TERMOMETRIA,
CALORIMETRIA E
TERMODINÂMICA – Aula 3
Maria Augusta Constante Puget (Magu)
Temperatura e Calor (1)
Se tirarmos uma latinha de refrigerante da geladeira e
a pusermos sobre a mesa da cozinha, sua temperatura
aumentará, até que se iguale à do ambiente. Dizemos que,
neste instante, foi atingido o equilíbrio térmico.
 Da mesma forma, a temperatura de uma xícara de café
quente, deixada sobre a mesa, cairá até atingir o mesmo
valor da temperatura ambiente.
 Generalizando, descrevemos o refrigerante ou o café como
um sistema (com temperatura TS) e a cozinha como o
ambiente (com temperatura TA) desse sistema.
 Observa-se que se TS não for igual a TA, então TS variará
(TA também pode variar um pouco) até que as duas
temperaturas sejam iguais e, assim, o equilíbrio térmico
seja alcançado.

2
Temperatura e Calor (2)






Tal variação na temperatura se deve à transferência
de energia entre a energia interna do sistema e o
ambiente que o cerca.
A energia transferida é chamada de calor e é
simbolizada por Q.
Ou seja: Calor é a energia que um corpo transfere a
outro como consequência exclusiva da diferença de
temperatura entre eles.
O calor flui espontaneamente do corpo de maior
para o de menor temperatura até que os dois atinjam
o equilíbrio térmico.
Assim, calor é energia em trânsito.
Um corpo pode receber ou ceder calor, mas não pode
contê-lo. O que o corpo contém é energia interna.
3
Temperatura e Calor (3)

a)
b)
c)
Situações possíveis:
TS > TA: Energia térmica é transferida do
sistema para o ambiente. Convencionase que, neste caso, Q < 0.
TS = TA: Não há transferência de energia
térmica entre o sistema e o ambiente.
Neste caso, Q = 0.
TS < TA: Energia térmica é transferida do
ambiente para o sistema. Convencionase que, neste caso, Q > 0.
4
Temperatura e Calor (4)

Vale lembrar que também podemos transferir
energia entre um sistema e seu ambiente na
forma de trabalho W, por meio de uma força
atuando sobre o sistema.

Calor e trabalho, diferentemente da temperatura, da
pressão e do volume, não são propriedades
intrínsecas de um sistema.

Eles possuem significado apenas quando descrevem a
transferência de energia para dentro ou para fora
de um sistema.
5
Temperatura e Calor (5)

É apropriado dizer:
“Durante os últimos 3 minutos, foram transferidos 15 J de calor
do ambiente para o sistema.”
“Durante o último minuto, 12 J de trabalho foram realizados
sobre o sistema pelo seu ambiente.”

Não faz sentido dizer:
“Este sistema contém 450 J de calor.”
“Este sistema contém 385 J de trabalho.”
6
Calor (1)

O conceito de calor como uma forma de
energia que flui de um corpo a outro devido
a uma diferença de temperatura entre eles é
recente.
7
Calor (2)

Antes de os cientistas se darem conta de que calor é
energia em trânsito, o calor era definido em termos
de sua capacidade de aumentar a temperatura
da água.

Assim, a caloria (cal) foi definida como a quantidade de
calor que elevaria a temperatura de 1 g de água de
14,50C para 15,50C.

No sistema britânico, a unidade correspondente era a
unidade térmica britânica (Btu = British thermal
unit), definida como a quantidade de calor que elevaria
a temperatura de 1 lb de água de 630F para 640F.
8
Calor (3)




Em 1948, a comunidade científica decidiu que, já que o
calor é energia transferida, a unidade SI para o calor
deveria ser a mesma que é usada para energia, que é o
joule.
A caloria atualmente é definida como sendo
exatamente 4,1860 J, sem qualquer referência ao
aquecimento da água.
A caloria usada em nutrição é, na verdade, uma
quilocaloria.
As relações entre as várias unidades de calor são:
1 cal = 3,969 x 10-3 Btu = 4,1860 J
9
A Caloria Alimentar (1)

A quantidade de energia contida em um alimento é
medida através da energia obtida pela sua queima.

