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Termodinamica
1- Resumo histórico
Embora os princípios da termodinâmica existam desde a criação do universo, a termodinâmica só surgiu como ciência aquando da construção das primeiras máquinas a vapor, em Inglaterra, por Thomas Savery em 1697 e Thomas Newcomem em 1772. 
Estas máquinas eram muito lentas e ineficientes mas abriram o caminho para o desenvolvimento desta ciência nova.
A primeira e a segunda leis da termodinâmica surgiram simultaneamente por volta de 1850, principalmente através dos trabalhos de William Rankine, Rudolph Clausius e Lord Kelvin (anteriormente William Thompsom). 
O termo termodinâmica foi usado pela primeira vez por Lord Kelvin numa publicação de 1849.
 
O primeiro compêndio de termodinâmica foi escrito em 1859 por William Rankine, então professor na Universidade de Glasgow.
 Termodinâmica e energia
A termodinâmica pode ser definida como a ciência da energia. 
Embora se tenha a percepção do que é energia, é difícil defini-la com precisão, a energia pode ser vista como a capacidade de provocar alterações.
A palavra termodinâmica advém das palavras gregas therme (calor) e dynamis (potência), sendo a melhor descrição os primeiros esforços para converter calor em potência.
Hoje em dia, este termo é utilizado para incluir todos os aspectos relacionados com a energia e as suas transformações, incluindo a sua produção, refrigeração e relações existentes entre propriedades da matéria.
Uma das principais leis da natureza é o princípio de conservação de energia. 
Este estabelece que durante uma interacção a energia pode mudar de forma, mas que a quantidade total permanece constante, ou seja, a energia não pode ser criada ou destruída.
A primeira lei da termodinâmica expressa o princípio de conservação da energia e estabelece que a energia é uma propriedade termodinâmica. 
A segunda lei da termodinâmica estabelece que a energia tem qualidade e quantidade, e que os processos reais ocorrem na direcção da qualidade decrescente da energia.
A lei zero da termodinâmica estabelece que, se dois corpos estão em equilíbrio térmico com um terceiro corpo, eles estão também em equilíbrio térmico entre si.
Áreas de aplicação da termodinâmica
Não é necessário procurar muito para encontrar aplicações da termodinâmica. Estas estão inseridas nas nossas vidas quotidianas.
 Um lar comum é, em certos aspectos um mostruário das maravilhas da termodinâmica
 Muitos utensílios e electrodomésticos são desenhados, em parte ou como um todo, com base nos princípios termodinâmicos.
Alguns exemplos são: os electrodomésticos a gás ou eléctricos, aparelhos de aquecimento ou refrigeração, o frigorífico, o desumidificador, a panela de pressão o esquentador, o chuveiro, o ferro de engomar e até o computador, a televisão e vídeo.
Numa escala maior, a termodinâmica desempenha um papel mais vasto no projecto e análise de motores de combustão interna, foguetes, motores a jacto e centrais eléctricas convencionais ou nucleares. 
Devemos também mencionar o corpo humano como uma área de aplicação da termodinâmica, pelo facto de transformar a energia química dos alimentos em energia mecânica ou energia calorífica.
Definição de temperatura
Ainda que a temperatura seja uma propriedade bastante familiar, é difícil encontrar-se uma definição exacta para ela.
Devido a essas dificuldades para definir temperatura, definimos igualdade de temperaturas.
Consideremos dois blocos de cobre, um quente e outro frio, cada um em contacto com um termómetro de mercúrio. 
Se colocarmos esses blocos em contacto térmico, verificamos que a resistência eléctrica do bloco quente decresce e a do bloco frio cresce com o tempo, o mesmo acontecendo com as dimensões e temperaturas dos blocos
Podemos dizer, portanto, que os dois corpos possuem igualdade de temperatura, quando nenhuma mudança ocorre em qualquer das propriedades observáveis, quando eles estão em contacto térmico.
A lei zero da termodinâmica estabelece que, se dois corpos estão em equilíbrio térmico com um terceiro corpo, eles estão também em equilíbrio térmico entre si.
Ao substituir-se o terceiro corpo por um termómetro, a lei zero pode ser escrita como: dois corpos estão em equilíbrio térmico se ambos apresentarem o mesmo valor de medição de temperatura, mesmo que não estejam em contacto.
Escalas de temperatura
As escalas de temperatura permitem utilizar uma base comum para medições, tendo sido desenvolvidas diversas ao longo do tempo. 
Todas elas baseadas em estados da matéria facilmente reproduzíveis, tais como o ponto de fusão e de ebulição da água.
Valores nas diversas escalas para os pontos de ebulição e fusão da água à pressão de 1 atm e do zero absoluto 
Escala Celsius presentemente a mais utilizada (anteriormente designada escala Centígrada) (ºC)
 
Escala Réaumur muito pouco utilizada (ºR)
Escala Fahrenheit utilizada pelo sistema inglês (ºF)
Escala Kelvin é a escala termodinâmica utilizada no SI (K)
Escala Rankine é a escala termodinâmica utilizada pelo sistema inglês (R)
Equivalências entre temperaturas
Termómetros 
Tipos de termómetros
Capilares com líquido ; Termístores
Resistencia de platina; Termopares
Bimetálicos ; Pressão de vapor
Termo-higrómetro; Fita indicadora autocolante
Termómetros especiais ; Registadores de temperatura
Capilares com líquido – estes termómetros baseiam-se na expansibilidade dos líquidos quando sujeitos a aumentos de temperatura. 
São construídos normalmente, por um tubo capilar, em vidro, ligado a um bolbo com líquido apropriado. 
Uma escala ao longo do tubo, devidamente calibrada, permite a leitura directa da temperatura. 
O tipo mais comum é o de mercúrio. 
Devido á grande fragilidade deste, não deve ser utilizado em aplicações onde seja perigoso o derrame de mercúrio, como seja a indústria alimentar.
Outro fluído correntemente utilizado é o álcool que sendo mais barato pode também ser utilizado a temperaturas inferiores às do mercúrio.
De resistência de platina – a resistividade eléctrica dos metais varia com a temperatura.
 O níquel, o cobre e o tungsténio são exemplos de metais utilizados para esse efeito. 
No entanto a platina é o metal que apresenta melhores características, pois apresenta uma relação resistividade – temperatura muito linear e estável (no tempo).
Têm uma resolução melhor do que 0,1 ºC e devido à largura de banda e à grande exactidão de resposta são considerados instrumentos padrão para calibração de outros instrumentos de medição de temperatura.
Termístores – a resistividade de certos materiais não metálicos pode, também variar com a temperatura, fenómeno que pode ser aproveitado para medir este parâmetro.
Um termístor é constituído por um material semi-condutor com a propriedade referida.
Como se podem construir termistores muito pequenos, os seus tempos de resposta são virtualmente instantâneos pelo que podem ser utilizados com vantagens para efectuar medições de substâncias com rápidas variações de temperatura, sem erros apreciáveis.
Termopares – as diferenças de temperatura entre dois metais diferentes criam uma diferença de potencial que produz uma corrente eléctrica, designada por corrente de Seebeck.
Têm grande sensibilidade, fácil monitorização, pequenas dimensões e consequentemente pequena capacidade calorífica, possibilidade de utilização numa larga banda de temperaturas (+2000 ºC a – 200 ºC).
Bimetálicos – estes termómetros baseiam-se no fenómeno de dilatação dos sólidos quando sujeitos a um aumento de temperatura. 
Assim se dois metais com diferentes coeficientes de expansão térmica estiverem ligados entre si e sujeitos a aquecimento irão deformar-se.
É utilizado em larga escala na indústria devido à sua robustez, apesar de não oferecer grande exactidão.
De pressão de vapor – este tipo de instrumento de medida é constituído por um bolbo metálico parcialmente cheio com um líquido termométrico ligado por um tubo de pequeno diâmetro, a um aparelho que converta
pressão em deslocamento dum ponteiro. 
A variação da temperatura do bolbo tem como consequência o aumento da pressão de vapor a qual pode ser lida no aparelho de medida já convertida em temperatura.
Termo-higrómetros – é composto por um termómetro de bolbo seco e um outro de bolbo húmido. 
Da diferença de temperaturas entre ambos determina a humidade relativa existente no ar.
Fita indicadora autocolante – este tipo de fita é utilizado quando se quer um registo permanente ou quando o acesso ao processo a medir não é possível durante a operação. 
O indicador consiste numa substância cuja coloração depende da temperatura. 
 Este indicador tem o defeito de ser irreversível (não pode voltar a ser utilizado).
Termómetros especiais – existem termómetros e pirómetros por infra – vermelhos e pirómetros ópticos.
 (pirómetros são utilizados na medição de temperaturas muito elevadas por exemplo fundição de metais).
Registadores de temperatura – estão associados a termómetros e efectuam o registo contínuo das temperaturas normalmente através de um gráfico em papel e mais recentemente através de registo informático.
Unidades de pressão efatoresde conversão
 
