Avaliação de Propriedades e Modelo de Gás Ideal - Cópia

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FENÔMENOS DOS TRANSPORTE
Termodinâmica 
Avaliação de Propriedades e Modelo de Gás Ideal
Professor: Marcelo Paixão Vila Seca
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Tecnologia em Automação Industrial 
Bibiane Castro Dourado
Daiane Regina 
Eliane Cristina Nascimento
Gerla Borges Garcez
Jaqueline Melo
Fase e substância pura: estado termodinâmico
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Estado termodinâmico
Quando estudamos os gases ideais, vimos que as variáveis pressão, volume, temperatura e número de mols, ou massa, caracterizam completamente as propriedades termodinâmicas de uma dada porção de gás. A Lei dos Gases Ideais mostra a relação entre essas variáveis.
O conjunto de valores das propriedades termodinâmicas de um sistema se denomina estado termodinâmico, ou, simplesmente, estado do sistema. O estado termodinâmico de um tanque de gás, por exemplo, será determinado indicando-se sua temperatura (20 ºC), o seu volume (2.000 L), o número de moléculas ou número de mols (100 mols).
Podemos apresentar o estado termodinâmico de um sistema por meio de um diagrama que relacione duas ou mais propriedades que possam variar. 
SUBSTÂNCIA PURA
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Composição química invariável e homogênea. 
Pode existir em mais de uma fase, porém sua composição química é a mesma em todas as fases. 
Equilíbrio Vapor-líquido-sólido em uma Substância Pura 
Ex.: A Água e uma substância pura. 
FASE
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Fase: é uma região homogênea que possui as mesmas propriedades físicas em todos os seus pontos e que é separada de outras regiões do sistema por meio de um fronteira. 
Os sistemas termodinâmicos podem abranger uma substância pura ou mais de uma substância pura.
Mudança de fase de uma substância pura:
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Fusão: mudança da fase sólida para a líquida;
Solidificação: mudança da fase líquida para a sólida;
Sólido
Liquido
Fusão
Solidificação
Mudança de fase de uma substância pura:
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Vaporização: mudança da fase líquida para a gasosa;
Condensação: mudança da fase gasosa para a fase líquida;
Liquida
Gasosa
Vaporização
Condensação
Mudança de fase de uma substância pura:
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Sublimação: transformação direta da fase sólida para a fase gasosa sem que passe pela líquida.
Sólido
Gasosa
Sublimação
Exemplos de Substância Pura
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Mistura de água em vapor com água líquida
Dióxido de carbono
Nitrogênio
Outros Exemplos: Água (solido, líquido, vapor), Misturas homogênea de gases, como o ar, quando não há mudanças de fase.
Relação P – V – T
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Duas propriedades intensivas de um sistema podem ser consideradas independentes entre si a temperatura e o volume.
A pressão é outra propriedade intensiva é uma função da temperatura e do volume especifico, portanto temos que P = P(T, V).
O gráfico dessa função é uma superfície, que é chamada de superfície P – V – T .
Relação P – V – T
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As coordenadas de um ponto na superfície P – V – T indicam os valores da temperatura, do volume especifico e da pressão que a substancia se encontra em equilíbrio. 
Monofásicas: Solido, liquido e vapor nessas regiões o estado em qualquer ponto interior a elas definidas por duas quaisquer seguintes propriedades: temperatura, volume especifico e pressão.
Bifásicas: Duas frases coexistem em equilíbrio: liquido – vapor, solido – vapor, solido – liquido.
Dentro dessas regiões a pressão e a temperatura não independes entre si.
Relação P – V – T
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Trifásica: Três fases coexiste em equilíbrio;
O estado de saturação denominado o estado na qual uma mudança de fase ocorre desde o inicio ate o final.
Diagrama P-T
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A variação da entalpia e da energia interna
Variação da entalpia 
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Variação de entalpia é uma grandeza física representada pela sigla ΔH que indica a quantidade de energia absorvida ou liberada por uma reação química.
Essa variação de entalpia é determinada a partir da subtração entre o resultado final e o inicial. Onde o final de uma reação corresponderá aos produtos e o início corresponde aos reagentes.