Se queimarmos a mesma quantidade de pão e
amendoim para aquecermos uma mesma quantidade de
água, ao medirmos a temperatura da água no final da
queima, perceberemos que ela ficará mais aquecida
quando utilizamos o amendoim como combustível.
O amendoim libera mais energia na queima por ser
constituído de menor quantidade de água e por possuir
substâncias mais calóricas que o pão.

10
A Caloria Alimentar (2)

As tabelas de dieta
fornecem o valor de
energia do alimento em
grande caloria (Cal).

1Cal (caloria médica ou
alimentar) corresponde
à 1Kcal em Física.
Energia Fornecida pelos Alimentos
11
A Caloria Alimentar (3)


Ao ingerirmos os alimentos, parte das substâncias entram na
constituição celular e a outra parte fornece a energia
necessária às nossas atividades.
Esse processo de liberação de energia se dá através da
respiração:
material orgânico + oxigênio => CO2 + H2O + energia


Devido a diferenças no metabolismo, pessoas distintas
absorvem quantidades variadas de energia ingerindo os
mesmos alimentos.
A perda de energia ao realizar as mesmas atividades também
é uma característica pessoal, dependendo do tamanho
corporal e da eficiência dos movimentos.
12
Fontes de Calor (1)



Os fornos, fogões e aquecedores em geral têm seu
funcionamento baseado na queima de um combustível.
Quando utilizamos combustíveis como gasolina, álcool,
carvão, lenha, gás natural e outros, estamos transformando
energia química em energia térmica.
O combustível mais utilizado nos fornos e fogões é o GLP
(gás liquefeito de petróleo), contido em botijões de gás, que,
ao ser liberado, entra em contato com o oxigênio do ar e, na
presença de uma centelha, transforma energia química em
energia térmica. Este processo recebe o nome de
combustão.
gás de cozinha + oxigênio -> CO2 + H2O + calor
13
Fontes de Calor (2)

Os materiais que queimam
quando estão em contato com o
ar e uma centelha são chamados
combustíveis e o processo de
queima é conhecido como
combustão.

A quantidade de calor liberada
durante a queima completa de
uma unidade de massa da
substância
combustível
é
denominada
calor
de
combustão.
Calor de Combustão
14
Absorção de Calor por Sólidos e
Líquidos (1)
Capacidade Calorífica ou Térmica
A capacidade calorífica (ou térmica) C de um
objeto é a constante de proporcionalidade entre o
calor Q que o objeto absorve ou perde e a variação de
temperatura resultante T do objeto. Assim:
Q = C T = C (Tf – Ti)
onde:
Tf, Ti: temperatura final e inicial do objeto,
respectivamente.
 A capacidade calorífica C possui unidade de energia
por grau de temperatura.
 A unidade usual é cal/°C.

15
Absorção de Calor por Sólidos e
Líquidos (2)
Calor Específico




Dois objetos feitos do mesmo material – por exemplo, o
mármore – terão capacidades caloríficas proporcionais às
suas massas.
Portanto, é conveniente definirmos uma “capacidade
calorífica por unidade de massa” ou calor específico que
se refere não a um objeto, mas a uma massa unitária do
material do qual é feito o objeto.
Reescrevemos a equação Q = C T como:
Q = c m T = c m (Tf – Ti)
Logo:
C=mc
16
Absorção de Calor por Sólidos e
Líquidos (3)
Calor Específico

Do modo como a caloria e a Btu
foram originalmente definidas, o
calor específico da água é:
c = 1 cal/(g∙0C) = 1 Btu/(lb ∙0F)
= 4190 J/(kg∙K)

O calor específico de qualquer
substância depende, de certa forma,
da temperatura. Na tabela ao lado,
tem-se os calores específicos para
algumas substâncias à temperatura
ambiente (os valores se aplicam
bem a uma faixa de temperaturas
próximas à temperatura ambiente).
17
Absorção de Calor por Sólidos e
Líquidos (4)
Calor Específico Molar

Em muitas situações a unidade mais conveniente para
especificar a quantidade de uma substância é o mol, onde:
1 mol = 6,02 x 1023 unidades elementares
de qualquer substância.

