Pré - Relatório Relação entre as capacidades caloríficas de Gases Cp_Cv pelo Método Clement-Desormes

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Química - DQI
Pré-Relatório 
Relação entre capacidades caloríficas para gases Cp/Cv pelo Método Clement Desormes
Acadêmicas:   
Andressa M. Takahashi                                              RA: 80106 
Bruna C. Bernardi RA: 99154
Geovana Alda                                                          RA: 95204
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Bacharelado
Disciplina: Físico-Química Experimental I - Turma 03
   Maringá – 2021
1) INTRODUÇÃO
1.1) Processos adiabáticos
O termo adiabático refere-se a elementos que impedem a transferência de calor com o meio ambiente. Uma parede isolada está bem próxima de um limite adiabático. Portanto, o termo parede adiabática aparece.
Numa expansão adiabática, o gás não pode receber energia das vizinhanças e vai se expandir contra uma pressão constante. Como o gás não recebe energia das vizinhanças, q = 0. Assim, pela primeira lei da termodinâmica:
∆U = q + w
∆U = +w
Para realizar trabalho, o gás deve retirar energia de si próprio, com consequente diminuição de sua energia interna (∆U < 0. Esse é o caso pois, lembre-se que o trabalho executado é negativo). Nessa situação, como há redução da energia interna do gás, sua temperatura diminui. 
1.2) Processos isotérmicos
A transformação isotérmica é aquela em que, num processo termodinâmico de um gás ideal, a temperatura permanece constante durante o processo.
· iso (igual) + thermo (temperatura)
Essa transformação também recebe o nome de Lei de Boyle-Mariotte. Boyle em 1660, químico irlandês, um dos primeiros cientistas a estabelecer uma diferenciação entre a química e a alquimia, enunciou a lei, segundo a qual, para determinada amostra de gás, o produto da pressão pelo volume ocupado pelo gás é constante quando a temperatura não varia. Em 1676 Mariotte, um físico francês, descobriu de forma independente a mesma lei. Por isso ela é chamada hoje de lei de Boyle-Mariotte.
(Diagrama PV - Transformação Isotérmica. Fonte: https://www.if.ufrgs.br/~dschulz/web/isotermica.htm)
"Quando a temperatura de uma amostra de gás permanece constante, a sua variação de volume é inversamente proporcional à sua variação de pressão."
À temperatura constante, sendo a pressão da amostra p e o seu volume V, essa relação pode ser expressa matematicamente por:
p.v= constante 
Onde essa constante depende da temperatura em que ocorre a transformação da amostra do gás confinado no recipiente. Essa relação pode ser descrita ainda de outra forma. Se a amostra de gás, a uma pressão inicial pi, ocupando o volume Vi, passar a ter pressão pf e volume Vf, mantendo sempre a temperatura constante, pode-se afirmar que: 
pi.vi= pf.Vf 
1.2.1) Processo isotérmico e a primeira lei
A forma clássica da primeira lei da termodinâmica é a seguinte equação:
 dU = dQ – dW 
Nesta equação, dW é igual a dW = pdV e é conhecido como trabalho de fronteira. No processo isotérmico e no gás ideal, todo o calor adicionado ao sistema será usado para realizar o trabalho.
Processo isotérmico (dU = 0):
dU = 0 = Q – W → W = Q (para gás ideal)
1.2.2) Expansão Isotérmica – Compressão Isotérmica
Num gás ideal, as moléculas não têm volume e não interagem. De acordo com a lei ideal dos gases , a pressão varia linearmente com a temperatura e a quantidade e inversamente com o volume.
 pV = nRT
Onde:
· p é a pressão absoluta do gás
· n é a quantidade de substância
· T é a temperatura absoluta
· V é o volume
· R é a constante de gás ideal, ou universal, igual ao produto da constante de Boltzmann e da constante de Avogadro.
Nesta equação, o símbolo R é uma constante chamada constante universal de gás que tem o mesmo valor para todos os gases – ou seja, R= 8,31 J/molK.
1.2.3) Lei de Boyle-Mariotte
A lei de Boyle-Mariotte é uma das leis de gás. No final do século XVII, Robert William Boyle e Edme Mariotte estudaram independentemente a relação entre o volume e a pressão de um gás a temperatura constante. Os resultados de certas experiências com gases sob pressão relativamente baixa levaram Robert Boyle a formular uma lei bem conhecida. Afirma que: “Para uma massa fixa de gás a temperatura constante, o volume é inversamente proporcional à pressão.”
Isso significa que, por exemplo, se você aumentar o volume 10 vezes, a pressão diminuirá 10 vezes. Se você reduzir pela metade o volume, dobrará a pressão, isso que expressa matematicamente por: pV = constante.
1.3) Método de Clement-Desormes
O experimento de Clement-Desormes data de 1819. Aperfeiçoado posteriormente por Gay-Lussac e Welter, objetiva determinar a relação, γ, entre as capacidades caloríficas molares de um gás à pressão constante, CP,m, e a volume constante, CV,m: 
 γ = CP,m / CV,m. 
