Noções Básicas da 1ª Lei da Termodinâmica

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 1ª PARTE: NOCÕES BÁSICAS 
 DA 
 1ª LEI DA TERMODINÂMICA 
 
 CURSO: METALURGIA.. 
 
 
 
 
 
 
 
Experimentalmente, os estudos da TERMODINÂMICA, são fundamentados 
nas três leis da termodinâmica. 
As transformações que ocorrem na natureza, são invariavelmente 
acompanhadas de variações de energia . 
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• CONSIDERAÇÕES BÁSICAS: 
• 1º - Todo e qualquer processo industrial que envolva energia tem sua 
aplicação nas leis da termodinâmica. 
• partindo dessa consideração, podemos dizer que quando se aquece a 
água até o Estado de vapor em uma caldeira e, ao sair esse vapor, ele 
realizar um trabalho em uma turbina, cujo processo de expansão desse 
vapor, irá permitir impelir um gerador elétrico. Se ao sair da turbina, esse 
vapor se encontrar em baixa pressão e for em seguida condensado, 
ocorrerá nesse instante, uma transferência de energia em forma de calor 
do vapor para a água de refrigeração. 
• O modelo esquemático seria: alta P gerador elétrico 
 turbina 
 ttt g 
 t bomba caldeira condensador 
 tanque H2O vapor a baixa pressão 
 água 
 
A QUESTÃO: A termodinâmica vai explicar porque é necessário a 
transferência de calor e quais os meios para compreender a conservação da 
energia. Depois vai explicar e aplicar os princípios da termodinâmica na 
melhoria da eficiência e aperfeiçoamentos dos processos industriais. 
Compressor(vapor) vapor(alta P ) condensador 
 W calor p/ o ar quente 
 
 
 
 
Vapor (baixa P ) evaporador 
 
 Válvula de líq + 
 Líq + vapor baixa expansão alta P 
 pressão 
 
 Transferência de calor 
 
 
 
2ª- processos com decomposição do ar em oxigênio e nitrogênio, argônio e 
outros gases raros são muitos utilizados na indústria química e indústria 
criogênica, sendo processos em temperaturas muito baixas, normalmente 
inferiores a 150 K. 
3ª- A termodinâmica é a ciência que estuda a energia e a entropia, ou seja, 
cuida do calor e do trabalho e das propriedades das substâncias envolvidas 
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com essas duas formas de energias. O importante é que essas experiências 
foram a partir dos princípios da lei zero. 
obs: Um sistema termodinâmico se define como uma quantidade de matéria 
de massa e identidade fixas dentro de uma fronteira que o separa do meio 
externo, podendo ser móvel ou fixa. Compressor (ar) 
 peso 
 W calor 
 
 Ar de alta pressão ... 
motor 
 
 gás(sistema 
ar de baixa pressão fechado) 
 obs.: aqui, tanto massa quanto calor e trabalho podem escoar. 
 Temos no exemplo acima, tanto o sistema fechado quanto aberto. 
obs: Quando o sistema é definido pôr uma quantidade de massa fixa e um 
volume de controle especificado, é porque envolve um fluxo de massa que 
podem escoar pela superfície de controle. 
 
Do ponto de vista microscópico, se existir um sistema qualquer ligado a um 
grande computador que pudesse analisar posições atômicas, coordenadas 
tridimensionais de velocidade, ainda assim, seria difícil e não prático 
industrialmente. 
 
Do ponto de vista macroscópico, o que interessa é o efeito de suas 
propriedades de forma total ou médio, sendo mensuráveis pôr equipamentos 
que sejam capazes de medir a influência média , no tempo de muitas 
moléculas, do qual denominaremos de meio contínuo. 
 
A termodinâmica se preocupa com as varias formas de uma dada massa, ou 
seja, sob as mais diferentes fases possíveis dessa substância, sob diversas 
temperaturas e pressões, sendo expressa pela termodinâmica como os 
vários ESTADOS da substância. 
 
obs: Um ESTADO pode ser identificado ou descrito pôr certas propriedades 
macroscópicas observáveis, tais como; temperatura- pressão- densidade e 
etc. sabendo que elas somente podem ter um valor para cada ESTADO, 
independente da forma como esse ESTADO chegou, existe um número 
mínimo de propriedades que especificam o ESTADO de uma substância. 
 
