Cap 1_Metalurgia Física

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DISCIPLINA: METALURGIA FÍSICA
MAV 01446 
Dsc. Elaine Cristina Pereira
Professor Associado LAMAV/CCT/UENF
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
1. Conceitos Termodinâmicos
Sistema, Componentes, Energia, Energia Interna, Entalpia, Energia
Livre de Gibbs, Equilíbrio Termodinâmico, Curvas de Energia Livre.
2. Diagrama de Fases
Diagramas de Equilíbrio, Sistemas de um e dois Componentes,
Sistemas Isomorfos, Eutético, Peritético, Regra da Alvanca, Regra
das Fases de Gibbs.
3. Solidificação
Nucleação Homogênea e Heterogênea, Crescimento e
Macroestrutura resultante, Resfriamento Constitucional.
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
4. Difusão
Par de Difusão, Mecanismos de Difusão, Primeira e Segunda Lei
de Fick, Difusão em estado Estacionário e Não-Estacionário,
Exemplos.
5. Transformação Eutetóide
Cinética da Transformação em Estado Sólido, Equação de Avrami,
Curvas TTT, Transformação Eutetóide, Perlita, Bainita, Curvas de
Resfriamento Contínuo.
6. Transformação Martensítica
Adifusional, Atérmica, Distorção de Bain, Reversibilidade da
Transformação Martensítica, Exemplos.
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
7. Aplicações da Metalurgia Física
Envelhecimento Al-Cu, Pontos Invariantes Cu-Zn, Ligas Ti-Ni e
Cu-Al, Aços Inoxidáveis, Ligas com Efeito de Memória de Forma.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Reed Hill, R. Princípios de Metalurgia Física. Editora
CECSA. Abril 1971.
2. Introduction to Alloy Phase Diagrams, ASM
Handbook, Volume 3, Ed. Hugh Baker.
3. Callister, W.D., Rethwisch, D.G. Ciência e Engenharia
de Materiais. Editora LTC. 8ª Ed., 2012.
4. Verhoeven, J.D. Fundamentos da Metalurgia Física.
Editora LIMUSA. 1987.
5. Smallman, R.E. Modern Physical Metallurgy. Editora
Butterworth. 1985.
METODOLOGIA DE AVALIAÇÃO
P1 – 10 pontos
(cap.1 ao 3)
P2 – 10 pontos
(cap. 4 ao 7)
P3 – 10 pontos
(seminário cap. 7)
CAPÍTULO 1: Conceitos Termodinâmicos
- Sistema, Componentes, Fase
- Energia, Energia Interna, Entalpia, Entropia
- Energia Livre de Gibbs
- Equilíbrio Termodinâmico
- Curvas de Energia Livre.
CONCEITOS TERMODINÂMICOS
SISTEMA:
 O sistema é uma parte do universo que está sendo
observado e/ou estudado. De acordo com a
característica de sua fronteira o sistema pode ser aberto
ou fechado, dependendo se é permeável ou não à
passagem de matéria com relação a sua vizinhança.
 Os dois tipos de sistemas (aberto ou fechado) podem
trocar ou não energia com a vizinhança, dependendo se
a fronteira é diatérmica ou adiabática.
 Diatérmica: permite a passagem de calor.
 Adiabática: não existe troca de energia térmica.
SISTEMA:
 Vizinhança é a parte do universo vizinho do sistema
avaliado, de onde se observa, avalia e realiza medidas.
 Um sistema é isolado quando não tem contato
térmico nem mecânico com a vizinhança.
 Com relação aos metais, um sistema se refere a
uma série de ligas metálicas.
 Por exemplo: ligas do sistema Cu-Zn (latão), ligas do
sistema Fe-C (aço carbono, aço inoxidável...)
COMPONENTE:
 É uma substância elementar que compõe o
sistema. Ex: sistema de dois componentes, H2O-NaCl.
 No sistema metálico, os componentes são os
metais puros ou elementos que constituem uma série
de ligas.
 Ex: no sistema latão, os componentes são Cu e Zn.