Pa
bar
at
atm
Torr
psi
1Pa
≡ 1 N/m²
= 10−5bar
≈ 10,2·10−6at
≈ 9,87·10−6atm
≈ 7,5·10−3Torr
≈ 145·10−6psi
1 bar
= 100 000Pa
≡ 106dyn/cm²
≈ 1,02at
≈ 0,987atm
≈ 750Torr
≈ 14,504 psi
1at
= 98 066,5Pa
= 0,980665 bar
≡ 1kgf/cm²
≈ 0,968 atm
≈ 736Torr
≈ 14,223psi
1 atm
= 101 325 Pa
= 1,01325 bar
≈ 1,033 at
≡ 101 325Pa
= 760Torr
≈ 14,696psi
1 Torr
≈ 133,322 Pa
≈ 1,333·10−3bar
≈ 1,360·10−3at
≈ 1,316·10−3atm
≡ 1mmHg
≈ 19,337·10−3psi
1 psi
≈ 6894,757 Pa
≈ 68,948·10−3bar
≈ 70,307·10−3at
≈ 68,046·10−3atm
≈ 51,7149Torr
≡ 1lbf/in²
A influência do calor nos corpos
Quando elevamos a temperatura dum corpo ele dilata-se.
Quando baixamos a temperatura dum corpo ele contrai-se.
É esta variação que nos permite avaliar a temperatura dum corpo. 
Para isso usam-se termómetros, nos quais se emprega um corpo tal que a cada valor de temperatura corresponde um só valor de volume. 
Quer dizer, tal corpo apresenta uma dilatação regular, isto é, uma dilatação proporcional à elevação de temperatura. 
Calor sensível e latente
Quando um corpo recebe ou cede calor, ocorre uma transformação: Variação de temperatura ou mudança de estado físico. 
No primeiro caso, dizemos que se trata de calor sensível e no segundo de calor latente.
Exemplo: 
Ao aquecermos água num recipiente, à pressão atmosférica, a água vai aumentando a sua temperatura até atingir os100 ºC (calor sensível).
 
Se continuar-mos a fornecer calor à água ela mantêm-se nos 100 ºC, mas muda de fase, ou seja transforma-se em vapor, (calor latente). 
Que no caso da água nestas condições é de 2257,1 kJ/kg.
 Diferença entre sensação e temperatura
Se tocarmos numa régua metálica e numa de madeira que se encontrem colocadas sobre uma mesa. 
A régua metálica parece mais fria que a de madeira, embora ambas estejam à mesma temperatura.
Matéria é feita de partículas (átomos, moléculas) que estão sempre em movimento desordenado (vibração em torno de uma posição média).
Portanto têm uma energia cinética média diferente de zero (mesmo que a matéria esteja parada).
Temperatura mede essa energia cinética média.
Calor é a transmissão dessa energia (cinética); energia “em movimento”. 
Calor é energia, portanto mede-se em J ou cal.
Celcius ou centígrados (C): 0 C = gelo, 100 C = vapor.
Qual a temperatura quando não há nenhum
movimento?
Zero absoluto: -273 C. Não há temperatura menor.
Escala kelvin (K):
K = C + 273
C = K - 273 
Capacidade Calorifica
Quantidade de calor “armazenado”
 
 
 Substância Pura 
Uma substância que tenha a mesma composição química em todo seu volume é chamada substância pura. 
A água, o azoto, o hélio e o dióxido de carbono são exemplos de substâncias puras.
 Contudo, uma substância pura não tem de ser de um único elemento químico ou composto. 
Uma mistura de elementos químicos ou compostos pode ser qualificada como substância pura desde que a mistura seja homogénea. 
Por exemplo, o ar é uma mistura de diversos gases, sendo vulgarmente considerado como uma substância pura, visto ter uma composição química uniforme
Porém, uma mistura de óleo e água não pode ser considerada, visto que ambos não são solúveis, acumulando-se o óleo à superfície, formando-se duas regiões quimicamente dissimilares.
 A mistura de duas ou mais fases de uma substância pura continua a ser uma substância pura desde que a composição química de todas as fases seja a mesma (Figura 2-2). 
Por exemplo, a mistura de gelo e água líquida é uma substância pura, porque ambas as fases têm a mesma composição química.
A mistura de ar líquido e gasoso não é uma substância pura visto que ambos apresentam composições químicas diferentes, não sendo a mistura quimicamente homogénea. 
Isto deve-se a os componentes do ar terem temperaturas de condensação diferentes a uma dada pressão.
 
 
 Fases de uma substância pura
Todos sabemos por experiência própria que as substâncias existem em fases diferentes.
 