Observação: 
Qualquer estudo técnico é preciso realizar uma revisão: 
Façamos esta revisão: 
• Estrutura molecular: Se define pelas posições relativas dos respectivos 
núcleos, representados pelas distâncias intermoleculares e os ângulos 
das ligações. 
Exemplo: 
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H2O O-----H = d= 0,96 ºA. 
H----------O-----------H = 104º27’. 
• Parâmetro molecular: são determinados pela distribuição eletrônica e 
pela natureza das ligações envolvidas. 
• Distâncias moleculares: dependem do tipo de moléculas formadas. 
 
H2O2 O---------H = 0,97 ºA 
H2O O---------H =0.96 ºA 
 
• Raio covalente de um átomo: Determina-se experimentalmente onde se 
divide pôr dois, o comprimento de uma ligação( A---A ). 
 
Ex.; d(C—C )= 1,54 ºA .........................................Raio de C = 0,77ºA 
 
VAMOS VERIFICAR ALGUNS EXEMPLOS: 
 
1- QUAL SERIA A DISTÂNCIA INTERNUCLEAR DA LIGAÇÃO Cl—Cl ? 
R- Cl—Cl = 1,99 ºA Cl =0,99ºA 
 d(Cl—C ) = 0,77 + 0,99 = 1,76 ºA. aproximadamente. 
 
2- COMO DETERMINAR A ESTRUTURA MOLECULAR? 
 
R- Basta determinar pela análise química a relação dos números de 
átomos diferentes na composição. Depois, determinar os pesos 
moleculares que vão determinar os números efetivos dos átomos de cada 
espécie na molécula e, enfim, estabelecer o arranjo espacial dos átomos 
na molécula. 
 
• Os gases normalmente não possuem superfície limite e alta sensibilidade 
do volume às variações de temperatura e pressão. 
 
Obs: Boyle( 1662), afirmava que ao pressão de um gás aumenta a uma 
temperatura constante, se o volume diminuir . A compressibilidade dos 
gases permitiu que Boyle afirmasse: “ PV= CONST “. A magnitude dessa 
constante depende da temperatura e da massa do gás e ainda de sua 
natureza, logo: P1V1= P2V2 , sendo válida essa LEI se for a pressões baixas. 
 
• A Lei de Gay- Lussac, da variação do volume de um gás com a 
temperatura variando, a pressão constante, tendo essa massa fixa de 
gás, uma variação proporcional para cada elevação de um grau de 
temperatura. 
 
 
 
 
Vt = Vo( 1 +∝∝∝∝+ t ) onde: ∝∝∝∝= coeficiente de expansão térmica cúbica. 
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 ∝∝∝∝= 1 / 273 pôr ºC . 
Vt= Vo( 1 + t / 273) 
 
V2= Vo( 1+ t2 / 273)........................logo: V1= Vo( 1+ t1/ 273) 
 
V1 = 273 + t1 
V2 273 + t2 
 
Observe que são as temperaturas (T) na escala absoluta chamadas de 
KELVIN. 
 
V1 /V2 = T1 / T2 OU: V1 /T1 = V2 / T2 OU: V / T= CONSTANTE . 
 
 
Pôr que um gás é chamado de ideal? Porque obedece as leis de Boyle e de 
Gay-Lussac. 
Um gás não tem comportamento ideal quando não segue o n.º de avogrado 
e sua atração intermolecular é negligenciáveis, possuindo um volume efetivo 
das moléculas pequeno em comparação com o volume ocupado. 
 
• Sabe-se que uma equação de estado é o resultado da combinação das 
LEIS dos gases perfeitos, ou seja, P1 V1 / T1 = P2V2 / T2 OU: PV /T = 
CONST . 
• Avogrado nos diz que n.º iguais de moléculas de diferentes gases devem 
ocupar o mesmo volume a temperatura e pressão dadas, logo, PV /T é 
independente da natureza do gás, sendo que esta relação é igual a uma 
constante universal dos gases( R ), que possui os mesmos valores para 
todos os gases. 
 
