TERMOMETRIA,
CALORIMETRIA E
TERMODINÂMICA – Aula 4
Maria Augusta Constante Puget (Magu)
Diagrama de Fases (1)

Denomina-se estado de uma substância a
situação em que ela se apresenta em um dado
instante, sendo caracterizado pelos valores de sua
temperatura, pressão e volume.

Representando os diferentes estados da substância
em um gráfico de pressão por temperatura,
obtemos o chamado diagrama de fases da
substância.
2
Pressão (1)

Pressão (símbolo: p) é a força normal
(perpendicular à área) exercida por unidade
de área.

Formalmente:
𝐹
𝑝=
𝐴
3
Pressão (2)



No SI, a unidade padrão para pressão é o Pascal (em
homenagem a Blaise Pascal, eminente físico,
matemático e filósofo francês), que corresponde a 1
N/m2.
A pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar
corresponde a aproximadamente 1,01325×105 Pa. Esse
valor é normalmente associado a uma unidade
chamada atmosfera padrão, simbolizada por atm.
Milímetro de mercúrio (mmHg), também chamado
torricelli, é uma unidade de pressão antiga. Surgiu
quando Evangelista Torricelli (físico e matemático
italiano) inventou o barômetro de mercúrio, em 1643.
1 atm = 760 mm Hg
4
Diagrama de Fases (1)
5
Diagrama de Fases (2)
1.
A curva 1 é a curva de
fusão: delimita as regiões
correspondentes às fases
sólida e líquida, sendo
representativa
dos
estados de equilíbrio
entre sólido e líquido.
6
Diagrama de Fases (3)
2.
A curva 2 é a curva de
vaporização: separa as
regiões
que
correspondem às fases
líquida e de vapor, sendo
representativa
dos
estados de equilíbrio
entre líquido e vapor.
7
Diagrama de Fases (4)
3.
A curva 3 é a curva de
sublimação: separa as
regiões
que
correspondem às fases
sólida e de vapor, sendo
representativa
dos
estados de equilíbrio
entre sólido e vapor.
A transição de fase é a conversão espontânea de uma
fase em outra e ocorre numa temperatura característica para
uma dada pressão.
8
Diagrama de Fases (5)


O estado representado pelo
ponto comum às três curvas
(T) é denominado ponto
triplo ou ponto tríplice e
corresponde ao equilíbrio
entre as três fases da
substância.
Sob pressão de 4,58 mmHg e
à temperatura de 0,010C,
podemos obter, para a água,
um sistema constituído por
gelo, água líquida e vapor de
água, em equilíbrio.
9
Equilíbrio Sólido – Líquido (1)



Um sólido cristalino, ao
receber calor, sob pressão
constante, sofre fusão a uma
temperatura característica TF.
O calor latente de fusão
da substância é o calor
absorvido, por unidade de
massa, enquanto o corpo se
funde.
Durante a fusão coexistem as
fases sólida e líquida do
material.
T (0C)
(Fusão)
TF
Líquido
Sólido
Q (cal)
10
Equilíbrio Sólido – Líquido (2)



Do mesmo modo, se um líquido
perder calor sob pressão
constante, sofrerá solidificação
à mesma temperatura na qual o
sólido se funde (sob mesma
pressão).
Durante a solidificação, a
temperatura
permanece
constante.
O
calor
latente
de
solidificação da substância é o
calor perdido por unidade de
massa, enquanto o líquido se
solidifica. O seu valor é igual, em
módulo, ao calor latente de
fusão.
T (0C)
Ts
Líquido
(Solidificação)
Sólido
|Q| (cal)
Para a água, os calores
latentes de fusão e de
solidificação, sob pressão
normal, valem:
LF = 80 cal/g
LS = -80 cal/g
11
Equilíbrio Sólido – Líquido (3)

