Revisão de Temodinâmica - Petrobrás

Prévia do material em texto

Módulo: 
Termodinâmica 
 
Conceitos e definições 
Sadi Carnot 
1796 - 1832 
James Joule 
1818 - 1889 
Rudolf Clausius 
1822 - 1888 
Wiliam Thomson 
Lord Kelvin 
1824 - 1907 
Emile Claupeyron 
1799 - 1864 
Alguns ilustres pesquisadores 
que construiram a termodinâmica 
A termodinâmica 
Parte da física que trata da transformação da energia térmica em 
energia mecânica e vice-versa. 
Calor 
É a transferência de energia entre corpos à diferentes temperaturas. 
 
Unidades de calor: 
 
 SI:Joule  J 
 
 Caloria  Quantidade de calor necessária para elevar em 1 ºC a 
temperatura de 1 g de água. 
 1 cal = 4,186 J 
 
 Btu (British thermal unit)  Quantidade de calor necessária para elevar em 1 
ºF a temperatura de 1 lbm de água. 
 1 Btu = 1.055,06 J 
Propriedade 
 Propriedade 
Características macroscópicas de um sistema: 
não dependem da história do sistema; 
a mudança de seu valor entre dois estados é independente do 
processo. 
 
Exemplos 
massa, volume, energia, pressão e temperatura. 
Propriedades intensivas 
São independentes da massa do sistema. 
Ex.: pressão, temperatura, massa específica 
 
Propriedades extensivas 
São dependentes da massa do sistema. 
Ex.: massa, volume 
Medida de Pressão 
P = Pex + r g h 
Manômetros 
(a) Tubo fechado 
 
(b) Tubo aberto 
Estado 
Estado 
Condição do sistema, como descrito por propriedades 
macroscópicas observáveis. 
 
O estado pode ser caracterizado por um subconjunto 
de propriedades. 
Processo e Ciclo 
Processo 
É o caminho definido pela sucessão de estados através dos 
quais o sistema percorre. Para ocorrer uma mudança de 
estado, é necessário que pelo menos uma propriedade do 
sistema se altere. 
 
Ciclo termodinâmico 
Seqüência de processos que começam e terminam em um 
mesmo estado. 
Comportamento P-V-T 
das substâncias puras 
Substância pura 
É aquela que possui a mesma composição química independente da 
fase em que se apresente. 
 
Ex.: mistura de gelo e água líquida, ou água líquida e vapor. 
Qualidade, ponto de orvalho 
e ponto de bolha 
Qualidade: é a fração em massa do vapor na mistura deste com 
O seu líquido em equilíbrio. 
 
Ponto de orvalho: ponto em que inicia a condensação quando 
A temperatura é reduzida a pressão constante, para um sistema 
De composição invariável. 
 
Ponto de bolha: temperatura na qual o líquido puro ou uma 
solução inicia a evaporação quando é submetido a um 
aquecimento a pressão constante. 
Diagrama P x T 
Propriedades críticas 
Propriedades críticas de algumas substâncias: 
Substância 
Temperatura 
crítica (K) 
Pressão crítica 
(kgf/cm2) 
Água 647,3 225,6 
Ácido acético 594,8 59,0 
Bromo 584 105,4 
Etanol 516,3 65,1 
Metanol 513,2 81,1 
Acetona 508,0 48,6 
Dióxido de carbono 304,2 75,4 
Metano 190,7 88,3 
Monóxido de carbono 133,0 35,6 
Ar 132,5 38,4 
Hidrogênio 33,3 13,2 
PROPRIEDADES DOS GASES 
O Gás Perfeito 
moléculas (ou átomos) em movimento 
• Movimento aumenta com aumento da Temperatura 
• Moléculas muito separadas umas das outras 
• Trajetórias muito pouco perturbadas por 
 forças intermoleculares 
Os estados dos gases 
Estado físico : definido por propriedades físicas 
Gás puro: 
Volume que ocupa, V 
Quantidade de substância (número de moles) , n 
Pressão, P 
Temperatura , T 
Se três variáveis especificadas  quarta variável fixada 
Equação de Estado: 
 P = f ( T, V, n) 
O gás ideal 
Grandezas fundamentais de um gás: 
P = pressão 
V = volume 
T = Temperatura 
P.V = n.R.T 
Equação de um gás ideal: 
Lei dos Gases perfeitos ou ideais 
P V = n R T 
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP) 
T = 0o C = 273,15 K 
P = 1 atm 
Maior interação 
Volume molar: Vm Vm = V / n 
Princípio de Avogadro: 
 