À pressão e temperatura ambiente, o cobre é um sólido, o mercúrio um líquido e o azoto um gás.
Embora existam três fases principais - sólido, líquido e gasoso -,uma substância pode ter diversas fases contidas numa principal, cada uma com uma estrutura molecular diferente.
Quando se estudam as fases ou as suas mudanças em termodinâmica, não é necessário preocupar-se com a estrutura molecular e o seu comportamento.
Contudo, é muito útil ter-se algum conhecimento dos fenómenos moleculares envolvidos em cada fase, e uma discussão das suas transformações é apresentada em seguida.
As ligações moleculares são mais fortes nos sólidos e mais fracas nos gases. 
Uma das razões é que as moléculas no primeiro caso encontram-se mais próximas umas das outras, enquanto que nos gases exibem mais espaço entre elas.
As moléculas num sólido estão dispostas segundo um padrão tridimensional (malha) que se repete continuamente (Figura 2-3). 
Devido às pequenas distâncias intermoleculares, as forças de atracção são grandes, mantendo as moléculas em posições fixas (Figura 2-4).
Note-se que as forças de atracção tornam-se repulsivas à medida que a distância entre moléculas se aproxima de zero, evitando o seu contacto.
Embora as moléculas num sólido não possam mover-se umas em relação às outras, elas oscilam continuamente em torno das suas posições de equilíbrio. 
Durante estas oscilações, a velocidade das moléculas depende da temperatura. 
A valores suficientemente altos, a velocidade (e a sua inércia) pode chegar ao ponto em que as ligações intermoleculares são quebradas, e grupos destas libertam-se.
 Este é o início do processo de fusão.
O espaço intermolecular da fase líquida não difere da fase sólida, exceptuando o facto de as moléculas não se encontrarem em posições relativas fixas. 
Num líquido, blocos de moléculas flutuam umas em relações às outras; contudo as moléculas mantêm uma estrutura ordenada no seio de cada bloco, retendo as suas posições relativas originais. 
As distâncias entre moléculas apresentam geralmente um ligeiro aumento quando um sólido se transforma num líquido, sendo a água uma rara excepção.
Numa fase gasosa, as moléculas estão distanciadas de tal forma que não existe qualquer ordenamento. 
As moléculas de um gás movem-se de forma aleatória, colidindo continuamente entre elas e com a parede do reservatório que as contém.
A uma baixa massa volúmica, as forças intermoléculares são muito reduzidas, sendo as colisões a única forma de interacção entre as moléculas. 
Na fase gasosa, as moléculas apresentam-se num nível de energia consideravelmente superior em relação às fases sólida ou líquida. 
Assim sendo, um gás tem de libertar uma grande quantidade de energia quando se condensa ou congela.
 Processos de mudança de fase de substâncias
puras
Existem diversas situações correntes em que duas fases de uma substância pura coexistem em equilíbrio.
 A água existe como mistura de líquido e vapor numa caldeira ou num condensador de uma central térmica.
 Um fluido frigorigénio passa de líquido a vapor num congelador de um frigorífico.
Embora se considere a passagem do estado liquido a sólido como a fase mais importante, vamos incidir a atenção sobre as fases líquidas, de vapor e na mistura das duas.
Sendo familiar, a água irá ser utilizada para demonstrar os princípios básicos envolvidos
 
Líquido comprimido e líquido saturado
Considere um dispositivo cilindro-êmbolo contendo água líquida a 20 °C e à pressão de 1 atm .
 
Sob estas condições a água existe na fase líquida, sendo chamada líquido comprimido ou líquido subarrefecido, estando distante do ponto de vaporização. 
Transfere-se calor para a água até que a sua temperatura suba, por exemplo, até aos 40 °C. 
À medida que a temperatura se eleva, a água líquida dilata ligeiramente, implicando um aumento de volume específico. 
De forma a acomodar esta expansão, o êmbolo desloca-se para cima. 
Durante este processo, a pressão no interior do cilindro permanece constante a 1 atm, visto que depende da pressão barométrica exterior e do peso do êmbolo, ambos constantes. 
A água permanece no estado de líquido comprimido, visto que não se iniciou a vaporização.
À medida que se transfere mais calor, a temperatura irá aumentar, até atingir 100 °C . 
Nesta altura, a água encontra-se ainda líquida, mas qualquer adição de calor provocará a vaporização de uma parte do líquido, ou seja, o processo de mudança de fase de líquido para vapor está prestes a acontecer. 
Um líquido prestes a vaporizar denomina-se líquido saturado. Assim, o estado 2 representa o estado de líquido saturado.
 
 
 Vapor saturado e vapor sobreaquecido
Uma vez iniciada a ebulição, a temperatura deixa de aumentar até que o líquido seja completamente vaporizado. 
Isto é, a temperatura irá permanecer constante durante todo o processo de mudança de fase, desde que não se altere a pressão. 
Isto pode ser facilmente verificado ao colocar-se um termómetro dentro de um recipiente contendo água a ferver. 
Ao nível do mar (P = 1 atm), o termómetro indicará sempre 100 °C, se o recipiente estiver destapado ou com uma tampa leve. 
Durante o processo de ebulição, a única alteração observável é de um grande aumento de volume e de um decréscimo contínuo do nível de líquido devidos à transformação deste em vapor.
A meio da linha de vaporização (estado 3, Figura 2-8), o cilindro contém partes iguais de líquido e de vapor.
À medida que a transferência de calor continua, o processo de vaporização mantém-se, até que a última gota de líquido seja vaporizada (estado 4, Figura 2-9). 
Neste ponto, todo o cilindro está cheio de vapor que se encontra na linha de fronteira da fase de líquido. 
Qualquer perda de calor provocará a condensação de algum vapor (mudança de fase de vapor para líquido). 
Ao vapor que se encontre prestes a condensar-se chama-se vapor saturado. 
Assim, o estado 4 representa o estado de vapor saturado, e uma substância que esteja entre o estado 2 e o 4 é referida como uma mistura de líquido e vapor saturado, visto que as fases de líquido e de vapor coexistem em equilíbrio.
Uma vez concluído o processo de mudança de fase, a substância encontra-se de volta à região de fase única (vapor), e qualquer posterior transferência de calor irá resultar num aumento simultâneo de temperatura e volume específico (Figura 2-10)
No estado 5, tomando a temperatura de 300 ºC, se for retirado algum calor, a temperatura irá descer mas não ocorrerá condensação, desde que esta se mantenha acima de 100 ºC (para P = 1 atm). 
Ao vapor que não esteja prestes a condensar (isto é, que não seja vapor saturado) chama-se vapor sobreaquecido (estado 5).
Diagrama de mudança de fase a pressão constante
Todo o processo acima descrito pode ser invertido pelo arrefecimento da água, mantendo a pressão ao mesmo valor, retrocedendo até ao estado 1 exactamente pelo mesmo caminho, libertando a mesma quantidade de calor que se adicionou durante o processo de aquecimento.
Na nossa vida quotidiana, a palavra água implica água líquida, e a palavra vapor implica vapor de água. Contudo, em termodinâmica, tanto água como vapor traduzem um único conceito: H2O.
 Temperatura de saturação e pressão de saturação
Provavelmente, não foi surpresa referir que a água começa a «ferver» a 100 °C. 
Em termos estritos, a frase «a água ferve a 100 °C» é incorrecta, sendo a exacta «a água ferve a 100 °C, à pressão de 1 atm». 
A única razão por que a água inicia a ebulição a 100 °C é porque se manteve a pressão constante a 1 atm (101,325 kPa)
 Se a pressão no interior do cilindro fosse aumentada para 500 kPa, pela adição de peso colocado sobre o êmbolo, a ebulição verificar-se-ia a 151,9 °C. 
Ou seja, a temperatura à qual a água inicia a ebulição depende da pressão; assim, se a pressão for mantida constante, o valor da temperatura de ebulição é fixo.
A uma dada pressão, a temperatura à qual uma substância pura muda de fase denomina-se temperatura de saturação Tsat. 
De forma idêntica, a uma dada temperatura, a pressão à qual uma substância pura muda de fase denomina-se pressão de saturação Psat. 
À pressão de 101,325 kPa, Tsat é de 100 °C, e a esta temperatura Psat é de 101,325 kPa.
As tabelas de saturação que indicam o valor da pressão em função da temperatura (ou de temperatura em função de pressão) estão disponíveis para praticamente para todas as substâncias.
Esta indica que a pressão que corresponde a uma mudança de fase (ebulição ou condensação) a 25 °C deve ser de 3,17 kPa e que a pressão deve ser mantida a 3973 kPa (cerca de 40 atm), de forma a ferver a 250 °C. 
É possível congelar a água, reduzindo a pressão para 0,61 kPa.
É necessária uma grande quantidade de energia para fundir um sólido ou vaporizar um líquido.
 
