AULA 6 (Lei 0 e 1)[1]

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Termodinâmica – O que significa?
	No início, ocupou-se do estudo dos processos que permitiam converter calor em trabalho
calor
força,
movimento
TERMODINÂMICA
Termodinâmica  ramo da Física
que tem por objeto de estudo:
	 os processos em que há transferência de energia 
e/ou transformações de energia em sistemas 
macroscópicos, em termos de variáveis macroscópicas
como pressão (P), volume (V), área (S) ou comprimento (L), 
temperatura (T), campo magnético (B), magnetização do material (M), 
tensão superficial ( ), etc;
	 as propriedades físicas dos sistemas que são 
determinantes nos processos de transferência de 
Energia
(condutividades e capacidades térmicas, 
coeficientes de expansão e compressibilidade, ...)
Formalismo termodinâmico pode ser aplicado aos mais 
diversos sistemas. Exemplos são:
	 gás, líquido ou sólido num recipiente;
	 corda esticada ou barra metálica;
	 membrana esticada;
	 circuito eléctrico;
	 íman num campo magnético.
Sistemas macroscópicos → contêm um grande número de 
partículas constituintes (átomos, moléculas, iões, ...)
nº de Avogadro
Exemplo: líquido num recipiente
Energia potencial gravítica,
mgh
Energia cinética de rotação
das pás
Energia interna das
moléculas de água
Sistema
termodinâmico
Uma certa porção de matéria, que 
pretendemos estudar, suficientemente 
extensa para poder ser descrita por 
parâmetros macroscópicos. 
Vizinhança
do sistema
Aquilo que é exterior ao sistema e com 
o qual o sistema pode, eventualmente, 
trocar energia e/ou matéria.
Fronteira
Superfície fechada, real (uma parede, 
uma membrana, etc) ou abstracta 
(imaginada por nós), que separa o 
sistema da sua vizinhança.
Termodinâmica – vocabulário
Paredes móveis
(contrário: fixas)
Permitem transferência de 
energia na forma de trabalho
mecânico.
Paredes diatérmicas
(contrário: adiabáticas)
Permitem transferência de 
energia na forma de calor.
Paredes permeáveis
(contrário: impermeáveis)
Permitem transferência de 
matéria.
Sistema
isolado
Não troca energia nem matéria
com a sua vizinhança.
Sistema
fechado
Não troca matéria com a sua
vizinhança (pode trocar energia).
Sistema
aberto
Troca matéria com a sua 
vizinhança.
Variáveis de estado 
ou variáveis termodinâmicas
Grandezas macroscópicas mensuráveis e 
que servem para caracterizar o sistema. 
(Ex: temperatura (t), pressão (P), volume (V), 
magnetização de um íman (M), área superficial 
de um líquido (S), tensão numa corda (T), etc.)
Princípio Zero
Dois sistemas (A e B) em equilíbrio térmico com um terceiro sistema (C) estão também em equilíbrio térmico um com o outro. Isto é, verifica-se a propriedade transitiva da relação de equilíbrio térmico.
A temperatura é a propriedade que é comum a sistemas que 
se encontram em equilíbrio térmico 
(mesma classe de equivalência).
SISTEMA C
SISTEMA
 A
SISTEMA
 B
SISTEMA C
SISTEMA
 A
SISTEMA
 B
Pressão:
	 força por unidade de área
	 independente da orientação da superfície
	 forças de pressão sempre perpendiculares à superfície
Pressão
Estado de equilíbrio 
termodinâmico
Estado termodinâmico caracterizado por 
um valor uniforme (o mesmo por todo o 
sistema) e estacionário (não varia com o 
tempo) das variáveis termodinâmicas.
Equilíbrio térmico
Valor uniforme da temperatura
(contacto térmico entre sub-
sistemas)
Equilíbrio mecânico
Valor uniforme da pressão
 (no caso de gases).
Equilíbrio químico
Valor uniforme das concentrações
químicas.
Equação de estado
Equação que relaciona as diferentes 
variáveis termodinâmicas de um sistema 
em estados de equilíbrio. 
Em geral, são precisas unicamente 2 variáveis de estado 
para caracterizar um sistema fechado e de uma 
componente (Exs: (P,V), (T,L),...)
Exemplo: Equação de estado do gás ideal
O digrama PV poder assimrepresentado
Gases reais:
R  const. molar dos gases ideais
Gás ideal (ou gás perfeito):
Eq. de estado 
do gás perfeito