 PV / T = R onde : PV = TR ou: PV = n RT . 
 
 
• Os gases reais tem as LEIS de Boyle ede Gay-Lussac, válidas quando as 
pressões forem relativamente baixas e a altas temperaturas, sendo que a 
partir daí, surgem os desvios da lei e cada vez maiores quando se 
aproxima do gás se liqüefazer. 
• As medidas do efeito da temperatura sobre o volume de um gás e um 
certo número de pressões constantes, oferecem um coeficiente de 
expansão à pressão zero igual a 0, 0036610 pôr ºC, sendo que o zero 
absoluto de um gás ideal é igual a 273,15 ºC. 
 
Como? K = 1 / 0,0036610 = 273,15 ºC. 
 
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• As condições normais de temperatura e pressão de 1 mol de um gás 
ideal( CNTP ), possui um volume molar de 22, 4140 litros. Logo, temos 
que a constante dos gases seria: R = PV / T onde : R = 1 . 22,414 / 
273,15 = 0, 082054 lt.atm / grama.mol. 
 
 
 
Observa-se que : Transformar ( R) em ERGS. 
 
 1 atm = 76,0 . 13,95 . 980,66 Dinas.cm-² 
 Densidade a 0ºC = 13,95 gramas. cm --³ 
 Gravidade = 980,66 dinas.cm--² 
 1 atm = 1,0132 . 10+6 dinas.cm-² 
 
 O volume de 1 mol( CNTP ) = 22414 ml. 
 R = PV / T ----------- R = 8,314 . 10+7 ergs.gr-1.mol-1. 
 
 ( R ) em calorias = R = 8,314. 10+7 / 4,184.10+7 = 1,987 cal.gr-1.mol-1 
 
 obs; 1 caloria = 4,184 . 10+7 ergs. 
 
 
• A constante dos gases para uma única molécula, é chamada de 
constante de Boltzmann( K ). 
 
K = R / N = 8,314 . 10+7 / 6,023 . 10+23 = 1,380 . 10-16 ergs. gr-1. 
 
 
• A energia crítica das moléculas de um gás ideal é = Ek= 3 /2 RT. 
 
• Dois gases a pressão e temperatura idênticas, iguais números de 
moléculas somente existem para iguais volumes, logo, podemos dizer 
que: 
 2 2 
P1V1= 1 /3 n1.m1.c1 P2V2= 1 /3 n2.m2.c2 
 
Se V1=V2.....................Se T1=T2........................A energia cinética são 
iguais. 
 
 Logo: n1=n2. 
 
• A capacidade calorífica de um sistema é a quantidade de calor requerida 
para elevar a temperatura do sistema em um grau. Se for em grama de 
material, é chamada de calor específico e se for em moléculas ou mol, é 
chamada de capacidade calorífica molar ou calor molecular. Sabe-se que 
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a caloria é a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 
1 grama de água de 14,5 ºC para 15,5 ºC. 
 
OBSERVAÇÃO: Existem sistemas que possuem capacidade calorífica a 
pressão constante (Cp) e capacidade calorífica a volume constante (Cv). 
 
 
• Não podemos esquecer que as moléculas monoatômicas, possuem 
energia cinética de translação, logo: Ek= 3 / 2 RT para 1mol de gás. 
 
Ek= 3 /2 R( T + 1 ) logo: 3 /2 R( T + 1) – 3 / 2 RT = 3 / 2 R. No caso de 
aumentar de 1 grau. 
Logo: temos que capacidade calorífica molar a volume constante é igual 
: 
Cv= 3 / 2 R. 
 
Se R= 1,987 cal.gr.-1.mol-1. 
 
Cv= 2,98 cal.gr.-1.mol.-1 
 
A partir desse raciocínio, podemos afirmar que quando ocorre expansão de 
um gás, é porque existe um trabalho contra uma pressão constante externa, 
logo, havendo aumento do volume, então houve também aumento da 
temperatura a pressão constante. 
 