Há dois tipos de substâncias no que diz respeito à
influência da pressão sobre o ponto de
fusão:
1.
Substâncias que se dilatam na fusão: Têm um
aumento no seu volume, isto é:Vlíquido > Vsólido.
2.
Substâncias que se contraem na fusão: Têm uma
diminuição no seu volume, isto é:Vlíquido < Vsólido.
12
Substâncias que se dilatam na fusão (1)





É o caso da maioria das substâncias, sendo
o comportamento do dióxido de carbono
(CO2), por exemplo.
No caso destas substâncias, um aumento
na
pressão
faz
aumentar
a
temperatura de fusão.
A curva de fusão apresenta o aspecto
indicado ao lado.
Esta influência da pressão é explicada pelo
fato de as moléculas se afastarem
umas das outras na fusão.
O aumento da pressão, comprimindo as
moléculas, dificulta sua separação, a qual
somente se torna possível em uma
temperatura mais elevada, quando as
moléculas tiverem maior grau de agitação.
Para estas substâncias, a
densidade do sólido é
maior que a do líquido.
13
Substâncias que se contraem na fusão (1)




Encontram-se nesta categoria a água, o
bismuto, o ferro e o antimônio.
Pelo fato de essas substâncias se contraírem,
quando aumentamos a pressão externa
estamos também facilitando a fusão.
Dessa forma, quanto maior for a pressão,
menor será a temperatura de fusão.
A curva de fusão apresenta o aspecto
indicado ao lado.
Para a água, temos as seguintes temperaturas
de fusão, para alguns valores de pressão:
p = 1 atm
TF= 00C
p = 8,1 atm
TF= -0,060C
p = 135 atm
TF= -10C
p = 340 atm
TF= -2,50C
14
Comportamento Anômalo da Água (1)

Aquecendo certa massa m de água, inicialmente a 0 °C, até a temperatura de
100 °C, verificamos que de 0 °C a 4 °C o volume diminui, pois o nível da água
no recipiente baixa, ocorrendo contração. A partir de 4 °C, continuando o
aquecimento, o nível da água sobe, o que significa aumento de volume,
ocorrendo dilatação.

Os gráficos abaixo mostram como variam o volume e a densidade da água em
função da temperatura.
15
Comportamento Anômalo da Água (2)

A densidade (d = m/V) varia inversamente com o volume V.

Então, de 0°C a 4°C a densidade da água aumenta, pois o volume diminui
nesse intervalo. Acima de 4°C, o volume da água aumenta e, portanto, a
densidade diminui.

Sendo o volume da água mínimo a 4 °C, nessa temperatura ela apresenta sua
densidade máxima.
16
Comportamento Anômalo da Água (3)


1.
2.

O comportamento irregular da água, ao ter sua temperatura
variada, é explicado pela existência de um tipo especial de
ligação entre suas moléculas: as pontes de hidrogênio.
Essa ligação é de natureza elétrica e ocorre entre átomos de
hidrogênio de moléculas diferentes.
Então, quando a temperatura de certa quantidade de água
aumenta a partir de 0 °C, ocorrem dois efeitos que se
opõem quanto à sua manifestação:
A maior agitação térmica molecular produz um aumento na
distância média entre as moléculas, o que se traduz em um
aumento de volume (dilatação);
As pontos de hidrogênio se rompem e, devido a esse
rompimento, na nova situação de equilíbrio as moléculas se
aproximam umas das outras, o que se traduz em uma
diminuição de volume (contração).
Ambos os efeitos estão sempre ocorrendo. A predominância
de um ou de outro efeito é o que pode acarretar a dilatação
ou contração da água.
17
Comportamento Anômalo da Água (4)



Nas regiões de clima muito frio,
onde
a
temperatura
cai
frequentemente para valores
inferiores a 0 °C, sabe-se que,
embora lagos e rios congelam na
superfície, a água no fundo
permanece no estado líquido.
Isto é providencial para a
manutenção da fauna e flora
aquáticas.
A explicação dessa ocorrência é
baseada
no
comportamento
anômalo
da
água
descrito
anteriormente.
18
Comportamento Anômalo da Água (5)

Consideremos um corte de uma porção de
água.