“Volumes iguais de gases, nas mesmas condições 
de temperaturas e pressão contêm o mesmo 
número de moléculas” 
V = constante x n 
A constante de proporcionalidade é independente da identidade do gás 
Misturas de gases 
A pressão exercida por uma mistura de gases é a soma das 
pressões parciais dos gases que a compõem 
Lei de Dalton 

i
iPP
PxP ii 
xi = fração molar 
Gases Reais 
Interações entre as moléculas gasosas 
Forças de atração Forças de repulsão 
Interações de curto 
alcanço 
distancia inter-molecular 
pequena 
Pressão alta 
Alcanço relativamente 
grande 
pressões moderadas 
Gases Reais 
Fator de compressibilidade: Z 
0
m
m
V
V
perfeitogásumdemolarvolume
gásdomolarvolume
Z 
RT
PV
Z m
como 
P
RT
Vom 
Fluído Supercrítico: passa da região de líquido para 
a região de gás sem atravessar a fronteira que 
representa a transição de fases, isto é, a mudança 
ocorre continuamente, sem a identificação de duas 
fases coexistindo. 
Fator de compressibilidade 
É um coeficiente que representa o desvio das propriedades de 
um gás ideal que um gás real apresenta. 
É designado pela letra Z, sendo que: 
 
 
 
 
 
 
 
Para os gases ideais, Z = 1. 
RT 
V P 
Z = 
Desvios da idealidade: 
 
Variação com a temperatura 
Pressão 
Considera-se um recipiente cilíndrico, que contém um gás ideal, provido de 
um êmbolo, de área A, que pode deslocar-se sem atrito, submetido a uma 
força resultante de intensidade F exercida pelo gás, como mostra a figura. 
 
 
 
 
 
 
 
A pressão que o gás exerce sobre o êmbolo é dada por: 
F
P
A

F A 
P 
Trabalho numa transformação 
Expansão 
O volume aumenta e o gás "realiza trabalho" sobre o meio 
externo. O trabalho é positivo, pois é feito pelo gás. 
Deslocamento 
do pistão 
área do 
pistão 
W = P (Vf – Vi) 
 
Vf > Vi 
 
W > 0 
Trabalho numa transformação 
Compressão 
O volume diminui e o gás “recebe trabalho“ do meio externo. 
W = P (Vf – Vi) 
 
Vf < Vi 
 
W < 0 
Deslocamento 
do pistão 
área do 
pistão 
Transformações gasosas 
Transformações isotérmicas 
São aquelas que ocorrem a temperatura constante. Nestas 
condições, para um sistema hermeticamente fechado, temos: 
2 2 1 1 V P V P    
Transformações gasosas 
Transformações isobáricas 
São aquelas que ocorrem a pressão constante. 
2 
2 
1 
1 
T 
V 
T 
V 
 