Quando a quantidade da substância é expressa em mols, os
calores específicos também devem envolver mols e são
chamados de calores específicos molares.
18
Absorção de Calor por Sólidos e
Líquidos (5)
Calor Específico


Os gases possuem valores totalmente diferentes para
os seus calores específicos sob condições de pressão
constante e sob condições de volume constante, os
quais são denominados, respectivamente, cp e cv.
As mudanças de volume de líquidos e sólidos, em virtude
de aquecimento, são muito pequenas se comparadas às
sofridas pelos gases. Por isso, os seus calores específicos a
pressão e volume constante diferem em poucos por cento,
de forma que, para eles, podemos considerar:
cp = cv= c
19
Trocas de Calor (1)




Dois corpos A e B, colocados num recinto termicamente
isolado, não trocam calor com o meio ambiente.
Se a temperatura de A é maior do que a de B, há
transferência de calor do primeiro para o segundo, até que
se estabeleça o equilíbrio térmico.
Como não há outros corpos trocando calor, se A perder,
por exemplo, 50 cal nesse intervalo de tempo, B terá
recebido exatamente 50 cal.
Pela convenção de sinais que se adota:
QA = -50 cal
QB = 50 cal
20
Trocas de Calor (2)

Sendo assim:
QA = -QB
ou
QA + QB = 0

O princípio geral que descreve as trocas de calor pode ser
então enunciado como:
Se dois ou mais corpos trocam calor entre si, a soma
algébrica das quantidades de calor trocadas pelos corpos,
até o estabelecimento do equilíbrio térmico, é nula.
21
Calorímetros (1)



Geralmente, os corpos que trocam calor
são colocados no interior de dispositivos
especiais denominados calorímetros,
isolados termicamente do meio exterior.
O calorímetro participa das trocas de
calor, embora na maioria dos casos, essa
participação seja pouco acentuada.
No entanto, quando o calorímetro
absorve uma quantidade de calor
considerável, deve-se levar em conta sua
capacidade térmica C, expressa pela
relação entre o calor absorvido Q e a
variação de temperatura que ele sofre
C = Q/T.
22
Estados de Agregação (1)
No universo, a matéria pode se apresentar em
diversos estados de agregação.
 A tabela a seguir descreve as características
macroscópicas e microscópicas dos estados sólido,
líquido e gasoso.

Sólido
Líquido
Gasoso
Características Volume próprio;
Macroscópicas Forma própria.
Volume próprio;
Volume do recipiente;
Forma do recipiente. Forma do recipiente.
Características Arranjo
Microscópicas denominado
Estrutura caótica;
Forças menos intensas
entre as partículas.
retículo cristalino;
Forças de coesão
intensas entre as
partículas.
Partículas muito
distanciadas com grande
liberdade de
movimentação;
Interações intensas
apenas nas colisões.
23
Estados de Agregação (2)
O arranjo dos átomos nas diferentes fases:
(a) Nos sólidos, as moléculas estão relativamente
fixas.
(b) Nos líquidos, grupos de moléculas flutuam à volta
de outros grupos.
(c) Nos gases, as moléculas movem-se ao acaso.

24
Estados de Agregação (3)
Ferro líquido: a fusão do
ferro ocorre a 1535°C,
sob pressão normal.
Nitrogênio
líquido:
a
condensação do nitrogênio
ocorre a -195,8°C, sob
pressão normal.
25
E o vidro, o que é ? (1)
O vidro é um material inorgânico que possui
a sílica como elemento básico.
 Para ser considerado um sólido o vidro teria
que apresentar estrutura cristalina definida, o
que não é o caso, pois não possui estrutura
microscópica periodicamente organizada.
 É o que chamamos de sólido amorfo, ou um
líquido com viscosidade muito elevada.
 Há relatos de que o vidro escorre, feitos com
base nos vitrais das catedrais antigas, onde
existe uma diferença de grossura no topo e
na base dos mesmos. Mas não existe uma
confirmação
científica
sobre
este
acontecimento.

