferentes Substâncias
Substâncias que se Contraem
Como a água, têm uma inclinação positiva na linha de fusão.
Substâncias que se Expandem
Como o ferro, têm uma inclinação negativa na linha de fusão.
Ponto Triplo
1 Definição
Ponto onde as fases sólida, líquida 
e gasosa coexistem em equilíbrio.
2 Importância
Usado como ponto de referência 
em termometria.
3 Exemplo
Para a água: 0.01°C e 611.73 Pa.
Pontos Triplos de Diferentes 
Substâncias
Substância Temperatura (K) Pressão (kPa)
Água 273.16 0.61
Dióxido de Carbono 216.55 517
Nitrogênio 63.18 12.6
Diagrama p-T (Diagrama de Fase)
Eixos
Pressão no eixo vertical e temperatura no 
eixo horizontal.
1
Linhas de Equilíbrio
Separam as regiões de sólido, líquido e 
vapor.
2
Ponto Triplo
Ponto onde as três linhas de equilíbrio se 
encontram.
3
Superfície p-v-T
1 Representação 3D
Mostra a relação entre pressão, 
volume específico e temperatura.
2 Regiões
Inclui regiões de líquido 
comprimido, vapor 
superaquecido e mistura líquido-
vapor.
3 Utilidade
Permite visualizar todas as propriedades simultaneamente.
Equação de Estado
Definição
Relação matemática entre 
propriedades termodinâmicas de 
uma substância.
Importância
Permite calcular propriedades 
desconhecidas a partir de 
propriedades conhecidas.
Exemplo
A equação de estado do gás ideal: pV = nRT.
Equação de Estado do Gás Ideal
1 Equação
pV = nRT ou pv = RT
2 Variáveis
p (pressão), V (volume), n (número de 
moles), R (constante dos gases), T 
(temperatura)
3 Limitações
Aproximação válida para gases a baixas 
pressões e altas temperaturas.
Constante R do Gás
Definição
R = Ru / M, onde Ru é a constante 
universal dos gases e M é a massa molar.
Unidades Comuns
J/(kg·K), kJ/(kg·K), kPa·m³/(kg·K)
Importância
Varia para cada gás, relacionando suas 
propriedades específicas.
Constante Universal dos Gases 
Ru
Valor de Ru Unidades
8.31447 kJ/(kmol·K)
0.08206 L·atm/(mol·K)
1.9872 cal/(mol·K)
A constante universal dos gases é a mesma para todas as substâncias.
Massa Molar (Peso Molecular)
1 Definição
Massa de um mol da substância, 
expressa em kg/kmol ou g/mol.
2 Relação
m = NM, onde m é a massa, N é o 
número de moles e M é a massa molar.
3 Importância
Fundamental para cálculos 
estequiométricos e termodinâmicos.
Propriedades de Gases Ideais
Gás Fórmula Massa Molar 
(kg/kmol)
R (kJ/kg·K)
Ar - 28.97 0.287
Nitrogênio N2 28.013 0.2968
Oxigênio O2 31.999 0.2598
Formas da Equação de Estado de 
Gás Ideal
1 Base Molar
pV̄ = NRuT
2 Volume Específico Molar
pv̄= RuT
3 Base Mássica
pV = mRT
Gás Ideal vs. Gás Real
Gás Ideal
Obedece exatamente à equação pv = RT em 
todas as condições.
Gás Real
Desvia-se da equação do gás ideal, 
especialmente a altas pressões e baixas 
temperaturas.
Aplicabilidade
Muitos gases se comportam como ideais 
em condições normais de temperatura e 
pressão.
Fator de Compressibilidade
1 Definição
Z = pv / RT, mede o desvio 
do comportamento do gás real 
em relação ao gás ideal.
2 Interpretação
Z = 1 para gás ideal, Z ≠ 1 para 
gás real.
3 Utilidade
Permite corrigir a equação do gás ideal para gases reais: pv = ZRT.
Princípio dos Estados Correspondentes
Conceito
Gases se comportam de maneira similar 
quando comparados em estados 
correspondentes.
Estados Correspondentes
Definidos por propriedades reduzidas: TR 
= T/Tcr, pR = p/pcr, vR = v/(RTcr/pcr).
Aplicação
Permite prever propriedades de gases 
usando dados de gases similares.
Outras Equações de Estado
1 Van der Waals
(p + a/v²)(v - b) = RT
2 Beattie-Bridgeman
p = RuT/v̄² (1 - c/v̄T³)(v̄ + B) 
- A/v̄²
3 Benedict-Webb-Rubin
Equação mais complexa com oito constantes empíricas.
Equação de Estado: Van der Waals
Equação
(p + a/v²)(v - b) = RT
Constantes
a = 27R²Tcr²/(64pcr), b = RTcr/(8pcr)
Vantagem
Considera o volume das moléculas e as 
forças intermoleculares.
Equação de Estado: Beattie-Bridgeman
1 Equação
p = RuT/v̄² (1 - c/v̄T³)(v̄ + B) - A/v̄²
2 Constantes
A, B, a, b, c são constantes específicas 
para cada gás.
3 Aplicação
Mais precisa que Van der Waals para 
uma faixa maior de pressões.
Equação de Estado: Benedict-
Webb-Rubin
1 Complexidade
Utiliza oito constantes empíricas 
para maior precisão.