COMO? VEJAMOS! W = P.∆∆∆∆V Se: PV= RT, ENTÃO: 
 P.( V + ∆∆∆∆V ) = R (T + 1 ) 
 PV + P.∆∆∆∆V = RT + R 
 P.∆∆∆∆V = R 
OBS: Se a temperatura de 1 mol de um gás aumentar de 1 mol sendo o 
sistema a pressão constante, o trabalho efetuado é igual ao valor da 
constante dos gases (R ). 
Logo: Cp= Cv + R Cp = 3 / 2 R + R = 5 / 2 R 
 
Cp – Cv = R = 1,987 cal. gr-1.mol-1 
 
OBSERVAR: Se combinar as relações entre capacidade calorífica a volume 
constante e pressão constante, teremos um coeficiente ( γγγγ )( gama ) igual a 
( 1,667 ), desde que seja um gás monoatômico. 
γγγγ = Cp / Cv = 5 /2 R / 3 /2 R = 1,667. 
 
Em moléculas poliatômicas as capacidades caloríficas são geralmente 
maiores, logo, esse coeficiente será maior, devido terem além da energia 
rotacional, outras formas de energia, tais como a vibracional, e oscilações 
atômicas na molécula. 
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COMO PODEMOS EXPLICAR ISSO? 
 
Dentro do princípio de equiparação da energia, temos : 
a) Cada energia contribui com 1 /2 R PARA A CAPACIDADE CALORÍFICA. 
b) Três eixos rotacionais serão; 3 . 1 /2 R = 3 /2 R. 
c) A energia vibracional contribui com : 2 . 1 /2 R = R 
 
EXEMPLO: Uma molécula diatômica: x
 
 
3 / 2 R + 2. 1 / 2 R + R = 7 / 2 R 
Ex: H2---------O2--------------N2--------CO.........HCl .....etc... y 
 
• Existe uma equação denominada de VAN DER WAALS, que 
simplesmente simplifica uma equação capaz de relacionar pressão, 
volume e temperatura de um gás que se desvia do comportamento 
ideal, passando a ser um gás real. 
 
( P = a / V2 ) ( V – b ) = RT 
 a = constante determinada pôr forças atrativas. 
 b= constante determinada pôr forças repulsivas e atrativas. 
 
 Obs: A pressão ideal corrigida será igual a : Pe + a / V2 
 O volume ideal corrigido será igual a : V – b. 
 
 Pe= pressão efetiva observada. (b)= É um fator de 
correção(covolume). 
 
• Em baixas pressões, os gases reais ( PV=RT – a /V ) , onde as moléculas 
se acham relativamente distantes, logo, a atração predomina sobre a 
repulsão aumentando a relação ( a / V ) na medida que o volume diminui. 
 
 
• Em altas pressões, os gases reais ficam: PV=RT + Pb , onde ( PV ) 
aumenta linearmente com a temperatura, sendo apreciável a repulsão. 
• Em pressões extremamente baixas, o volume é muito grande, reduzindo a 
equação de VAN DER WAALS, a : PV= RT , fazendo com que os gases 
reais tenham comportamento ideal, devido a atração das moléculas pôr 
unidade de volume, deixar de existir e o volume efetivo das moléculas ser 
muito pequeno em relação ao volume do gás. 
• Como saber a densidade e servir de base para os cálculos dos pesos 
moleculares das substâncias gasosas, a partir do ESTADO de um gás 
ideal? Fácil, basta conhecer a LEI de clayperon. 
 
PV= n.R.T 
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 Onde, n = m / PM, PV = m / PM. RT PM = m.RT / PV 
 
 Se : m / V.RT / P Se: m / V = densidade(d) 
 PM = d / P. RT 
 
 Logo, a densidade: d = PM.P / RT 
 
• Sabendo-se que os vapores das substâncias voláteis, sólidas e líquidas a 
temperatura ordinárias, se desviam consideravelmente do 
comportamento ideal, é possível calcular o peso molecular aproximado 
dessas substâncias. 
 