FASE:
 É uma parte homogênea do sistema que tem
características físicas e químicas uniformes.
 Ex: água e gelo, Fe-a e Fe-g, Cu sólido e Cu líquido.
FASE:
 Dentro de um sistema a fase pode ser contínua ou
descontínua.
 Com relação aos metais, a fase contínua é a matriz e
a descontínua podem ser os precipitados, segundas
fases, etc.
MICROESTRUTURA:
 A microestrutura de um material pode ser
caracterizada pelo número de fases presentes, a
proporção e o modo como estas estão distribuídas.
SOLUÇÕES SÓLIDAS:
 As soluções sólidas formadas nas ligas são
exemplos de fases.
 Elas podem ser substitucionais ou intersticiais, as
quais existem num intervalo de composições da liga.
METAIS E LIGAS METÁLICAS
COMPOSTOS INTERMETÁLICOS:
 Os compostos intermetálicos também são fases.
Estes estão presentes em muitas ligas, a diferença
entre as soluções sólidas é que os compostos
existem em uma composição fixa.
 Exemplo : Diagrama Mg-Pb, composto
intermetálico Mg2Pb (19%Mg-81%Pb)
ENERGIA (E):
 A energia é a capacidade de efetuar trabalho, que
está associado à contribuição das energias cinética e
potencial. A unidade de energia no SI é Joule (J).
 A termodinâmica envolve os estudos das
transformações de energia.
TEMPERATURA (T) e CALOR (q):
 A temperatura pode indicar o sentido do fluxo de
energia (na forma de calor) de um corpo para outro.
 O calor é a alteração da energia (fluxo) como
consequência da diferença de temperatura entre dois
corpos, ou entre um sistema e sua vizinhança.
REAÇÃO ENDOTÉRMICA E EXOTÉRMICA:
 Processo endotérmico quando absorve calor.
 Processo exotérmico quando libera energia em
forma de calor. G = H - TS
ENERGIA INTERNA (U):
 É a energia total de um sistema, ou seja, a soma
das energias cinética e potencial das moléculas que
compõem o sistema.
 A variação da energia interna é um conceito muito
utilizado na termodinâmica.
ΔU = Uf – Ui
 Se sobre um sistema é realizado trabalho (W) e
transfere-se energia na forma de calor para este
sistema, então:
 ΔU = q + W sendo esta expressão a 1ª lei da
Termodinâmica.
ENERGIA INTERNA:
 A energia interna (U) de
um sistema aumenta
com a temperatura (T)
 Capacidade calorífica
(C) é o coeficiente
angular em cada
temperatura da curva U
x T (volume constante).

Cv = dU/dT
C = cal/ºC
ENTALPIA (H):
 A entalpia é a quantidade de calor de um sistema e
é definido pela expressão:
H = U + PV
 À pressão constante, a variação de entalpia é igual
ao calor fornecido:
dH = dq
 A entalpia (H) aumenta com
a temperatura (T), e o
coeficiente angular desta curva
é a capacidade calorífica (C), à
pressão constante.
Cp = dH/dT
ENTROPIA (S):
 É a medida de desordem molecular de um sistema.
 A variação de entropia ocorre como consequência de
uma mudança física e/ou química.
 Esta é totalmente dependente do calor uma vez
que aumenta o movimento caótico das partículas.
 A entropia (S), bem como a entalpia (H) são funções
de estado da matéria.
 A variação da entropia é definida pela expressão:
dS = dq/dT
 2ª Lei da Termodinâmica: “A entropia de um
sistema isolado aumenta espontaneamente”.
Entropia e Transformação de Fases:
 Em uma transformação de fases ocorre uma
mudança na ordem molecular do sistema, portanto
sempre existirá uma variação na entropia do sistema.
 Se T é a temperatura de transformação, então nesta
temperatura as duas fases estão em equilíbrio
termodinâmico.
 À pressão constante tem-se que q = ΔH então:
ΔS = ΔH/T
 Quando ΔH < 0 a transformação é exotérmica. Ex:
congelamento, existe variação negativa da entropia.