Mais precisamente, objetiva determinar CV,m, já que, para alguns autores,3 γ é uma relação de conveniência dependente da validade de:
 CP,m - CV,m = R.
Neste experimento, o escape do gás tem sido descrito em um sistema fechado, no qual foi introduzido fronteiras imaginárias e deduziram-se equações que se aplicam apenas a parte do gás que permanece no recipiente após a rolha ter sido recolocada. Revelaram-se empecilhos para, por exemplo, explicar como uma equação faria distinção entre as partes de um sistema homogêneo, fechado e em equilíbrio; ou, ainda, explicar qual seria o critério para determinar o limite da fronteira imaginária. 
Holden prescindiu destes artifícios e formulou o escape em sistema aberto. A reversibilidade foi questionada por Bertrand e McDonald, porque a expansão do gás ocorre contra a atmosfera, cuja oposição é constante. A reversibilidade exige pressão opositora variável. Por isso, eles apresentaram uma nova proposição que é a politropia, que é a troca de calor entre um sistema termodinâmico e sua vizinhança favorecida pela imperfeição do isolamento térmico, e é quase um corolário da imposição da reversibilidade, a qual exige lentidão. Em contrapartida, a lentidão favorece a troca de calor, que, no presente caso, é fonte de erro.
1.4) Capacidades caloríficas e a relação γ= Cp/Cv
A capacidade calorífica é uma grandeza física que determina a relação entre a quantidade de calor fornecida a um corpo e a variação de temperatura observada neste. É uma propriedade extensiva, ou seja, é proporcional a quantidade de material presente no corpo. Por definição, a capacidade calorífica a volume constante é dada pela equação:
A capacidade calorífica a pressão constante (Cp) difere da capacidade calorífica a volume constante (Cv) pelo trabalho necessário para modificar o volume do sistema a fim de a pressão ficar constante. Então, a pressão constante, a equação fica da seguinte maneira:
O calor que é extraído das vizinhanças, para uma mudança de estado em um sistema de interesse onde possui uma variação de temperatura a ela associada, pode ter diferentes valores, devido a possibilidade de existir diferentes caminhos para a mudança de estado. Dessa forma, um sistema pode possuir diferentes valores para capacidades caloríficas, porém, somente dois valores, um de Cp e outro para Cv, possuem maior importância. Devido isso, é importante, saber a razão entre eles, que é dada por γ. Essa razão é dada pela seguinte equação:
1.5) γ para gases monoatômicos e diatômicos
A relação entre pressão p e volume V de um gás durante um processo adiabático é dada por: 
pVγ= constante 
Sendo γ a razão entre os calores específicos molares, a pressão constante e a volume constante do gás. A Teoria Cinética dos Gases prevê que, para gases monoatômicos γ= 1,67 e para gases diatômicos γ= 1,40.
1.6) Medida experimental de pressão
Os aparelhos usados para medir a pressão são basicamente de doistipos: o Manômetro e o Barômetro.
A pressão manométrica é a medição da pressão atmosférica existente no local, podendo ser positiva ou negativa. Quando se trata de pressão negativa, em relação à pressão atmosférica, esta é denominada vácuo. 
Exemplo de manômetro para medir a pressão de um fluido, líquido ou gás:
 Fonte: Mundo Educação.
 
2) OBJETIVO 
Determinar a razão entre Cp e Cv para gases (o ar) pelo método de Clement e Desormes.
3) PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS 
3.1) Cloreto de Cálcio
· Sólido branco;
· Massa Molar: 110,98 g/mol;
· PF: 772°C;
· PE: 1935°C;
· Solúvel em água
· Toxicidade: irritante.
4) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
[1] A TK IN S, P.W. & DE PAULA, J. Físico - Química, v. 1 e 2. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC Editora.
[2] CASTELLAN, Gilberto. Fundamentos de Físico- Química. 8 ed. Rio de Janeiro :LTC,1986.
[3]brasilescola.uol.com.br/fisica/primeira-lei-da-termodinamica.htm. Consultado dia 16/02/2021.
[4]pt.solar-energia.net/termodinamica/processos-termodinamicos/processo-adiabatico. Consultado dia 16/02/2021.
[5]if.ufrgs.br/~dschulz/web/isotermica.htm. Consultado dia 16/02/2021.
[6]thermal-engineering.org/pt-br/o-que-e-processo-isotermico-definicao/. Consultado dia 16/02/2021.
[7]scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422010000800031#:~:text=O%20experimento%20de%20Clement%2DDesormes1%20data%20de%201819.,m%20%2F%20CV%2Cm.&text=A%20reversibilidade%20exige%20press%C3%A3o%20opositora%20vari%C3%A1vel. Consultado dia 16/02/2021.
[8]http://lilith.fisica.ufmg.br/~labexp/roteirosHTML/T-RL.htm#:~:text=A%20Teoria%20Cin%C3%A9tica%20dos%20Gases,%2C%20%CE%B3%20%3D%201%2C33.&text=Um%20cilindro%20de%20volume%20V,como%20mostrado%20na%20figura%201. Consultado dia 16/02/2021.
[9] https://mundoeducacao.uol.com.br/fisica/manometro-barometro.htm. Consultado dia 16/02/2021.