Esta quantidade de energia libertada ou absorvida durante o processo de mudança de fase é chamada calor latente.
 
Mais especificamente, a quantidade de energia absorvida durante o processo de fusão chama-se calor latente de fusão e é equivalente à quantidade libertada durante o congelamento. 
De forma análoga, a quantidade de energia absorvida durante a vaporização denomina-se calor latente de vaporização e é equivalente à energia libertada durante a condensação.
 
As magnitudes dos calores latentes dependem da tem­peratura ou da pressão à qual a mudança de fase ocorre. 
À pressão de 1 atm, o calor latente de fusão da água é de 333,7 kJ/kg, o calor latente de vaporização é de 2257,1 kJ/kg.
Durante o processo de mudança de fase, a pressão e a temperatura são obviamente propriedades dependentes, existindo uma relação definida entre ambas, sendo Tsat = f(Psat). 
O traçado da curva de Tsat vs. Psat tal como o exemplo dado para a água (Figura 2-12), é chamado curva de saturação líquido-vapor. 
Uma curva deste tipo é característica de todas as substâncias puras.
Nota-se que Tsat aumenta com Psat. 
Então, uma substância a pressões elevadas irá ferver também a temperaturas elevadas
Na cozinha, temperaturas de ebulição superiores traduzem-se em menor tempo de preparação de alimentos e poupança de energia.
Por exemplo, um cozinhado poderá demorar 1 a 2 h numa panela normal, à pressão de 1 atm, enquanto que este tempo pode ser reduzido para apenas 20 a 30 min numa panela de pressão, à pressão absoluta de 2 atm (que corresponde a uma temperatura de ebulição de 120 °C).
A pressão atmosférica e a temperatura de ebulição da água decrescem com a altitude. 
Assim, irá demorar mais tempo cozinhar a altitudes mais elevadas do que ao nível do mar (a menos que se utilize uma panela de pressão). 
Por exemplo, a pressão atmosférica padrão a uma altitude de 2000 m é de 79,50 kPa a que corresponde uma temperatura de
ebulição de 93,2 °C, enquanto que, ao nível do mar, esta verifica-se a 100 °C. 
A variação da temperatura de ebulição da água com a altitude, à pressão atmosférica padrão, é apresentada na Tabela 2-2. 
Para cada incremento de 1000 m de altitude, a temperatura de ebulição decresce pouco mais de 3° C
Variação da Pressão Atmosférica com a altitude
 Algumas consequências da dependência entre Tsat e Psat
Foi mencionado anteriormente que uma substância a uma dada pressão irá entrar em ebulição à temperatura de saturação que corresponde a essa pressão. 
Este fenómeno permite o controlo da temperatura de ebulição de uma substância através da pressão, tendo inúmeras aplicações práticas, das quais serão apresentados alguns exemplos. 
Na maioria dos casos encontra-se presente o processo natural de evaporação de algum líquido, de modo a manter o equilíbrio.
Considere-se um reservatório selado contendo fluido frigorigéneo134a num ambiente a 25 °C. Se este reservatório permanecer neste recinto durante um período de tempo suficiente, o fluido contido irá estar à mesma temperatura ambiente. 
Se o reservatório for aberto lentamente, e algum fluido for libertado no processo, a pressão no interior irá baixar, de modo a igualar o valor do ambiente. 
Uma pessoa que esteja a segurar o reservatório irá sentir a temperatura a diminuir e, se o ar estiver húmido, gelo a formar-se nas paredes. 
Um termómetro no interior do reservatório irá marcar -26 °C enquanto a pressão desce para 1 atm, que corresponde à temperatura de saturação à pressão dada. 
Este valor de temperatura irá manter-se, até que todo o líquido se evapore.
Um outro aspecto deste fenómeno físico interessante é que o líquido não pode evaporar-se, a menos que absorva energia sob a forma de calor latente de evaporação cujo valor é de 217 kJ/kg para o fluido frigorigéneo 134a a 1 atm.
 Assim, a taxa de vaporização do fluido depende da taxa de transferência de calor para o reservatório:
 Quanto maior for esta, maior será a evaporação.
A transferência de calor, e consequentemente a taxa de evaporação do fluido, pode ser minimizada através do isolamento térmico do reservatório. 
No caso limite de não existir transferência de calor, o fluido irá permanecer indefinidamente como um líquido a -26 °C.
Arrefecimento a vácuo
Um processo expedito de refrigeração de vegetais é através de arrefecimento por vácuo, que consiste na redução da pressão de uma câmara vedada até à pressão de saturação correspondente ao valor da temperatura desejada. 
Este processo evapora alguma água dos produtos a serem arrefecidos através da absorção de calor, reduzindo a sua temperatura. 
A pressão de saturação da água a 0 °C é 0,61 kPa e os produtos podem ser arrefecidos até 0 °C pelo abaixamento da pressão até este valor. 
A velocidade de arrefecimento pode ser aumentada ultrapassando o valor dado de pressão. 
No entanto não é muito aconselhável, pois existe o perigo de congelamento e de maior consumo de energia.
Neste processo existem duas fases distintas.
 Na primeira, os produtos à temperatura ambiente, por exemplo a 25 °C, são introduzidos numa câmara cuja temperatura permanece constante até que se atinja a pressão de saturação, que para 25 °C corresponde a 3,17 kPa. 
Na fase seguinte, as condições de saturação são mantidas a pressões gradualmente mais baixas que correspondem a temperaturas mais baixas, até que o valor desejado seja alcançado 
Este processo de arrefecimento é geralmente mais oneroso que o arrefecimento convencional, e a sua utilização é limitada a aplicações que necessitem de um arrefecimento muito mais rápido. 
Produtos com grande superfície por unidade de massa e elevada tendência para libertar água, são apropriados para o arrefecimento por vácuo. 
O processo acima descrito transforma-se em congelamento por vácuo se a pressão na câmara for reduzida abaixo de 0,6 kPa que corresponde à pressão de saturação da água a 0 °C. 
Através deste processo é possível produzir gelo pela utilização de uma bomba de vácuo.
A embalagem de gelo é um processo vulgarmente utilizado em arrefecimentos de pequena escala, de forma a retirar calor mantendo os produtos frescos durante o transporte, aproveitando o elevado calor latente de fusão da água. 
O gelo fornece, além de refrigeração, também humidificação.
3 - Compressibilidade dos gases
Todos os gases são compressíveis. 
Os gases têm um comportamento diferente a uma dada temperatura e pressão, mas apresentam o mesmo comportamento às mesmas temperaturas e pressões normalizadas com base no ponto crítico. 
 Variáveis que afectam o comportamento dos gases
Como nós já sabemos um gás tem a tendência natural para ocupar todo o espaço que tem disponível, devido à fraca coesão existente entre as moléculas que o compõem.
Dentro dum espaço fechado (ou seja mantendo o volume constante), um gás comporta-se da seguinte forma:
Se lhe aumentarmos a temperatura aumenta a pressão.
 Se lhe aumentarmos a pressão aumenta a temperatura.
 Se fixarmos a pressão (ou seja mantendo a pressão constante)
 Se aumentarmos a temperatura o volume aumenta.
Se diminuirmos a temperatura o volume diminui.
Se fixarmos a temperatura (ou seja mantendo constante a temperatura)
 Se aumentarmos a pressão o volume diminui.
 Se diminuirmos a pressão o volume aumenta.
Neste caso podemos constatar que as variáveis que afectam o comportamento dos gases são: 
Volume
 Pressão 
Temperatura
 Lei de Boyle – Mariotte
No século XVll, Boyle (inglês) e Mariotte (francês), simultaneamente, encontraram uma relação entre a pressão e o volume de um gás quando a sua temperatura era mantida constante.
Eles verificaram que, quando um gás com comportamento próximo do ideal, era submetido a várias pressões, mantendo constante a temperatura, o seu volume variava. 
					