 PM = (0,82massa.temp) dividida pôr( pressão.volume 
Caso você não tenha percebido, estamos aprofundando nossa noção de 
QUÍMICA no campo da TERMODINÂMICA, estabelecendo uma base 
sólida, capaz de nos transportar para outros conhecimentos. 
Vejamos: 
 
1- Quando uma certa quantidade de matéria, em um certo e dado 
ESTADO, é dividida em duas partes iguais, cada qual terá as mesmas 
propriedades intensivas que da quantidade original e a metade do 
valor das propriedades extensivas. 
 
MASSA / VOLUME EXTENSIVA 
TEMPERATURA / PRESSÃO / DENSIDADE INTENSIVA 
VOLUME ESPECÍFICO INTENSIVA. 
 
• Em TERMODINÂMICA, a propriedade de um sistema tem valor quando 
especificamos o equilíbrio desse sistema. 
Ex: Um gás sob equilíbrio térmico, é porque possui temperatura igual 
em todo o sistema. 
• Se um sistema estiver em equilíbrio mecânico, significa que a pressão é 
igual em todo o sistema, desde que esteja isolado do meio externo. 
• Daí, afirmarmos que: “ Quando um sistema está em equilíbrio com 
qualquer possibilidade de mudança de ESTADO,dizemos que ele está em 
equilíbrio TERMODINÂMICO, porém, quando afirmamos ter ocorrido 
mudança de ESTADO, é porque houve a partir de um dado processo 
qualquer, a quebra desse equilíbrio no sistema com a mudança de duas 
ou mais propriedades do sistema.” 
 
• Em muitos processos industriais, é comum existir um desvio real, que 
pode ser a temperatura, pressão ou volume constante, surgindo um 
processo chamado de quase- equilíbrio com um afastamento do 
equilíbrio termodinâmico infinitesimal. 
• Dizemos que um sistema qualquer percorre um CICLO quando 
independentemente das diversas mudanças de ESTADO ou processos 
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que possa passar, ele volta suas propriedades a Ter os mesmos valores 
iniciais. 
 
COMO VAMOS UTILIZAR AS UNIDADES? 
 
O sistema Internacional é o mais usado na termodinâmica, denominado de 
( SI ), onde FORÇA tem sua unidade em NEWTON (N). 1 N = 1 Kgm / s²( é a 
força necessária para acelerar 1 Kg. de massa à razão de 1 metro pôr 
segundos quadrados. 
PRESSÃO = 1 PASCAL = 1 NEWTON PÔR METRO QUADRADO. 
VOLUME ESPECÉFICO MOLAR = METROS CÚBICOS PÔR MOL. 
DENSIDADE MOLAR = MOL PÔR METROS CÚBICOS. 
1 BAR = 10+5 Pa = 0,1 MPa. 
1 atm = 101325 Pascal. 
 
 
 
ALGUMAS OBSERVAÇÕES IMPORTANTES; 
 
• Uma substância PURA, a sua composição química é invariável e 
homogênea em qualquer fase física em que se encontrar, porém, quando 
colocada em mistura se modifica. Ex: O ar líquido quando colocado em 
contato com o ar gasoso, deixa de ser puro, pois sua composição de fase 
líquida é diferente da fase gasosa. 
• As substâncias chamadas SIMPLES e COMPRESSÍVEIS, que sofrem 
compressão e expansão, não sofrem efeitos de superfície, efeitos 
magnéticos e elétricos. 
• A temperatura de saturação é aquela em que ocorre a vaporização de um 
líquido a uma dada pressão também chamada de saturação. 
 
Ex: ÁGUA ( H2O ) : 0,1 MPa de pressão de saturação = 99,6ºC. 
 
• O TÍTULO de uma substância ( X ), é considerado quando essa 
substância está no ESTADO saturado, ou seja, na pressão e temperatura 
de saturação. 
 
Ex: vapor saturado seco = título de 100 porcento( 100 % ). 
 
0,2 Kg de massa de vapor e 0,8 Kg. de massa líquida, tem seu título 0.2 =20 
%. 
 
• Sabe-se que pressão e temperatura do vapor superaquecido são 
propriedades independentes, porque é possível continuar aumentando a 
temperatura a pressão constante. 
D(vapor superaquecido) 
 
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 TºC 
 
 B(líq saturado) 99,6ºC(vapor saturado.0,1 MPa) 
 20ºC 
 A(estado inicial) 
 Volume 
 
AB= processo até a saturação. 
BC= processo em que o líquido passa para vapor a temp const. 
CD= vapor superaquecido a pressão constante( aumenta volume e temp). 
 