→ volume molar
Diagrama PV ou de Clapeyron
Estado 1
Estado 2
Estados intermédios de equilíbrio
P1
V1
V2
P2
Processo 
termodinâmico
Transformação de um estado de equilíbrio 
do sistema noutro estado de equilíbrio, 
por variação das propriedades termodinâmi-
cas do sistema.
Exemplo: Expansão/compressão 
de um gás ideal
Energia e Primeiro Princípio
Energia total de um sistema
Ex: Sistema de n moles de partículas num campo gravítico
U
Consideraremos sistemas cujo movimento de conjunto é nulo ou quase nulo e cuja variação de energia potencial devido a campos de forças externas é desprezável. Nesse caso, E = U.
trabalho, W, realizado sobre o sistema (U > 0) ou pelo sistema (U < 0)
 calor, Q, que entra (U > 0) ou que sai do sistema (U < 0)
U pode variar como resultado de:
Trabalho termodinâmico num sistema PVT
Fe  força externa 
 compressão (dV < 0)  trabalho da força externa é positivo
 expansão (dV > 0)  trabalho da força externa é negativo
Fe
+
Trabalho infinitesimal
Processo quase-estático
em todas as configurações de equilíbrio
Unidade SI de trabalho: Joule (J)
-
+
 Trabalho termodinâmico, num processo que leva o sistema do estado 1 ao estado 2
diagrama P-V ou de Clapeyron
A
Expansão
 Trabalho termodinâmico, num processo que leva o sistema do estado 2 ao estado 1
A
Compressão
 Em geral: o trabalho é uma função do processo; não depende apenas dos estados 1 e 2
A1
A2
A1-A2
Exemplo:
Um gás impunsionado por um atuador pneumático percorre um caminho eliptico dado por 4x2 + 25y2 = 100, no sentido anti horário e encontra-se submetido a uma Pressão
 P(x,y) = (3y;3x). 
Ache o trabalho realizado para deslocamento do volume V(t) = (5cos t;2sen t), em m3 , com 0 ≤ t ≤ 2π.
 Exemplo:
Um dispositivo do tipo prensa hidraulica realiza trabalho sobre um objeto, aplicando uma pressão P sobre um caminho eliptico dado por 9x2 + 100y2 = 9, no sentido anti horário, se P for dado por:
 P(x,y) = (-3y; 3x). 
Ache o trabalho realizado sobre um deslocamento do volume dado por:
 V(t) = (cos t; 0,03sen t), em m3 , com 0 ≤ t ≤ π.
O trabalho adiabático sobre um sistema termodinâmico só depende dos estados inicial e final e não do processo realizado entre esses dois estados. 
 Caso particular: o trabalho adiabático depende apenas dos estados 1 e 2
Podemos, por isso, definir a função de estado 
energia interna tal que
Num processo não-adiabático, o trabalho realizado sobre um sistema entre os estados inicial (i) e final (f) é diferente do trabalho adiabático realizado entre os mesmos estados (i) e (f). A diferença entre ambos é o calor trocado durante o processo: 
Formulação matemática da 1ª Lei
Calor e Trabalho
 por trocas de trabalho com a vizinhança 
 por trocas de calor com a vizinhança
Primeira Lei:
A energia interna de um sistema fechado pode variar:
Capacidades térmicas
Capacidade térmica
Quantidade de calor que é necessário fornecer ao sistema (lentamente), para que a temperatura do sistema aumente de 1 kelvin.
Sistema
Q
T  T+T
Mas a quantidade de calor fornecida é uma função do processo (ou caminho) ...
 capacidade térmica a pressão constante
 capacidade térmica a volume constante
 coeficiente adiabático
Capacidade térmica molar
e
Capacidade térmica mássica
(ou calor específico)
CP e CV para um gás ideal 
Sistemas ideais  U=U(T)
 eq. da energia interna para o gás ideal
 coef. adiabático
23
10
022
,
6
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A
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>
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o
 
 
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o)
(compressã
 
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sistema
 
 
realizado
 
trabalho
 
:
(expansão)
 
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pelo
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0
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P
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