Se a temperatura ambiente, acima da
superfície a água, for superior a 4 °C
inicialmente (por exemplo 20 °C) e começar a
diminuir, o resfriamento de todo o líquido é
praticamente uniforme, porque a densidade da
água superficial (mais fria) é maior que a da
água do fundo (mais quente), tendendo a
trocar de posição, o que faz com que a água se
misture.

No entanto, a partir do instante em que a
temperatura atinge 4 °C, deixa de haver
movimentação por diferença de densidade,
pois nessa temperatura a água tem densidade
máxima.

Se a temperatura ambiente continuar
diminuindo, só se esfria a água da superfície,
chegando a se formar uma crosta de gelo, que
poderá ganhar em espessura à medida que a
temperatura cai. No entanto, o fundo
permanece no estado líquido.
19
Equilíbrio Líquido – Vapor (1)



Se fornecermos calor a uma
substância pura na fase
líquida, sob pressão constante,
ela sofre ebulição a uma
temperatura característica TV.
O
calor
latente
de
vaporização da substância é
o calor absorvido, por
unidade de massa, enquanto
ferve.
Durante a ebulição coexistem
as fases líquida e gasosa do
material.
T (0C)
TV
(Vaporização)
Vapor
Líquido
Q (cal)
20
Equilíbrio Líquido – Vapor (2)



Do mesmo modo, se um vapor
perder calor sob pressão
constante, sofrerá condensação
à mesma temperatura na qual o
líquido vaporiza (sob mesma
pressão).
Durante a condensação, a
temperatura
permanece
constante.
O
calor
latente
de
condensação da substância é o
calor perdido por unidade de
massa, enquanto o vapor se
transforma em líquido. O seu
valor é igual, em módulo, ao
calor latente de vaporização.
T (0C)
Ts
Vapor
(Condensação)
Líquido
|Q| (cal)
Para a água, os calores
latentes de vaporização e de
condensação, sob pressão
normal, valem:
LV = 540 cal/g
LC = -540 cal/g
21
Equilíbrio Líquido – Vapor (3)
Pela análise dos diagramas de fases, verificase que a temperatura de ebulição de um
líquido depende da pressão exercida sobre
ele.
 Qualquer que seja a substância, se a pressão
externa aumentar, o líquido ferverá a uma
temperatura mais elevada.
 Este fenômeno ocorre porque, na ebulição,
há aumento de volume. Uma vez que o
aumento da pressão comprime as
moléculas, umas contra as outras,
torna-se mais difícil a sua separação.
Assim, a vaporização somente será possível
a uma temperatura mais elevada, quando as
moléculas tiverem maior grau de agitação.

22
Equilíbrio sólido-vapor. Sublimação (1)


T (0C)
Se um sólido cristalino receber calor
sob pressão constante, inferior à
pressão do ponto triplo, ele sofrerá
(Sublimação)
T
sublimação em uma temperatura F
característica TS, que permanecerá
Sólido
constante durante o processo.
Vapor
Q (cal)
Se, sob a mesma pressão, o vapor da
substância perder calor, ele se
T (0C)
transformará em sólido (cristalização)
Vapor
à mesma temperatura em que ocorre
(Cristalização)
o
processo
mencionado Ts
Sólido
anteriormente.
|Q| (cal)
23
Equilíbrio sólido-vapor. Sublimação (2)



Qualquer substância (exceto o hélio) pode
sublimar, dependendo das condições físicas a
que esteja submetida.
O iodo e o gelo-seco (CO2 solidificado)
sublimam em condições fáceis de serem
reproduzidas.
Em espetáculos teatrais e musicais, um efeito
especial interessante consiste em se obter
uma “nuvem de fumaça” mediante a colocação
de pedaços de gelo seco em água. Quando o
gelo-seco sublima, os vapores de CO2 que se
formam constituem uma densa neblina.
24
Temperatura de Ebulição da Água em
Diferentes Localidades e Altitudes (1)