Como consequência enunciaram uma lei por nós co
 nhecida como lei de Boyle-Mariotte.
 PV = K	 	 T = constante
«Mantendo constante a temperatura, os volumes de uma dada massa de gás variam na razão inversa das pressões que suportam.»
Assim se considerarmos dois estados de uma certa massa de gás tais que:
 
 Estado 1→ (p1, V1, T)
 Estado 2→ (p2, V2, T)
 
 		Teremos, segundo esta lei.
 
 p1 ∙ V1 = p2 ∙ V2
 
Num gás real a constante de proporcionalidade (K) depende não só da natureza do gás, mas também da massa da amostra.
Na figura seguinte está representado o modo como o volume de uma certa massa de um gás varia com a pressão.
Como esta lei se refere a transformações isotérmicas 
(T = constante), cada representação gráfica diz respeito a uma temperatura e a respectiva linha designa-se por isotérmica.
 Leis de Charles e Gay-Lussac
Estes dois físicos franceses encontraram as relações - volume - temperatura e pressão – de uma dada massa de gás, mantendo constante a outra variável de estado.
Surgiram, assim, duas novas leis, conhecidas com o nome dos físicos que as enunciaram.
 1.ª Lei de Charles e Gay-Lussac – para transformações isobáricas
«Mantendo constante a pressão, o volume de uma dada massa de gás varia na razão directa da temperatura.»
 Assim, se considerarmos os estados
 Estado 1→ (p, V1, T1)
 Estado 2→ (p, V2, T2)
 
	Teremos, segundo esta lei.
 V1/V2 = T1/T2		p = constante
representação gráfica desta lei
 2.ª Lei de Charles e Gay – Lussac – para transformações isovolúmicas
«Mantendo constante o volume, a pressão de uma dada massa de gás varia na razão directa da temperatura.»
 		Assim, se considerarmos os estados:
 
 Estado 1→ (p1, V, T1)
 Estado 2→ (p2, V, T2)
 
		Teremos, segundo esta lei.
 p1/p2 = T1/T2 v= constante
 Descrição dos aparelhos de medida do vazio
À pressão real num dado local chama-se pressão absoluta e é medida em relação
ao vácuo absoluto, ou seja em relação à pressão zero absoluta.
 
A maioria dos aparelhos de medição de pressão são calibrados de forma a o zero corresponder à pressão atmosférica, indicando assim a diferença entre a pressão absoluta e a pressão atmosférica local.
Este valor representa a pressão manométrica.
À pressão inferior à atmosférica, chama-se depressão, e é medida com medidores de vácuo que indicam a diferença entre a pressão atmosférica e a pressão absoluta.
 
Pressão absoluta, manométrica e depressão têm sempre valores positivos e estão relacionadas entre si através de:
 
Pmanométrica = Pabs – Patm 
(para pressões acima de Patm)
Pdepressão = Patm – Pabs 
(para pressões abaixo de Patm)
 4 - Gases ideais
Quando estamos perante uma certa amostra de gás, contendo um certo número de moles, n, a cada conjunto de valores de pressão, temperatura e volume corresponde um estado termodinâmico do gás.
Verifica-se que em determinadas condições termodinâmicas todos os gases, tendem para um determinado comportamento que, no entanto, nunca é atingido - comportamento ideal.
Admitimos assim que um gás que tivesse esse comportamento seria um gás ideal.
Quando os gases reais se encontram em condições próximas das de um gás ideal, podemos sem grande erro tratá-los como tal.
Microscopicamente um gás será ideal quando:
1 – O volume efectivo das suas moléculas é desprezável, comparado com o volume que o gás ocupa;
 2 – As forças intermoléculares são nulas.
 Macroscopicamente um gás real tem comportamento próximo do ideal, quando se encontra a baixa pressão e temperatura elevada.
 Conceito de gás perfeito
Os gases que normalmente conhecemos como, por exemplo, o hélio, o nitrogénio e o oxigénio, apresentam características moleculares diferentes e particulares de cada um. 
Contudo, se colocarmos todos eles a altas temperaturas ou baixas pressões eles passam a apresentar comportamentos muito semelhantes.
Essa aproximação é cada vez melhor quanto menor for a pressão e maior a temperatura. 
Esse modelo de gás é designado por gás perfeito.
 
Variáveis de estado de um gás perfeito:
 São grandezas físicas macroscópicas que descrevem o comportamento de um gás, são elas:
 Pressão (P), Temperatura (T) e Volume (V)
Obtenção do zero na escala termométrica de Kelvin
Em termodinâmica, é desejável conhecer uma escala de temperatura que seja independente das propriedades de uma dada substância.
 