2 Aplicação
Adequada para hidrocarbonetos e 
suas misturas.
3 Limitação
Requer determinação experimental das constantes para cada gás.
Equação de Estado: Virial
Forma Geral
p = RT/v + a(T)/v² + b(T)/v³ + ...
Vantagem
Pode ser expandida para maior precisão.
Coeficientes
a(T), b(T), etc., são funções da 
temperatura.
Comparação de Equações de Estado
Precisão Complexidade
Comparação qualitativa da precisão e complexidade das diferentes equações de estado.
Trabalho de Fronteira Móvel
1 Definição
Trabalho realizado por um 
sistema devido à mudança de 
volume contra uma pressão 
externa.
2 Equação
W = ∫ p dV
3 Importância
Fundamental para análise de ciclos termodinâmicos e máquinas 
térmicas.
Processo Politrópico
Definição
Processo que segue a relação pVⁿ = 
constante.
Expoente n
Determina o tipo específico de processo 
(isotérmico, isobárico, etc.).
Aplicações
Modelagem de processos em compressores, 
turbinas e motores.
Trabalho em Processos 
Politrópicos
Equação Geral
W = (p₂V₂ - p₁V₁) / (1 - n) para n ≠ 1
Caso Especial
W = p₁V₁ ln(V₂/V₁) para n = 1 
(processo isotérmico)
Interpretação
O trabalho depende do caminho do processo, não apenas dos estados inicial e 
final.
Balanço de Energia em Sistemas Fechados
Primeira Lei
Q - W = ΔE = ΔU + ΔEC + ΔEP
1
Calor (Q)
Energia transferida devido a diferença de 
temperatura.2
Trabalho (W)
Energia transferida por forças atuando 
através de uma distância.
3
Energia Interna (U)
Soma das energias microscópicas das 
partículas do sistema.
4
Componentes do Balanço de 
Energia
1 Energia Interna
ΔU = m(u₂ - u₁)
2 Energia Cinética
ΔEC = ½m(V₂² - V₁²)
3 Energia Potencial
ΔEP = mg(z₂ - z₁)
Aplicações do Balanço de Energia
Processos Industriais
Análise de eficiência em reatores químicos 
e trocadores de calor.
Sistemas de Potência
Avaliação de desempenho em turbinas, 
compressores e motores.
Sistemas de Refrigeração
Cálculo de coeficiente de performance em 
ciclos de refrigeração.
Calor Específico
1 Definição
Quantidade de energia necessária 
para elevar a temperatura de uma 
unidade de massa em 1°C.
2 Calor Específico a Volume 
Constante (cv)
Medido em processo a volume 
constante.
3 Calor Específico a Pressão Constante (cp)
Medido em processo a pressão constante.
Relação entre cp e cv
Equação de Mayer
cp - cv = R para gases ideais
Razão de Calores Específicos
k = cp / cv
Importância
Fundamental para análise de processos 
adiabáticos em gases.
Processos Quase-estáticos
Definição
Processos que ocorrem tão lentamente que 
o sistema está sempre próximo do 
equilíbrio.
Características
Podem ser representados por uma série de 
estados de equilíbrio.
Importância
Permitem análise simplificada de 
processos termodinâmicos.
Processos Reversíveis e Irreversíveis
Processo Reversível
Pode ser revertido sem deixar alterações no 
sistema ou vizinhança.
Processo Irreversível
Não pode ser revertido sem deixar 
alterações no sistema ou vizinhança.
Realidade
Todos os processos reais são irreversíveis; 
reversibilidade é uma idealização.
Eficiência Termodinâmica
1 Definição
Razão entre a saída desejada e 
a entrada necessária em um 
processo termodinâmico.
2 Máquinas Térmicas
η = Trabalho líquido / Calor 
fornecido
3 Refrigeradores
COP = Calor removido / Trabalho fornecido
Ciclo de Carnot
Definição
Ciclo termodinâmico ideal, totalmente 
reversível.
1
Etapas
Duas isotérmicas e duas adiabáticas.2
Importância
Estabelece o limite máximo teórico de 
eficiência para máquinas térmicas.
3
Eficiência
η = 1 - TC / TH
4
Entropia
Definição
Medida da desordem molecular de um 
sistema.
Segunda Lei
A entropia de um sistema isolado sempre 
aumenta em processos irreversíveis.
Cálculo
ΔS = ∫ dQ/T para processos reversíveis
Exergia
Definição
Máximo trabalho útil que pode ser extraído 
de um sistema em relação a um estado de 
referência.
Importância
Mede a qualidade da energia, não apenas a 
quantidade.
Aplicação
Útil para otimização de processos e 
sistemas energéticos.
Análise Exergética
1 Objetivo
Identificar e quantificar as ineficiências 
em sistemas termodinâmicos.
2 Destruição de Exergia
Causada por irreversibilidades no 
processo.
3 Eficiência Exergética
Razão entre a exergia útil e a exergia 
fornecida.
Ciclos Termodinâmicos Práticos
Os ciclos termodinâmicos práticos incluem o ciclo Rankine para geração de energia, o ciclo Otto para motores de combustão interna e o ciclo de 
refrigeração por compressão de vapor.
Até semana que vem!
Obrigado pela sua participação. Nos vemos no próximo encontro!
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