De modo aproximado, pode-se dizer que a
temperatura de ebulição da água diminui de 30C a
cada 1 km acima do nível do mar.
25
Panela de Pressão (1)





Nas panelas abertas, a água ferve a
temperatura próxima de 100°C,
dependendo da altitude.
A panela de pressão é fechada, de
maneira que o vapor d’água que se
forma no seu interior, não se dissipa
facilmente para o ambiente.
Desta maneira, a pressão interna da
panela aumenta, podendo chegar
a 2 atm.
Nesta pressão a água ferve a uma
temperatura aproximadamente
igual a 120°C. Como a água atinge
uma temperatura maior, os alimentos
são cozidos com maior rapidez.
A panela de pressão foi inventada pelo
Físico francês Denis Papin.
Por segurança, as panelas de
pressão possuem uma válvula
para controle de pressão, e
uma válvula de segurança.
 A válvula para controle de
pressão permite a saída do
vapor d’água quando a
pressão deste vapor atinge um
limite.
 Caso
a pressão interna
ultrapassa o valor suportado
pela panela, a válvula de
segurança se rompe.

26
Gás Ideal (1)

Um gás ideal ou perfeito é um gás hipotético, idealizado.
Características:
1.
2.
3.

É composto de partículas puntiformes, ou seja, de tamanho
desprezível.
As forças de interação elétrica entre as partículas do gás são
desprezíveis.
As partículas só interagem durante as colisões, que são
perfeitamente elásticas (ou seja, nestas colisões, não há perda de
energia na forma de calor).
Um gás real (oxigênio, hidrogênio, nitrogênio) pode apresentar um
comportamento que se aproxima muito do previsto para um gás
ideal, sob certas circunstâncias. Nestas situações, pode-se aplicar a
27
um gás real as relações estabelecidas para o gás ideal.
Pressão Máxima de Vapor (1)
Lei de Boyle (1)

Uma transformação gasosa na qual variam a pressão p e o
volume V, com a temperatura T mantida constante é
chamada de transformação isotérmica.

Imaginemos uma seringa,
cujo orifício esteja fechado e o
êmbolo pressionado.Veremos
que quanto maior for a pressão
externa aplicada sobre o êmbolo da seringa, menor será o
volume do ar dentro da seringa.
28
Pressão Máxima de Vapor (2)
Lei de Boyle (2)

Se mantivermos uma certa massa de gás ideal a uma
temperatura constante T, verificamos experimentalmente
que, se o volume for reduzido de um valor inicial V1 para
um valor final V2, a pressão aumenta do valor inicial p1 para
o valor final p2, de acordo com a fórmula:
p1V1 = p2V2
A pressão e o volume de um gás ideal, mantido a uma temperatura constante,
são inversamente proporcionais.
Por inversamente proporcionais entende-se que, se a pressão
aumenta, o volume diminui na mesma proporção e vice-versa.
29
Pressão Máxima de Vapor (3)
Lei de Boyle (3)

Esta relação é chamada Lei de Boyle
em homenagem ao físico que a
descobriu.

Robert Boyle (Lismore, 25 de janeiro
de 1627 — Londres, 31 de dezembro
de 1691) foi um filósofo natural,
Químico e Físico irlandês que se
destacou pelos seus trabalhos no
âmbito da física e da química.
30
Pressão Máxima de Vapor (4)
Compressão isotérmica (1)


Se representarmos a pressão p no eixo das ordenadas e o
volume V no eixo das abscissas, a curva que expressa a lei de
Boyle (pressão inversamente proporcional ao volume) é uma
curva denominada isoterma, que corresponde a um ramo
de uma hipérbole equilátera.
Diferentes temperaturas originam diferentes isotermas.
31
Pressão Máxima de Vapor (5)
É possível mudar o estado
de agregação da matéria
por aumento de pressão.
Experimento:
 Consideremos um cilindro,
com um êmbolo móvel,
contendo vapor de dióxido de
carbono (CO2) a 100C .