A esta chama-se escala de temperatura termodinâmica. 
No SI, a escala de temperatura termodinâmica é a escala Kelvin.
Uma escala de temperatura idêntica à escala Kelvin é a escala de temperatura de gás perfeito. 
As temperaturas nesta escala são medidas através de um termómetro de gás a volume constante que é basicamente um reservatório rígido repleto de hidrogénio ou hélio a uma baixa pressão
 Este termómetro baseia-se no princípio de que, a baixas pressões e a um volume constante, a temperatura de um gás é proporcional à sua pressão. 
Isto é, a temperatura de um gás a um volume constante varia linearmente com a pressão, se esta for suficientemente baixa. 
Pressão atmosférica
Experiência de Torricelli
Torricelli, no século XVll, descobriu como determinar a pressão.
 
Com mercúrio, uma tina e um tubo de vidro de um metro de comprimento, realizou uma experiência que serviu de fundamento aos barómetros de mercúrio.
Torricelli encheu o tubo com mercúrio e tapando-o com um dedo, inverteu-o dentro da tina, que também continha aquele líquido.
Observou que o nível de mercúrio baixou no tubo, ficando estacionário a uma altura do nível na tina de cerca de 76 cm.
Dentro do tubo, na região onde não ficou mercúrio, fez-se vácuo.
 
 patm = ρ∙g∙h
Desta expressão podemos concluir que a altura da coluna de mercúrio variará na razão directa da pressão atmosférica.
A maior pressão atmosférica é obtida ao nível do mar (altitude nula). 
Para qualquer outro ponto acima do nível do mar, a pressão atmosférica é menor.
variação da pressão atmosférica de acordo com a altitude
 Estática dos fluidos
No nosso estudo, consideramos fluido toda a substância que macroscopicamente apresenta a propriedade de escoar.
Os fluidos podem ser líquidos ou gases.
Enquanto os líquidos apresentam volume próprio e forma variável, os gases além da forma variável, apresentam volume variável (adaptam-se ao volume do recipiente).
Massa especifica
A massa especifica, massa volúmica ou densidade absoluta, ρ, de uma substância é a massa por unidade de volume dessa substância.
 
 ρ = m/V A unidade SI é o (kg/m³).
 
Enquanto, nos sólidos e líquidos, a massa específica pode ser considerada, praticamente constante, nos gases ela pode apresentar grandes variações.
Peso especifico
Peso especifico ou peso volúmico, γ 
 γ = ρ∙g
 ρ = massa especifica
 g = aceleração da gravidade (g = 9,81 m/s²)
 
 	A unidade SI é o (N/m³)
Densidade relativa
Chama-se densidade relativa (d) à razão entre a massa de um certo volume duma substância e a massa de igual volume de outra substância tomada para termo de comparação.
 dAB = mA/mB 
Esta grandeza é adimensional (é a razão entre duas massas).
Pressão
 É uma força por unidade de área.
 
 p = F/A
No SI, a unidade de pressão é o newton por metro quadrado, denominada Pascal (Pa).
 
 1N/m² = 1Pa
Pressão absoluta
 É medida em relação ao vácuo absoluto, ou seja, em relação à pressão zero absoluta.
Pressão manométrica
É a diferença entre a pressão absoluta e a pressão atmosférica. 
A maioria dos aparelhos de medição de pressão são calibrados de forma a o zero corresponder à pressão atmosférica local.
		pman = pabs – patm
Depressão
É medida com medidores de vácuo que indicam a diferença entre a pressão atmosférica e a pressão absoluta.
		 pdep = patm – pabs
Pressão de saturação
A uma dada temperatura, a pressão à qual uma substância pura muda de fase denomina-se pressão de saturação.
 
Transmissão de calor
Sempre que existe diferença de temperatura existe transferência de calor.
O sentido do fluxo de calor é sempre das temperaturas mais elevadas para as mais baixas.
É relativamente fácil medir as temperaturas. Sabendo as temperaturas é possível saber os fluxos de calor.
Transmissão de calor: estudo dos fluxos de calor sabendo a temperatura e vice versa.
O conhecimento dos fluxos de calor e temperaturas é importante para: 
 Refrigeração, 
Aquecimento.
Motores
 Caldeiras, Fornos, etc.
Existem três métodos de transmissão de calor:
 	
 Condução
	Convecção
 	Radiação
Normalmente a transmissão de calor é uma combinação dos três métodos.
Condução
Processo de transferência de calor que ocorre em corpos sólidos e líquidos em repouso.
Lei básica da transferência de calor, é chamada de lei de Fourier da condução de calor, em homenagem ao físico e matemático francês Joseph Fourier. 
Convecção
Processo de transmissão de calor que ocorre no interior de um fluido. 
A diferença em relação á condução é que o fluido move-se transportando consigo o calor.
 
Convecção natural: o fluido move-se unicamente devido a diferenças de densidade motivadas por diferenças de temperatura.
Convecção forçada: o fluido move-se por acção de forças exteriores.
 
A convecção é um fenómeno difícil de estudar: O movimento do fluido influencia as temperaturas e estas por sua vez influenciam o movimento do fluido.
Transferência de calor entre um fluido e um sólido por convecção:
Fluxo de calor q(W/m²) = h ∙ (temperatura sólido –Temperatura fluido)
h = coeficiente de transferência de calor por convecção (W/m²∙ºC)
O cálculo do fluxo de calor é fácil.
 A determinação do “h” é difícil (meios experimentais).
 
O coeficiente de convecção depende: da geometria do sólido,
das temperaturas, das características do escoamento e das características do fluido.
 
O valor de “h” é determinado experimentalmente para configurações simples. No entanto o erro pode ser apreciável se as condições não forem exactamente iguais.
Exemplos:
Convecção natural h: 5 – 30 W/m²∙ºC
Convecção forçada (ar) h: 5 – 600 W/m²∙ºC
Convecção forçada (água) h: 250 – 15000 W/m²∙ºC
Lei de Newton
Esta lei assume que a transmissão de calor entre parede e fluido é aproximadamente proporcional à diferença de temperatura da parede e a temperatura média do escoamento.
 	q = h A (θp – θf)
 
 q = transmissão de calor (W)
 A = área da parede em contacto (m²)
 θp e θf = temperaturas da parede e do fluido (ºC)
h = coeficiente de transmissão de calor (W/m²∙ºC)
 
 
Radiação
O transporte de calor é efectuado através da radiação electromagnética.
 