EXEMPLO PARA ANALISAR: 
 G H 
 P E F pto crítico 
 
 
 SÓL C T D VAPOR (abicissa=T ) 
 
 
 
 
 
O EXEMPLO NOS MOSTRA UM SÓLIDO COM COMPORTAMENTO DE 
SUBSTÂNCIA PURA. 
a) Se o sólido for aquecido a pressão constante, abaixo da pressão do pto 
triplo, a fase sólida passa imediatamente para a fase de vapor. 
b) Se o sólido for aquecido a pressão superior constante da pressão do pto 
triplo, primeiro se transforma em líquido em uma temperatura depois se 
transforma para vapor em outra temperatura mais alta. 
 
O que é importante é que quando se estuda um comportamento de uma 
substância em um dado ESTADO , é preciso avaliar o seu pto triplo. 
 
Ex: O Ferro em pressões altas, maior que 5 Pascal, que é seu pto triplo, se 
funde a +/ - 1535 ºC (Temperatura do seu pto triplo. ). 
 
• Observação: Uma substância pura pode ter transformações alotrópicas e 
o ferro é um exemplo. 
 
 
 
NOTE BEM: 
 
• É possível determinar o ESTADO de uma substância pura simples 
compressível através de duas propriedades independentes desde que 
permaneça na fase gasosa. 
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• Pressão, temperatura, volume dos gases a baixas densidades, seguem a 
lei dos gases perfeitos( PV = RT ). 
 
R= 8,3144 KNm / Kmol.k = 8,3144 Kj / Kmol.k 
 
PV = nRT P1V1 / T1 = P2V2 / T2, Pois os gases de baixa 
densidade, seguem as LEIS de Boyle-Mariotte e Charles. 
 
• Para densidades altas ocorre um desvio na equação dos gases perfeitos 
e o conceito de compressibilidade( Z ), vai dizer sob que condições 
ocorre esse desvio. 
 
 Z = PV / RT PV = ZRT 
 Z = 1 GÁS PERFEITO 
 Quando P ZERO Z 1 
 
 Temperatura +/- 300 k e acima Z +/-1 
 Pressão próximo de 10 MPa. 
• Quando se reduz a temperatura abaixo de 300 K , em pressões constante 
a 4 MPa, a densidade fica muito alta e Z <<<< 1. Isto ocorre devido as 
moléculas se atraírem fortemente distanciando-se das condições dos 
gases ideais dos quais não possuem reais forças intermoleculares. 
• Em pressões superiores a 30 MPa, o Z >>>>1, existindo força de repulsão 
entre as moléculas, diminuindo a densidade e fugindo das condições 
dos gases ideais. 
• Se o gás se encontrar sob condições de pressões muito menores do que 
sua pressão crítica, em torno de +/ - vezes ou então em temperatura 
elevadas maiores do que sua temperatura crítica, pelo menos duas vezes, 
é possível admiti-lo como gás ideal. 
 
FAÇAMOS ALGUNS EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO: 
 
1- Qual a massa de ar contida numa sala de aula de 2 X 5X 4 metros , 
admitindo que a pressão é de 10 KPa e a temperatura é de 30º C, caso o 
ar seja considerado como gás perfeito. 
 
Dados: Em tabela, verifica-se : AR = 0,287 KN / m+2/ Kg. 
R= R / M m= PV / RT Volume = 40 m +3 
Logo, m = 10. 40 / 0,287 . 303 = 4, 59 Kg de AR. 
2- Um cilindro contém um volume de 10 metros cúbicos e contém 5 Kg de 
um gás perfeito com peso molecular igual a 28.A temperatura é de 30 º C. 
Qual a pressão interna dentro desse cilindro ? 
 
R = R / PM R= 8,3144 KN/ K.mol.K = 0.3 KN / K.mol.k 
 
P = m. R. T / V P = 5. 0,3. 303 / 10 ,onde P = 45 Pascal. 
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3- Como podemos calcular o volume específico de uma mistura de vapor e 
líquido, de água a 100 º C, tendo um título de 80 % ? 
 
