Gabaritos_Explicados_Calorimetria_Termodinamica FINAL

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Gabarito Explicado: Calorimetria
Respostas Explicadas
1. Calor necessário: Usamos a fórmula Q = m * c * ΔT. Substituímos os valores: Q = 500 g * 1 cal/g°C * (80°C - 20°C), resultando em 30.000 cal.
2. Temperatura final: Usamos o princípio do equilíbrio térmico. O calor perdido pelo ferro é igual ao ganho pela água. Consideramos os calores específicos e resolvemos a equação para T_f, obtendo aproximadamente 30°C.
3. Calor sensível e calor latente: Calor sensível provoca mudança de temperatura, enquanto calor latente está relacionado à mudança de estado físico sem alteração da temperatura. Exemplos: aquecimento da água e fusão do gelo.
4. Calor necessário: Aplicamos Q = m * L, onde L é o calor latente de fusão. Q = 200 g * 80 cal/g, resultando em 16.000 cal.
5. Calor absorvido: Com Q = m * c * ΔT, temos Q = 300 g * 0,5 cal/g°C * (50°C - 30°C), o que dá 3.000 cal.
6. Calor necessário: Aplicamos Q = m * L para a vaporização. Q = 2.000 g * 540 cal/g, obtendo 1.080.000 cal.
7. Transferência de calor: O calor sempre flui espontaneamente do corpo mais quente para o mais frio até atingir equilíbrio térmico, respeitando a conservação de energia.
8. Temperatura de equilíbrio: Usamos Q_perdido = Q_ganho. Após resolver a equação considerando massas e temperaturas iniciais, encontramos T_f ≈ 44°C.
9. Aplicações práticas: Exemplos incluem aquecedores solares, que aproveitam calor para aumentar a temperatura da água, e processos industriais que dependem de controle térmico.
10. Conversão: Para converter J em cal, usamos a relação 1 cal = 4,18 J. Assim, 8.400 J ÷ 4,18 ≈ 2.008 cal.
Gabarito Explicado: Primeira Lei da Termodinâmica
Respostas Explicadas
1. Definição: A Primeira Lei da Termodinâmica afirma que a energia de um sistema é conservada. A variação da energia interna é dada por ΔU = Q - W.
2. Fórmula: ΔU é a variação da energia interna, Q é o calor trocado (positivo se recebido, negativo se cedido), e W é o trabalho realizado pelo sistema (positivo se realizado, negativo se recebido).
3. Exemplo simples: Usamos ΔU = Q - W. Com Q = 500 J e W = 200 J, temos ΔU = 500 - 200 = 300 J.
4. Sistemas isolados: Não há troca de calor nem trabalho com o meio externo, então ΔU = 0 e a energia interna permanece constante.
5. Aplicações: Exemplos incluem refrigeradores (que convertem trabalho mecânico em calor para resfriar) e motores térmicos (que convertem calor em trabalho útil).
6. Processo isotérmico: Para ΔU = 0, a equação se torna Q = W. Todo o calor recebido é convertido em trabalho.
7. Calor transferido: Usamos ΔU = Q - W e rearranjamos para Q = ΔU + W. Assim, Q = 50 J + 150 J = 200 J.
8. Processo adiabático: Com Q = 0, temos ΔU = -W. A variação da energia interna é igual ao trabalho realizado (com sinal invertido).
9. Processo cíclico: Em ciclos completos, ΔU = 0, pois o sistema retorna ao estado inicial. Assim, o calor trocado é igual ao trabalho realizado (Q = W).
10. Diferenças: - Isotérmico: ΔU = 0 (temperatura constante). Exemplo: expansão lenta de um gás. - Adiabático: Q = 0 (sem troca de calor). Exemplo: compressão rápida. - Isocórico: W = 0 (volume constante). Exemplo: aquecimento de gás em recipiente fixo. - Isobárico: pressão constante, calor e trabalho variam simultaneamente.