Não existe necessidade de um meio de transmissão de calor, pode ser transferida através do vácuo.
Todos os corpos emitem radiação térmica, proporcional à sua temperatura
 Isolamentos
Materiais estruturais possuem normalmente uma baixa condutividade térmica.
Os isolamentos são normalmente materiais porosos, que devido à elevada percentagem de ar (mau condutor de calor quando retido) que contêm apresentam essa propriedade
 A finalidade do isolamento é reduzir as trocas térmicas indesejáveis e manter a temperatura da parede exterior do recinto isolados, próximo da temperatura do ar ambiente de modo a evitar problemas de condensação de vapor de água.
A condutividade térmica, k, de um isolamento deve ser muito baixa.
A selecção do isolamento é influenciada pela temperatura a que vai funcionar.
Super isolamentos – utilizados em temperaturas muito baixas, o ar tem que ser retirado do interior do isolamento.
Infiltrações de água no isolamento – a água devido à sua elevada condutividade face ao isolamento, faz diminuir a resistência à passagem do calor, ou seja a resistência térmica diminui. 
 
Solução – Evitar infiltrações de água, protegendo o isolamento (chapa metálica).
 Utilização de isolamentos com baixa permeabilidade ao vapor de água.
Na indústria da construção é por vezes usual utilizar a condutância e designá-la por K, que nós definimos como condutividade térmica:
Const.) = K (condutividade)/e (espessura)
sendo o valor em W/m²∙ºC.
Isolamentos mais utilizados
- Lã de vidro: é constituída por fios finos de vidro obtidos a partir de vidro líquido derramado num jacto de vapor a alta velocidade.
- Cortiça: é um material de origem vegetal que é cortada em placas ou prensada em pedaços com elementos aglutinantes.
- Lã mineral: fabrica-se a partir da escória dos altos-fornos e contém grande quantidade de ar aprisionado.
	
- Lã de rocha.
- Espuma de borracha: é um material de estrutura porosa que apresenta óptimas qualidades para o isolamento de tubagens, sobretudo quando estas estão sujeitas a vibrações.
	- Poliestireno expandido
	- Poliestireno exturdido
	- Espuma de poliuretano
POLIESTIRENO EXTRUDIDO
O poliestireno extrudido, tambem conhecido por XPS, e um produto sintetico proveniente do petroleo e deriva da natureza, tal como o vidro, a ceramica e os metais. 
A materia-prima deste material e o poliestireno, um polimero de estireno, que e extrudido e passa de um estado solido a um estado fundido, que depois arrefece e volta a um estado solido.
O poliestireno extrudido ou XPS é tal como o EPS (expandido) tambem uma espuma rigida de poliestireno, mas diferencia-se do EPS por ser obtida por um processo de extrusao em continuo e por empregar outros gases expansores.
A sua aplicacao corrente e como isolamento na construcao civil, apresentando-se sob a forma de placas coloridas azuis ou rosa.
Condutividade termica: k= 0,035 W/m⁰C (k baixo)
6 - Definição de calor
O calor é definido como sendo a forma de energia transferida, através da fronteira de um sistema numa dada temperatura, a um outro sistema (ou meio), numa temperatura inferior, em virtude da diferença de temperatura, entre os dois sistemas. 
Isto é, o calor é transferido do sistema de temperatura superior ao sistema de temperatura inferior e a transferência de calor ocorre unicamente devido à diferença de temperatura entre os dois sistemas
Um outro aspecto dessa definição é que um corpo nunca contém calor.
O calor pode somente ser identificado quando atravessa a fronteira. 
Assim o calor é um fenómeno transitório.
Unidades de calor
	Joule
	Caloria
	Btu
	1 cal = 4,18 J ; 1 Btu = 1055 J ; 1 Btu = 252 cal
Definição de unidades de calor 
Definição de caloria
Caloria (cal) : É a quantidade de energia (calor) necessária para elevar 1º C, a temperatura de 1 g de água líquida, a uma temperatura média de 15º C.
Calor mássico
Capacidade térmica mássica (calor específico) de uma substância é a quantidade de calor necessária para elevar de 1º C a temperatura, por unidade de massa dessa substância.
 Q = m . cp . ΔT 
 
Q = calor transferido (J)
M = massa (kg)
Cp = calor específico (a pressão constante) (J/kg . K) ou (J/kg . ºC)
	ΔT = diferença de temperaturas (K) ou (ºC)
 Calor 
 
Depende da existência de ΔT, ou seja tem que existir diferença de temperaturas entre dois corpos.
 O seu sentido é sempre das temperaturas mais altas para as mais baixas
 
Q > 0 calor transferido do exterior para o sistema
Q < 0 calor transferido do sistema para o exterior
Calorimetria
Quando dois corpos a temperaturas diferentes são postos em contacto, dá-se a passagem de calor do corpo de temperatura mais elevada para o outro, até que ambos os corpos fiquem à mesma temperatura, sendo a quantidade de calor fornecida pelo corpo quente igual à recebida pelo corpo a temperatura inferior.
 Princípio fundamental da calorimetria
Em toda a troca de calor entre dois corpos, o calor perdido pelo corpo que arrefece é igual ao calor ganho pelo corpo que aquece.
Calorímetro de D’Arsomval Dewar
O modelo padrão consiste num vaso com parede dupla prateada internamente. 
No espaço entre as faces há vácuo a fim de tornar mínima a transferência de calor por condução e convecção, as faces internas prateadas minimizam a transferência de calor por radiação.
Calorímetro
Um calorímetro é um aparelho isolado termicamente do meio exterior, que permite determinar o calor específico das substâncias
Uma técnica para medir o calor específico dos sólidos ou líquidos consiste simplesmente em aquecer a substância a certa temperatura conhecida, colocá-la num vaso que contenha água, com massa e temperatura conhecidas e medir a temperatura da água depois de o equilíbrio ser atingido.
O calor recebido pela água é igual ao calor cedido pela substância (conservação de energia).
Constituição dum calorímetro
Vaso exterior isolado termicamente para que não existam trocas de calor com o exterior, vaso interior apoiado em suportes de material isolante, agitador para acelerar o processo de transmissão de calor, termómetro muito sensível
7 - Termodinâmica
Ciência que estuda a forma como os corpos
podem armazenar ou trocar energia entre si.
Sistema
Porção do espaço também chamada ”volume de controlo” limitada por uma superfície real ou conceptual (“superfície de controlo” ou “fronteira”).
 
	Vizinhança (do sistema)
Região do espaço exterior ao sistema com o qual este pode interactuar.
Sistema isolado
O que não sofre qualquer interacção com a vizinhança, não trocando massa nem energia.
 
 Sistema fechado 
 O que não troca massa com a vizinhança, mas pode trocar energia.
 
	Sistema aberto
O que pode trocar massa e energia com o exterior
Equilíbrio
Um sistema está em equilíbrio se, depois de isolado do exterior, o valor das suas propriedades não se altera com o tempo.
	Propriedade
Qualquer característica quantificável de
um sistema (ex: pressão volume e temperatura).
Propriedades extensivas
Propriedades que dependem da massa (ex: volume, entalpia, entropia).
 
