1.ª Lei da
Termodinâmica
Adaptado da Porto Editora por Marília Peres
A origem do termo calor
Na Antiguidade os Gregos consideravam o fogo como um dos 4 elementos principais e reconheciam
a luz e o calor por ele emitidos como sendo propriedades distintas.
O primeiro químico a estudar o calor foi Joseph Black. Nessa altura o calor foi descrito como um
fluido que enchia todos os corpos e cujas partículas se repeliam umas às outras. Já então se
considerava que a energia perdida, como calor, por um corpo quente era igual à energia ganha por
um corpo frio. Nascia, assim, a Teoria do Calórico.
Em 1787, o calórico foi considerado um elemento químico, por Lavoisier, e foi incluído na Tabela
Periódica.
No século XVIII, Benjamin Thompson, em sequência de algumas experiências que realizou, pôs em
causa a Teoria do Calórico, defendendo que o calor não era uma substância mas sim uma forma de
movimento. Thompson verificou que o calor gerado na perfuração ou fricção de uma broca em
peças de bronze usadas para fazer canhões fazia a água entrar em ebulição. Destas observações,
Thompson inferiu que o calor seria uma consequência do movimento das partículas dos corpos e
que era transferido da broca para a água, numa quantidade igual ao trabalho realizado pela broca.
Em 1837, James Prescott Joule, usando um calorímetro, mostrou que o trabalho pode ser
convertido em calor. O calorímetro usado era um dispositivo com paredes adiabáticas no interior do
qual existem pás presas a um eixo central vertical. Com este instrumento Joule realizou
experiências em que verificou que a agitação das pás do calorímetro resultava no aquecimento da
água no seu interior.
Joule verificou que, para uma dada massa de água, a mesma quantidade de trabalho provocava o
mesmo aquecimento, concluindo que calor e trabalho eram, então, duas manifestações diferentes
da energia.
Estavam, assim, dados os primeiros passos que iriam levar à formulação da 1.ª Lei da
Termodinâmica.
Aplicações da 1.ª Lei da Termodinâmica
• De um modo geral podemos considerar que a
variação da energia interna de um sistema se deve
a trocas de radiação ou de trabalho e calor.
Ei  Q  W  R
Transformações adiabáticas
• Nas transformações adiabáticas não há
transferência de energia sob a forma de calor, ou
seja, o calor do sistema mantém-se constante.
• A variação da energia interna do sistema deve-se
somente à realização de trabalho.
• Este pode ser devido:
- à compressão rápida de um gás
W  0  Ei  0
- ou expansão rápida de um gás
W  0  Ei  0
Transformações isotérmicas
As transformações isotérmicas ocorrem a temperatura
constante.
Quando não há variação de temperatura dum sistema numa
transformação, também não há variação da sua energia
interna. Assim:
Ei  0 W  Q  0
Portanto, para perder ou ganhar energia sob a forma de
calor o sistema tem de o compensar com a realização de
trabalho.
Onde:
•W>0 => Q<0 ou W<0 => Q>0
Este tipo de transformação verifica-se
sempre em situações de compressão e
de expansão lenta de um gás, agitação
mecânica, etc.
Transformações isobáricas
• As transformações isobáricas ocorrem a pressão
constante.
• A variação da energia interna nestas
transformações é igual ao trabalho realizado sobre
o sistema quando este sofre uma variação de
volume, a pressão constante (Ei = W), tal que:
W = p.V
• Este tipo de transformação ocorre no aquecimento
ou arrefecimento de um líquido em sistema aberto,
onde a pressão é constante e igual à atmosférica
Transformações isocóricas
• As transformações isocóricas ocorrem a volume
constante. Quando o volume de um sistema é constante
o trabalho é nulo
(W = 0), logo, a variação da energia interna do sistema
depende do calor que o sistema recebe ou cede.
• Assim: Ei = Q
• Esta transformação é típica de situações em que se
verifique o aquecimento ou arrefecimento de um líquido
num sistema fechado com fronteira rígida.