Lei de Boyle
Mantendo
constante
a
temperatura
do
cilindro,
vamos variar o seu volume.
32
Pressão Máxima de Vapor (6)

Inicialmente, diminuindo o volume do cilindro, a pressão
exercida
pelo
vapor
aumenta,
valendo
aproximadamente, a Lei de Boyle (curva 1a).

Prosseguindo a redução do volume do cilindro, atinge-se
a pressão F e, neste ponto, o vapor começa a se
condensar. Deixa de valer a Lei de Boyle.

Durante a condensação do vapor a pressão se mantém
constante (no seu valor F) no interior do cilindro até
que todo o vapor se transforme em líquido. No gráfico
isto é representado pela reta 1b paralela ao eixo dos
volumes, denominada patamar.

Na figura 1c, todo vapor se transformou em líquido e
uma pequena diminuição no volume do líquido é
conseguida apenas com grande aumento na pressão.
Lei de Boyle
33
Pressão Máxima de Vapor (7)



Na temperatura em que se realiza a experiência
(100C), F é a maior pressão que o vapor de CO2
pode exercer (antes de se transformar totalmente
em líquido).
Esse valor F constitui a pressão máxima de
vapor à temperatura da experiência.
A pressão máxima de vapor corresponde, ao
equilíbrio líquido-vapor, sendo representada, no
diagrama de fases, por um ponto na curva de
vaporização.
Vapor saturante
Vapor seco
• Denomina-se vapor saturante ao vapor que se encontra em presença do
líquido e, portanto, exercendo a pressão máxima F.
• Chama-se vapor seco aquele que não se encontra em presença do líquido,
exercendo então uma pressão menor que a máxima (p < F).
• O vapor saturante não obedece à Lei de Boyle (pV = constante). A pressão por
ele exercida (pressão máxima de vapor F) não depende do volume ocupado
pelo vapor.
34
Pressão Máxima de Vapor (8)

A influência da temperatura na pressão
máxima de vapor foi bem estabelecida por
Thomas Andrews (1813 – 1886), físicoquímico irlandês.

Ele realizou compressões isotérmicas em
diferentes temperaturas para uma mesma
substância (o CO2) e constatou que, quanto
mais elevada a temperatura, maior é a
pressão máxima F em que ocorre a
condensação.

Além disso, o patamar do gráfico p X V
diminui, isto é, com o aumento da pressão, a
liquefação torna-se mais rápida.
35
Pressão Máxima de Vapor (9)

A uma temperatura característica da
substância, denominada temperatura crítica
(TC = 310C no caso do CO2), o patamar se
reduz a um simples ponto, o ponto crítico, e
a condensação do vapor aí é instantânea.

A curva obtida ligando-se as extremidades dos
patamares (em azul) é denominada curva de
saturação.

Conclusões:
A pressão máxima de vapor F de uma substância varia exclusivamente em
função da temperatura.
O maior valor possível para a pressão máxima de vapor de uma
substância é a pressão crítica pC, correspondente à temperatura crítica
TC .
36
Pressão Máxima de Vapor (10)




Se a compressão isotérmica for realizada em
uma temperatura superior à temperatura
crítica TC, verifica-se que não mais ocorre a
condensação.
A substância estará então sempre na fase
gasosa, obedecendo a Lei de Boyle.
Acima da temperatura crítica, a substância não
é mais chamada de vapor, reservando-se a ela
o nome de gás.
Assim:
Gás é a substância na fase gasosa numa temperatura superior à temperatura
crítica.
Um gás não se condensa por compressão isotérmica.
37
Pressão Máxima de Vapor (11)

Levando-se em conta que a pressão máxima
de vapor corresponde ao equilíbrio líquidovapor da substância, a curva das pressões
máximas de vapor, no diagrama de fases, é a
curva de vaporização, que se estende do
ponto triplo T ao ponto crítico C.