26
Mudanças de Estados de Agregação (1)

Alterando condições físicas é possível alterar o
estado de agregação da matéria, a qual sofre
transições como as descritas no esquema abaixo.
27
Mudanças de Estados de Agregação (2)




Quando um sólido ou um líquido absorve energia na
forma de calor, a temperatura da amostra não se
eleva necessariamente.
Ao invés disso, a amostra pode mudar de uma fase ou
estado para outro.
Assim, por exemplo, se fornecemos calor a um sólido,
aumentamos sua energia interna, a energia cinética das
moléculas e, macroscopicamente, sua temperatura.
Em um dado instante, à temperatura de fusão, a energia
fornecida passa a romper as ligações entre as
moléculas. Enquanto isso ocorre, a energia fornecida não
altera a energia cinética das moléculas, pois a temperatura
permanece constante, mas há alteração na energia potencial
de agregação (alteração das ligações).
28
Mudanças de Estados de Agregação (3)

Fundir um sólido significa mudá-lo do estado
sólido para o estado líquido. O processo exige
energia porque as moléculas precisam ser liberadas
de sua estrutura rígida. Ex: Derreter um cubo de
gelo para formar água líquida.

Solidificar um líquido é o processo inverso da
fusão e exige que se remova energia do líquido, de
modo que as moléculas possam se acomodar em
uma estrutura rígida.
29
Mudanças de Estados de Agregação (4)

Vaporizar um líquido significa mudá-lo do
estado líquido para o estado gasoso. Este
processo exige energia, pois as moléculas do líquido
precisam ser liberadas de seus agrupamentos. Ex:
Ferver água líquida para transformá-la em vapor
d’água.

Condensar um gás para formar um líquido é o
processo inverso da vaporização e exige que se
remova energia do gás, de modo que as moléculas
possam se agrupar ao invés de se afastarem umas
das outras.
30
Mudanças de Estados de Agregação (5)

Sublimação é a mudança do estado sólido para o
estado gasoso, sem passar pelo estado líquido.

A sublimação é característica de substâncias que
possuem pressão de vapor no ponto de fusão
maior que a pressão atmosférica.

A naftalina, assim como o iodo são bons exemplos
de substâncias sublimáveis.
31
Calor de Transformação ou Latente (1)
Calor latente L de uma mudança de fase é a quantidade de
calor que a substância recebe (ou cede), por unidade de
massa, durante a transformação, mantendo-se constante a
temperatura.

Assim, quando uma amostra de massa m sofre
completamente uma mudança de fase, a energia
total transferida é:
Q=Lm
32
Calor de Transformação ou Latente (2)



Para um corpo que recebe calor, a quantidade de calor
trocado, por convenção, é positiva (Q > 0) e, para aquele
que cede calor, a quantidade trocada é negativa (Q < 0).
Assim, o calor latente poderá ser positivo ou
negativo, conforme a mudança de fase ocorra com ganho
ou perda de calor.
Quando a mudança de fase é de líquido para gás ou de gás
para líquido, o calor de transformação é denotado LV (calor
latente de vaporização ou de liquefação, dependendo do
sentido da mudança de fase). Por exemplo:
Vaporização da água (a 1000C)
LV = 539 cal/g
Condensação do vapor (a 1000C) LV = -539 cal/g
33
Calor de Transformação ou Latente (3)

Quando a mudança de fase é de sólido para líquido
ou de líquido para sólido, o calor de transformação
é denotado LF (calor latente de fusão ou de
solidificação, dependendo do sentido da mudança
de fase).