A primeira lei da 
termodinâmica 
Transformações 
1a Lei da Termodinâmica 
ΔU = U2 – U1 
Variação Energia Interna 
W > 0 → energia que sai do sistema 
W < 0 → energia que entra no sistema 
Q > 0 → calor que entra no sistema 
Q < 0 → calor que sai do sistema 
1a Lei 
Q = W + ΔU 
Sistema Fechado 
∆U = Q - W 
Gás 
Expansão nula 
W = 0 
Δ U = Q = (mc)gás ΔT 
Como (mc)gás = ctc 
ΔU depende apenas 
de ΔT. 
ΔT = 0 → ΔU = 0 
ΔT > 0 → ΔU > 0 
ΔT < 0 → ΔU < 0 
 Como U é uma 
variável de 
estado, ΔU não 
depende do 
processo. 
Variação da Energia Interna 
A energia interna de um gás é função apenas 
da temperatura absoluta T. 
PVUH 
Energia interna 
Energia interna (U) de um gás: 
Está associada à energia cinética de translação e 
rotação das moléculas. 
Podem também ser consideradas a energia de 
vibração e a energia potencial molecular 
(atração). 
No caso dos gases ideais, apenas a energia 
cinética de translação é considerada. 
Portanto, a variação da energia interna (DU) 
depende unicamente da variaçãode temperatura 
(DT). 
A variação de entalpia de uma reação pode ser 
calculada, conhecendo-se apenas as entalpias 
de formação dos seus reagentes e produtos. 
DH = DH(produtos) – D H(reagentes) 
Transformações gasosas 
Transformações adiabáticas 
São aquelas que ocorrem sem troca de calor. Nestas condições, 
para um sistema hermeticamente fechado, temos: 
Isolamento sendo 
g g 
 
2 2 1 1 V P V P 
v 
p 
C 
C 
 g 
∆V = V2 -V1 
∆U = Q - W 
W 
depende de 
como a pressão 
e volume mudam 
no processo. 
W = F.d 
F = P.S 
W = P.S.d 
W = P.ΔV 
. 
O trabalho que 
atravessa a fronteira 
depende do processo? 
PVUH 
A segunda lei da 
termodinâmica 
1a Lei da 
Termodinâmica 
A energia total do Universo, 
com ou sem transformações, 
permanece constante. 
2a Lei da 
Termodinâmica 
A disponibilidade de energia para 
realização de trabalho diminui 
após cada transformação 
2a Lei da Termodinâmica 
Entropia 
A segunda lei da termodinâmica 
Os processos espontâneos possuem uma direção 
definida: 
Corpo quente  esfriamento  equilíbrio; 
Vaso pressurizado  vazamento  equilíbrio; 
 
A segunda lei e suas deduções propiciam meios para: 
predizer a direção dos processos; 
estabelecer condições de equilíbrio; 
determinar qual o melhor desempenho teórico dos ciclos, 
motores e outros dispositivos; e 
avaliar quantitativamente os fatores que impedem que esse 
melhor desempenho seja atingido. 
Enunciados da segunda lei da termodinâmica 
Enunciado de Kelvin-Planck 
É impossível para qualquer sistema operar em um ciclo 
termodinâmico e fornecer trabalho líquido para sua vizinhança 
trocando energia na forma de calor com um único reservatório 
térmico. 
Classe especial de sistema fechado que mantém constante sua 
temperatura mesmo que energia esteja sendo recebida ou 
fornecida pelo sistema. 
 
Exemplo: 
atmosfera; 
grandes massas de água: oceanos, lagos. 
 
Reservatório térmico 
Entropia 
 É uma propriedade extensiva de um sistema termodinâmico 
(depende apenas do estado inicial e final) que aponta a 
espontaneidade dos processos. Processos ditos espontâneos ou 
irreversíveis são aqueles que tendem a um aumento de entropia. 
 