Na tabela ao lado, tem-se os pontos críticos
de algumas substâncias.

Observa-se que a água na fase gasosa é
vapor até 3740C. Acima dessa temperatura a
água é gás, não podendo ser liquefeita por
compressão isotérmica.
38
Pressão Máxima de Vapor (12)
39
Mistura de Gases (1)




Consideremos uma mistura gasosa de gases ideais.
A fração molar XA de um determinado gás A da mistura é a razão
entre o número de mols deste gás e o número de mols total da
mistura:
𝑛𝐴
𝑋𝐴 =
𝑛 𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙
A pressão parcial de um gás em uma mistura gasosa corresponde à
pressão que este exerceria caso estivesse sozinho, ocupando todo o
recipiente, à mesma temperatura da mistura gasosa.
Sendo PT a pressão total da mistura, então a pressão parcial do gás A,
PA é dada pelo produto da pressão total PT pela fração molar do gás na
mistura:
𝑃𝐴 = 𝑋𝐴 ∙ 𝑃T
40
Mistura de Gases (2)

A lei de Dalton, ou lei das pressões parciais,
estabelece que a pressão total de uma mistura gasosa é
igual à soma da pressão parcial de cada um dos gases que
compõem a mistura.

Assim, para uma mistura gasosa ideal de três componentes
A, B e C, a pressão total (PT) é calculada da seguinte forma:
PT = PA + PB + PC
41
Umidade do Ar (1)



O ar é uma mistura de gases da qual participa o vapor de
água, exercendo uma pressão parcial f.
Diz-se que o ar está saturado de vapor quando este
existe em quantidade tal que esteja exercendo a pressão
máxima de vapor F.
Define-se umidade relativa ou grau higrométrico H do
ar pela relação:
𝑓
𝐻=
𝐹

Frequentemente, a umidade relativa é expressa em
porcentagem. Se o ambiente estiver saturado (f = F), a
umidade relativa vale H = 1 (ou 100%).
42
Evaporação (1)



A evaporação é a vaporização espontânea de um
líquido, sob quaisquer condições, como resultado da
agitação térmica molecular.
As moléculas constituintes de um líquido, seja qual for
sua temperatura, estão sempre em agitação,
movimentando-se em todas as direções e também com
velocidades diferentes umas das outras.
Tendo o líquido uma superfície livre, algumas moléculas
alcançam esta superfície com alta velocidade e
conseguem escapar dele.
43
Evaporação (2)

1.
A velocidade de evaporação v de um líquido (massa que se evapora
por unidade de tempo) depende de uma série de fatores:
Natureza do líquido: Nas mesmas condições de temperatura e
pressão (por exemplo, 1 atm e 200C):
◦ Há líquidos que se evaporam rapidamente. Ex: Éter, álcool, gasolina. São
chamados de voláteis.
◦ Há líquidos que se evaporam lentamente. Ex: Mercúrio, óleos em geral.
São chamados de fixos.
2.
Esta diferença está relacionada com a intensidade das forças de
coesão entre as moléculas do líquido.
Pressão externa: A pressão externa (pe) sobre a superfície livre
do líquido representa um obstáculo à passagem das moléculas
para a fase gasosa. Por isso, quanto maior a pressão externa sobre
o líquido, mais lentamente ele evapora.
44
Evaporação (3)
Área da superfície livre: Quanto
maior a área A pela qual as moléculas
podem passar para a fase gasosa, maior a
velocidade de evaporação. Obs: O que
fazemos para que a roupa, após lavada,
seque mais rapidamente?
4. Temperatura:
Quanto
maior
a
temperatura, maior a agitação térmica
molecular. Por isso, aumentando-se a
temperatura de um líquido, as moléculas
passam a se agitar mais intensamente e
um maior número delas abandona o
líquido num dado intervalo de tempo,
aumentando assim a velocidade de
evaporação. Obs: Colocamos a roupa ao
Sol.
3.
45
Evaporação (4)
Umidade: A passagem de moléculas do líquido para a fase
de vapor e a passagem de moléculas de vapor para a fase
líquida está constantemente ocorrendo junto à superfície
do líquido.Trata-se de um processo dinâmico.
O líquido evapora porque é maior a quantidade de
moléculas que passam para a fase gasosa.
Entretanto, se a umidade do ar for grande, isto é, a
concentração de vapor junto à superfície do líquido for
elevada, no balanço geral menos moléculas evaporam, o que
representa uma diminuição na velocidade de evaporação.
5.
46
Evaporação (5)