V = V líq + V vap mv = mlíq.Vlíq + mvap. Vvap dividido pela massa. 
 
Tabela, temos: Vlíq = 0,001044 m+3 / Kg. 
 Vvap = 1,6729 m+3 / Kg. 
 
V = ( 1 – X ).Vlíq + x.Vvap 
 
 V = 0,2( 0,001044 ) + 0,8 ( 1,6729 ) = 3, 426 m + / Kg. 
 
VOÇÊ PERCEBEU O USO DE TABELAS ? Na Termodinâmica, usa-se muito 
tabelas. A importância está em estabelecer valores experimentais sob 
condições específicas que possibilitam investigar o ESTADO da 
SUBSTÂNCIA no processo termodinâmico. 
 
Observação importante: A água é pouco compressível, logo, a diminuição do 
volume específico é muito pequeno( tabela = 0,001039 m ³ / Kg. ).Daí, em 
alguns problemas, se considerar desprezível o valor do volume específico 
do líquido comprimido comparado com o volume do líquido saturado na 
mesma temperatura. 
 
 
COMO ENTENDER O QUE SIGNIFICA SUPERFÍCIES TERMODINÂMICAS ? 
 
São questões que precisam ser analisadas particularmente. Se 
considerarmos uma superfície PRESSÃO- VOLUME- VOLUME ESPECÍFICO- 
TEMPERATURA, a exemplo da água que se expande durante a solidificação 
e a compressão de um gás durante o congelamento:P 
 LÍQ A(crítico) 
 
 SÓL T GÁS 
 
 
 T 
 
PERGUNTA-SE: Como uma substância pura muda seu ESTADO? Uma 
substância pura possui apenas duas propriedades intensivas 
independentes. Todo o processo é estudado ao longo das superfícies( 
pressão- temperatura- volume ), em sucessivos ESTADOS de equilíbrio. As 
regiões da superfície de uma única fase são as superfícies curvas e as 
regiões bifásicas são representadas pôr retas paralelas ao eixo volume s 
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específicos, pois nas regiões bifásicas são linhas de pressão e temperatura 
constante. 
E O PONTO TRIPLO? Ele aparece como linha tripla na superfície( pressão-
temperatura-volume ), onde o volume pode variar mas a pressão e a 
temperatura são constante. 
 
OBSERVAÇÃO : Na água , durante o congelamento, ocorre o processo de 
expansão e a temperatura de solidificação decresce com o aumento da 
pressão, porém, um aumento da temperatura ocorre quando se aumenta a 
pressão durante a contração de um gás durante o congelamento. 
OBSERVAÇÃO : Se aumentar a pressão do vapor ao longo de uma isoterma, 
a substância primeiro se torna sólida, depois líquida, logo, sofrendo 
expansão durante o congelamento. No caso da substância sofrer contração 
com o aumento da pressão, primeiro torna-se líquida e depois sólida durante 
o processo de congelamento dentro das condições da isoterma em estudo 
(abcdef ). 
As figuras abaixo, representam esse exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BEM, agora podemos mostrar nossa bibliografia: 
 
• Gordon Van Wylen & Richard E. Sonntag, 1979.FUNDAMENTOS DA 
TERMODINÂMICA CLÁSSICA, versão SI, Trad. 3ª edição Americana, Ed. 
Edgard Blucher LTDA. 
• Otto Alcides Ohhweiler, TERMODINÂMICA CLÁSSICA, Tomo II, Ed.Globo, 
1973. 
• Lúcio, Álvaro, FÍSICO QUÍMICA METALÚRGICA, Ed. Engenharia, 1985. 
• Adamian, Rupen, TERMOQUÍMICA METALÚRGICA, 1985. 
• Neto, José de M., INTRODUÇÃO À METALURGIA QUÍMICA, 1984. 
• Oliveira, Antônio R. de, APOSTILAS-SÍNTESE DE AUTORES DIVERSOS, 
1998. 
 
 
 
 
 
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