 Para processos reversíveis, define-se como: 
L
L
H
H
T
Q
T
Q
S D
 
 
55 
TEORIA DE COLISÕES 
 ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) - é a energia mínima necessária 
para que se inicie uma reação. 
COMPLEXO ATIVADO - A espécie formada transitoriamente pelas 
 moléculas de reagentes, como resultado da colisão, antes da formação 
 do(s) produto(s). 
 número de colisões 
Velocidade α 
 segundo 
56 
Perfis de energia potencial 
Reação exotérmica 
Reação endotérmica 
Máquina Térmica 
O funcionamento de uma máquina térmica está associado à: 
 presença de uma fonte quente (que fornece calor ao sistema); 
 à presença de uma fonte fria (que retira calor do sistema) 
 à realização de trabalho. 
Princípio da máquina térmica 
Refrigeradores 
O funcionamento de um refrigerador está associado à: 
 fornecimento de trabalho; 
 presença de uma fonte quente (à qual o calor é fornecido); 
 à presença de uma fonte fria (da qual o calor é retirado). 
Energia livre de Gibbs 
• Para avaliar as mudanças na entropia entalpia de um 
sistema, o professor J. Williard Gibbs (1839-1903), da 
Universidade de Yale, definiu uma função termodinâmica 
que hoje leva seu nome,a Energia livre de Gibbs; 
 
• DG = DH - TDS 
Energia Livre de Gibbs 
• A energia livre de Gibbs (DG) mede a 
espontaneidade de um processo, isto é, o quanto 
o processo é favorável aos produtos. 
 
• DG é uma função de estado. Assim como a 
entalpia depende apenas do estado inicial e final 
 
• Valores negativos para a DG indicam que o 
processo é espontâneo (favorável aos produtos). 
 
• Valores positivos indicam que o processo é não-
espontâneo (“favóravel aos reagentes”) 
 Aplicações 
Industriais 
ruimota@cefetba.br- 82049930 
Trocadores de contato direto 
• Neste trocador os 
fluidos se 
misturam,alem de 
troca térmica há 
também a 
transferência de 
massa,sua 
aplicação esta 
limitada a fluidos 
permissíveis. 
ruimota@cefetba.br- 82049930 
Classificação de acordo a construção 
 
ruimota@cefetba.br- 82049930 
Tipo casco tubo 
• Construído de tubos 
circulares,trabalham 
com líquido-
líquido(um ou duas 
fases),tem grande 
eficiência com gás –
gás principalmente a 
elevadas 
temperaturas e 
pressões,podem ser 
carcaça-tubo,duplo 
tubo ou espiral 
ruimota@cefetba.br- 82049930 
Trocador tipo tubo duplo 
• Consiste em dois 
tubos 
concêntricos,de 
construção simples 
onde um fluido escoa 
pelo tubo interno e o 
outro pela parte 
anular entre tubos 
em contra fluxo ou 
contra 
corrente,geralmente 
usado para 
pequenas 
capacidades. 
ruimota@cefetba.br- 82049930 
Trocador de serpentina 
• Este tipo consiste 
de uma ou mais 
serpentinas 
ordenada em uma 
carcaça,possui 
alta eficiência e 
as expansões 
térmicas não são 
problemas ,porém 
a limpeza é 
complicada. 
ENERGIA 
• Por definição, energia é a capacidade que um corpo tem de 
realizar um trabalho ou uma ação. 
 
• A energia potencial é a energia que está relacionada a um corpo 
em função da posição que ele ocupa. é aquela armazenada em 
um corpo ou objeto quando esse é submetido a certas condições, 
como gravidade (g), elasticidade, eletricidade ou magnetismo. 
Sua intensidade varia conforme a massa (m) do corpo e sua 
posição ou altura(h) em relação a um nível de referencia. 
Epg = m . g . h 
A energia mecânica (Emec) de um sistema é a 
soma da energia cinética e da energia potencial. 
Duas substâncias que reagem entre si não demonstram a existência de 
energia no seu interior, quando separadas, mas quando juntas podem 
transformar-se numa outra (ou outras). Quando se dá uma reação 
química estamos perante uma demonstração de que havia energia 
potencial química 'guardada' nas substâncias originais, capaz de 
provocar alterações ao nível estrutural.