O químico inglês John Dalton (1766-1844)
estabeleceu empiricamente uma fórmula para
traduzir essas influências:
𝐾 ∙ 𝐴 ∙ (𝐹 − 𝑓)
𝑣=
𝑝𝑒
onde:
K  Constante característica do líquido, alta para os
líquidos voláteis e baixa para os líquidos fixos.
A  Área da superfície livre do líquido.
pe  Pressão externa sobre a superfície.
F  Pressão máxima de vapor, que depende da
temperatura.
f  Pressão parcial de vapor na atmosfera, que
caracteriza o grau de umidade no ambiente.
47
Evaporação (6)

1.
2.
3.
4.
Como as moléculas que se vaporizam absorvem calor, a evaporação
provoca o chamado frio por evaporação:
Um banhista sente mais frio ao sair da água, enquanto o seu
corpo está molhado, porque a água que fica em sua pele evapora,
retirando calor do seu corpo.
A água se conserva fresca em potes de barro porque, sendo o barro
um material poroso, parte da água o atravessa e evapora, retirando
calor da água que permanece dentro do pote.
A termoregulação do corpo humano baseia-se no fato de que o
suor, ao evaporar, retira calor do corpo, mantendo constante a
temperatura.
Em um dia quente, após uma chuvarada, a sensação de calor se
acentua, pois aumenta a quantidade de vapor junto à pele,
dificultando a evaporação do suor.
48
O Psicrômetro (1)



O psicrômetro é um aparelho
constituído por dois termômetros
idênticos colocados um ao lado do
outro.
A diferença entre os dois termômetros
é que um deles trabalha com o bulbo
seco e o outro com o bulbo úmido.
O termômetro de bulbo úmido tem o
bulbo coberto por uma malha porosa
(geralmente de algodão), que fica
mergulhada num recipiente contendo
água destilada. Esta malha fica
constantemente úmida.
49
O Psicrômetro (2)


A evaporação da água contida na malha
úmida, se dá em decorrência da troca
de calor entre o bulbo e a malha. O
bulbo cede calor para a malha, fazendo
com que o termômetro de bulbo úmido
indique uma temperatura mais baixa do
que a do outro termômetro, que indica
a temperatura ambiente.
Essa evaporação, e consequente
redução na temperatura de bulbo
úmido, é tanto maior quanto mais seco
está o ar atmosférico, e é nula quando a
atmosfera está saturada de vapor de
água.
50
O Psicrômetro (3)

O diagrama psicrométrico permite a determinação da umidade relativa
do ar, a partir das leituras das temperaturas de bulbo seco e de bulbo
úmido.
51
Calefação (1)



Calefação (nome popular para o Efeito de Leidenfrost) é um
modo particular de vaporização, que opera de forma muito
mais rápida e agressiva.
O fenômeno ocorre quando um líquido qualquer entra em
contato com uma superfície que se encontra a uma
temperatura muito maior que a sua temperatura de
ebulição (no caso da água pura, acima de 100ºC).
Durante a calefação, o líquido se divide em partículas
esferóides, que executam um movimento rápido e
desordenado à medida que diminuem de volume.
52
Calefação (2)


Exemplo clássico de calefação é o de uma gota de água sobre uma chapa
muito quente, como a do ferro de passar.
O processo dura poucos segundos, e o líquido é convertido em vapor
rapidamente.
53