 
 		
ΔH = Produtos - Reagentes
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Reagentes= Madeira + oxigênio(inicial) 
produtos= fumaça + cinza(final)
ΔH = fumaça + cinza(final) - Madeira + oxigênio(inicial) 
Energia interna 
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Energia interna é a soma das energias cinética e potencial relacionadas ao movimento dos átomos e moléculas constituintes de um corpo. A energia interna também é diretamente proporcional à temperatura do corpo. Trata-se de uma grandeza escalar medida em Joules (SI) e determinada em função de variáveis como pressão (P), volume (V) e temperatura termodinâmica (T) de um sistema, em Kelvin (K).
Lei de Joule
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Se o sistema em que a energia interna está sofrendo variação for um gás perfeito, a energia interna será resumida na energia de translação de suas partículas, sendo calculada através da Lei de Joule:
Onde:
U: energia interna do gás;
n: número de mol do gás;
R: constante universal dos gases perfeitos;
T: temperatura absoluta (kelvin).
Equação de estado de gás ideal
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Gás ideal é aquele em que os efeitos das forças intermoleculares e o tamanho de suas moléculas podem ser desprezados. Os gases reais , isto é os gases encontrados na natureza.
ESTUDO DOS GASES
Equação geral do gás ideal relaciona três variáveis de estado.
Volume
Pressão
Temperatura
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Equação geral do gás ideal
Lei de Charles 
A pressão constante, o volume ocupado por uma determinada massa de gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
Assim a relação volume e temperatura pode ser expressa por: 
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Para uma determinada massa de gás mantida a um volume constante, a pressão exercida é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
Assim a relação volume e temperatura pode ser expressa por: 
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Do estado intermediário para i estado final2, de acordo com a lei de Gay_Lussac, temos:
Aplicando a Lei de Charles para transformação entre o estado1 e intermediário, obtém-se:
Comparando (a) com (b), tem-se:
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Ajustando a relação obtida, obtemos:
Equação de Clapeyron
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Processos adiabático
Processos Isométrico (isovolumétrico ou isocórico) 
Um processo adiabático é aquele no qual não ocorre transferência de calor nem para dentro, nem para fora do sistema; Q = 0. 
U2 –U1= ΔU = -W
Um processo Isométrico é um processo a volume constante. Quando o volume de um sistema termodinâmico permanece constante, ele não realiza trabalho sobre as vizinhanças. Logo, W = 0.
U2 –U1= ΔU = Q
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Processo isobárico 
Um processo isobárico é um processo à pressão constante. Em geral, nenhuma das três grandezas ΔU, Q e W é igual a zero em um processo isobárico.
W = P(V2 -Vi) 
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Processos isotérmico
Um processo isotérmico é um processo à temperatura constante. Para um processo ser isotérmico, é necessário que a transferência de calor para dentro ou para fora do sistema seja suficientemente lenta, possibilitando que o sistema permaneça em equilíbrio térmico. Em geral, nenhuma das três grandezas ΔU, Q e W, é igual a zero em um processo isotérmico. 
Processos politrópicos
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Processo politrópico
Podemos escrever todos os processos de quase-equilíbrio de um gás ideal em função de:  constante. 
n ↔ expoente politrópico
Os processos isotérmicos, adiabáticos, isocóricos e isobáricos são casos particulares dos politrópicos.
Os processos reais, como a compressão de um gás numa máquina, por exemplo, não são normalmente nem isotérmicos nem adiabáticos puros, mas sim algo (politrópico) entre estes.
Exercícios 
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Exercícios 
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Um gás ideal, confinado inicialmente à temperatura de 27°C, pressão de 15 atm e volume de 100L sofre diminuição no seu volume de 20L e um acréscimo em sua temperatura de 20°C. A pressão final do gás é:
a) 10 atm.
b) 20 atm.
c) 25 atm.
d) 30 atm.
e) 35 atm.
Exercícios 
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2) Certa massa de um gás ocupa um volume de 20 litros a 27ºC e 600 mmHg
de pressão. O volume ocupado por essa mesma massa de gás a 47ºC e 800
mmHg de pressão será de:
a) 4 litros.
b) 6 litros.
c) 8 litros.
d) 12 litros.
e) 16 litros.
Referencias 
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Young, Hugh D. Física 11, Sears e Zemansky:termodinâmica e ondas/ Hugh D. Young, Reger A. Freedman; colaborador A. Lewis Ford. -14. ed. - São Paulo: Pearson Education do Brasil Ltda.
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