Para a água, por exemplo, à sua temperatura normal
de congelamento ou de liquefação:
Fusão do gelo (a 00C)
LF = 80 cal/g
Solidificação da água (a 00C) LF = -80 cal/g
34
Calor de Transformação ou Latente (4)

A tabela a seguir exibe os calores de transformação
para algumas substâncias:
35
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (1)
Suponhamos que temos, em um recipiente, uma certa massa de
gelo inicialmente a -30C, sob pressão normal.
 Se levarmos este sistema ao fogo, acompanhando como varia a
temperatura no decorrer do tempo, veremos que o processo
todo pode ser dividido em cinco etapas distintas:
A. Aquecimento do gelo de -30C a 00C.
B.
Fusão do gelo a 00C.
C. Aquecimento da água líquida de 00C a 1000C.
D. Vaporização da água líquida a 1000C.
E.
Aquecimento do vapor acima de 1000C (possível somente se o
confinarmos em um recipiente adequado).

36
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (2)


Essas várias etapas podem ser visualizadas em um gráfico
cartesiano, onde os valores de temperatura são lidos no
eixo das ordenadas e a quantidade de calor trocado (ou o
tempo) no eixo das abscissas.
Este gráfico recebe o nome de curva de aquecimento
da água.
37
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (3)

É importante notarmos dois patamares de temperatura:
◦ Um corresponde ao ponto de fusão.
◦ Outro ao de ebulição.






Durante o processo de solidificação ou liquefação, assim como
no de condensação ou vaporização, a temperatura permanece
constante.
Em temperaturas inferiores ao ponto de fusão a amostra é
sólida.
Em temperatura entre o ponto de fusão e o de ebulição é
líquida.
Em temperaturas acima do ponto de ebulição a amostra á
gasosa.
Exatamente no ponto de fusão coexistem as fases sólida e
líquida.
Exatamente no ponto de ebulição coexistem as fases líquida e
gasosa.
38
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (4)

Se considerarmos o processo inverso, com perda de calor de um sistema
constituído por vapor d’água inicialmente a 1100C, sob pressão normal,
obteremos a curva de resfriamento da água, com as seguintes etapas:
A.
Resfriamento do vapor de 1100C a 1000C.
B.
Condensação do vapor a 1000C.
C.
Resfriamento da água líquida de 1000C a 00C.
D.
Solidificação da água a 00C.
E.
Resfriamento do gelo abaixo de 00C.
39
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (5)

O levantamento da curva de aquecimento (resfriamento)
também nos dá outra informação importante: Nos diz se
nossa amostra é uma substância pura ou uma mistura.

Como? Pela análise dos patamares que se formam no PF
(ponto de fusão) e PE (ponto de ebulição):
Se ambos - PF e PE - apresentarem temperatura
constante podemos afirmar que a amostra é uma
substância pura.
Se um deles ou os dois apresentarem variação, trata-se
de uma mistura.
1.
2.
40
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (6)
41
Curvas de Aquecimento e de
Resfriamento (7)
Classificando as misturas
Uma vez identificada que a amostra é uma mistura, analisando a
curva de aquecimento podemos ainda classificá-la como:
1.
Simples: Quando a mistura apresenta variação nos dois
patamares, PF e PE.
Quando a variação é em apenas um patamar, ou seja, apenas o PE ou
o PF variam, a classificação é a seguinte:
2.
Eutética: PF constante.
3.
Azeotrópica: PE constante.


O exemplo mais comum de mistura eutética é a solda utilizada em
eletrônica (37% chumbo e 63% estanho) e o de mistura
azeotrópica é a mistura água e álcool (4% água e 96% álcool álcool 96 GL).
42
Substância Pura X Mistura (1)
Substância pura: É uma substância que
tem composição química fixa, homogênea e
invariável (no entanto pode estar presente
mais que um tipo de moléculas).
 Pode existir em mais de uma fase, mas a
composição química é a mesma em todas as
fases.
 O AR nessa definição é considerado uma
substância pura.

43
Substância Pura X Mistura (2)
Outros exemplos de substância pura:
 Água (fases - sólida, líquida, e vapor).
 Mistura de água líquida e vapor d’água.
 Dióxido de Carbono (CO2).
 Nitrogênio (N2).
 Misturas homogêneas de gases, como o AR,
desde que não ocorra mudança de fases.
44