	Propriedades intensivas
Propriedades que não dependem da massa (ex: pressão, temperatura).
 Dividindo uma propriedade extensiva pela massa obtém-se uma intensiva (ex: volume específico, entalpia específica).
Energia (sentido termodinâmico)
Resultante macroscópica dos modos de energia microscópicos possuídos pelas partículas constituintes da matéria (translação, rotação, vibração, etc.).
Trabalho e calor
1ª Lei da termodinâmica
A variação da energia interna de um sistema é igual à soma do calor e do trabalho trocado.
 ΔU = W + Q
 
Convenção dos sinais a usar:
 
	W < 0: Trabalho realizado pelo sistema (sai)
 	W > 0: Trabalho fornecido ao sistema (entra)
	Q < 0: Calor transferido do sistema (sai)
	Q > 0: Calor transferido para o sistema (entra)
Calor e energia mecânica
Num sistema mecânico sempre que existe atrito, parte da energia mecânica é perdida, ou não é conservada.
Diversas experiências mostram que essa energia não desaparece, simplesmente se transforma em energia térmica.
 
 Alguns exemplos práticos:
	- Calços e discos de travões
	- Ferramentas de corte e material a cortar 
	- Pneus e a estrada
	- Mãos e corda na descida rápida
Experiência de Joule
O sistema considerado é água contida num vaso termicamente isolado. 
Faz-se trabalho sobre a água mediante um rotor de palhetas, accionado por pesos que caem
A água, agitada pelas palhetas do rotor, é aquecida em consequência do atrito entre ela e as palhetas.
 Desprezando a energia perdida nos apoios de rolamento e isolamento, então a perda de energia potencial dos pesos será igual ao trabalho feito pelo rotor sobre a água.
Se os dois pesos caírem uma distância h, a perda de energia potencial será 2mgh, e é essa energia que aquece a água.
Pela variação das condições da experiência, Joule achou que a perda de energia mecânica, 2mgh, é proporcional à elevação da temperatura da água, ΔT. 
A constante de proporcionalidade encontrada é igual a 4,18 kJ/kg∙ºC. 
Então, 4,18 kJ de energia mecânica elevarão a temperatura de um kg de água de 14,5 ºC para 15,5 ºC.
Carnot
Sadi Carnot, físico francês, foi o primeiro amostrar relação quantitativa entre o trabalho e o calor. 
Carnot nasceu em Paris, em 1º. De Junho de 1976. Em 1824 publicou a sua única obra – Réflexions sur la Puissance Motrice du Feu et sur les machines Propres a Développer Cette Puissance. 
Carnot é considerado o fundador da ciência termodinâmica, que afirma ser impossível a energia desaparecer, mas apenas se alterar de uma forma para outra.
 Carnot mostrou que uma máquina térmica que operasse num ciclo ideal, reversível, entre dois reservatórios térmicos, seria a máquina de maior rendimento possível. 
Essa máquina ideal, denominada máquina de Carnot, estabelece um limite superior ao rendimento de todas as máquinas térmicas. 
Isto é, o trabalho líquido efectuado por uma substância operante que executa um ciclo de Carnot é o maior trabalho possível para uma dada quantidade de calor fornecida a esta substância operante.
 Ciclo de Carnot
A máquina idealizada por Carnot é composta pelos seguintes ciclos:
1. Expansão Isotérmica Reversível retirando calor da fonte quente; na temperatura mais alta T2.
2. Expansão Adiabática Reversível.
3. Compressão Isotérmica Reversível cedendo calor à fonte fria; na temperatura mais baixa T1.
4. Processo de Compressão Adiabática Reversível;
Partindo do estado A, o gás sofre uma expansão isotérmica (isso significa que não há mudançade temperatura) de A para B, recebendo uma quantidade de calor Q2 da fonte térmica de temperatura mais alta, também chamada fonte quente que está a uma temperatura T2.
Partindo do estado B, o gás continua a ser expandido, mas agora adiabaticamente (isto significa que não há troca de calor) até atingir o estado C. 
Apesar de não haver troca de calor, o gás arrefece
da temperatura mais alta T2 até atingir uma
temperatura mais baixa T1.
Agora partindo do estado C, o gás é comprimido isotermicamente à temperatura T1, até o estado
D, enquanto liberta uma parcela de calor Q1 para a fonte térmica de temperatura mais baixa, também chamada de fonte fria.
A partir do estado D, o gás, através de uma compressão adiabática retorna ao estado inicial
A, durante a qual o gás aquece até á temperatura inicial T2 sem troca de calor com o meio.
O ciclo Carnot completo
Teorema de Carnot
O teorema de Carnot pode ser enunciado da seguinte forma: 
Nenhuma máquina real, operando entre dois reservatórios de calor, pode ser mais eficiente que uma máquina de Carnot que opere entre os mesmos dois reservatórios.
Transformações isotérmicas
São transformações que ocorrem a temperatura constante, ou seja compressões ou expansões onde se altera a pressão e o volume, mantendo constante a temperatura.
 
	Transformações adiabáticas
São transformações que ocorrem a pressão constante, ou seja compressões ou expansões onde se altera a temperatura e o volume mantendo constante a pressão.
Ciclo frigorífico e bomba de calor de Carnot
Trabalho fornecido ao ciclo W = Qq – Qf
 
 Eficiência do ciclo frigorífico de Carnot (εf > 1)
 Eficiência do ciclo bomba de calor de Carnot (εbc > 1)
Segundo principio da termodinâmica (Carnot – Clausius)
Postulado de Clausius
A transferência de calor de um corpo frio para um corpo quente é impossível.
Ou, então: uma transformação cujo único resultado final fosse transferir calor de um corpo a dada temperatura para outro corpo a temperatura mais elevada é impossível.
Esquema de ar condicionado
Turbina a vapor
Ciclo Otto
Processos reversíveis e processos irreversíveis
Os processos reais ocorrem num sentido preferencial. O calor passa espontaneamente de um corpo quente para um corpo frio, quando ambos são postos em contacto, mas o processo inverso só ocorre quando há uma influência externa. 
Quando um corpo escorrega sobre uma superfície com atrito, acaba por atingir o repouso. 
A energia mecânica do corpo converte-se em energia interna do corpo e da superfície.
Tais processos unidireccionais são denominados processos irreversíveis. 
Em geral, um processo é irreversível quando o sistema e as suas vizinhanças não poderem retornar aos respectivos estados iniciais.
Um processo será reversível se o sistema passar do estado inicial até ao estado final, através de uma sucessão de estados de equilíbrio.
Um processo reversível tem que ocorrer quase estaticamente. Além disso, num processo reversível não pode haver efeitos dissipativos que produzam calor.
Outros efeitos que tendam a perturbar o equilíbrio, como a condução de calor provocada por diferenças de temperatura, também devem estar ausentes. 
Na realidade, é impossível eliminar completamente tais efeitos; por isso não surpreende que os processos na natureza sejam processos irreversíveis.
Não obstante é possível a realização aproximada de processos reversíveis, em experiências com cuidadoso controlo.
O conceito de processo reversível é especialmente importante no estabelecimento dos limites teóricos do rendimento de uma máquina térmica.