 Quando ΔH > 0 a transformação é endotérmica. Ex: a
fusão, neste caso se eleva a entropia do sistema.
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G):
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G):
 A energia livre de um sistema, solução ou de uma
fase é uma propriedade termodinâmica.
 A energia livre é definida pela expressão:
G = H - TS
 Quando ocorre mudança de estado do sistema, G
se modifica, devido às alterações da H, T e S.
 Através G pode-se avaliar a espontaneidade de
uma transformação em termos das propriedades.
 Com pressão e temperaturas constantes, as reações
são espontâneas no sentido da diminuição da
energia de Gibbs do sistema. dGT,P ≤ 0
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G):
A fusão de um elemento metálico é uma
transformação endotérmica espontânea, onde o
termo (TdS) supera em módulo a variação da
entalpia (dH) de acordo com a expressão:
dG = dH - TdS
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G):
1 - Observa-se a dependência com a entropia
2 - Observa-se a dependência com o volume
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G):
A energia livre (G) varia linearmente com a pressão (P)
e temperatura (T). H = U + PV
G = H - TS
dG = VdP – SdT
EQUILÍBRIO TERMODINÂMICO:
 Uma fase ou um sistema está em equilíbrio quando
permanecem sem alterações.
 No estadode equilíbrio o valor de G é mínimo para uma
combinação específica de T, P e composição.
 O estado de equilíbrio de um sistema não muda, ou seja, é
estável.
 O estado metaestável é exemplo de transformações
demoradas e/ou impedidas. Ocorre quando, com as
mudanças de T, P ou composição, o novo estado de
equilíbrio não é completo.
 Neste caso, a velocidade para atingir o equilíbrio é muito
baixa e este estado metaestável pode persistir
indefinidamente como um falso “equilíbrio”.
EQUILÍBRIO METAESTÁVEL:
EQUILÍBRIO METAESTÁVEL:
ESTADO DE UM SISTEMA:
 É a condição física definida pelas variáveis
termodinâmicas (U, S, V e n = fração molar), os quais
fixam uma condição “única”.
 Dois fatores devem ser considerados: fatores extensivos
e intensivos.
 Extensivos: são aditivos e fixam o estado
quantitativamente. Ex: massa, volume, comprimento,
energia interna, capacidade calorífica, etc.
 Intensivos: não-aditivos e fixam o estado
qualitativamente. Ex: densidade, pressão, potencial
químico, etc.
 O produto de um fator intensivo e extensivo tem
dimensão de energia. Ex: F x d = Trabalho.
ESTADO DE UM SISTEMA:
 Exemplos termodinâmicos: Energia Térmica: T x
S; Energia Mecânica: P x V; Energia Química: µ
(potencial químico) x m.
 Assim, o estado de um sistema pode ser definido
em termos de sua energia total, ou seja, a soma das
energias térmica, mecânica e química.
 Expressões que descrevem o estado termodinâmico
de um sistema de vários componentes:
(1) Energia Interna: dU = TdS – PdV + Ʃµ dn
(2) Entalpia: dH = TdS +VdP + Ʃµ dn
(3) Energia de Helmholtz: dA = -SdT – PdV + Ʃµ dn
(4) Energia de Gibbs: dG = SdT +VdP + Ʃµ dn
ESTADO DE UM SISTEMA:
 Com as expressões, pode-se observar quatro grupos
com propriedades fundamentais, os quais são utilizados
para descrever o estado de um sistema.
(1) Energia Interna: U, S, V, n
(2) Entalpia: H, S, P, n
(3) Energia de Helmholtz: A, T, V, n
(4) Energia de Gibbs: G, T, P, n
A: grandeza que mensura parcela de energia interna de um sistema para
ser utilizada na forma de trabalho.
 A combinação dos valores destas medidas é utilizada
para a obtenção dos diagramas de fases.
 Visto que estas grandezas estão inter-relacionadas, o
estado do sistema pode ser descrito especificando
três grandezas usuais: T, P e n.
Cp: variação térmica de determinada substância ao receber
determinada quantidade de calor (J/Kg.K)
G = H - TS