Avaliação Final : Termologia
Aluna CEDERJ : Maria Cristina Moyses
Escola Estadual Nova contagem Rua VC3 , n° 118 - Contagem/Nova Contagem
Decreto 25.472 21/02/96 -Ensino Fundamental
Portaria 111/2000-MG de 09/02/2000- Ensino Medio
Prof.: Maria Cristina Moysés - titular de cargo efetivo MASP 8858870
Disciplina : Física
Área : Elétrica
Serie : 3 º A
Data: 25/10/12 a 29/10/2012 ( 4 aulas/hora)
Tema do plano de aula : 1º Lei da Termodinâmica
( Leonardo Mondaini RIO DE JANEIRO - segunda, 24 setembro 2012, 21:32)
Escolhi este tema da apresentação final do curso
Termologia com o primeiro enquete do professor Leonardo . Através
deste tema desenvolvi vários enquetes do fórum .
Estimulo 1 : Exibi um vídeo do Telecurso 2000 do 2º
Grau Física aula 27 ( 1 de 2) : http://youtu.be/15_O_xoudQA
1º) Biografia: James Clerk Maxwell abrolhou em 13 de junho de
1831 em Edimburgo, Escócia. Posteriormente , depois , do seu nascimento,
seus pais foram viver em uma pequena aldeia rural. Bem como fez oito anos de
idade, sua mãe expirou.
Seu pai pensou em educa-lo em casa com alguns professores particulares
e com ele e somente depois dos 13 anos de idade enviá-lo para a Universidade
de Edimburgo. Para isso, contratou um jovem tutor de dezesseis anos para
ensiná-lo.
Em 1841, sua família mudou-se para Edimburgo, onde o jovem Maxwell
cursou a Academia de Edimburgo. Ele não foi selecionado como o mais
perfeito aluno de sua turma; o escolhido foi Lewis Campbell, que virou seu
amigo chegado e, mais tarde, um de seus biógrafos.
Aos dezesseis anos, Maxwell principiou seus estudos com a
matemática, filosofia natural e lógica na Universidade de Edimburgo. Em 1850,
mudou-se para Cambridge, filiando-se ao Peterhouse College. Por ser mais
fácil obter uma bolsa de estudos, mudou-se para o Trinity College que havia
sido frequentado por Isaac Newton (1642 – 1727). Formou-se em 1854, em
matemática, com grande destaque entre os outros estudantes. Apesar disso,
não recebeu o prêmio de melhor aluno.
Maxwell tornou-se membro do Trinity College, onde continuou
trabalhando até 1856. Nesse ano iniciou seu trabalho como Professor de
Filosofia Natural no Marischal College em Aberdeen, no norte da Escócia.
Enquanto estava em Trinity, Maxwell começou suas pesquisas sobre
eletricidade e magnetismo, sendo seu primeiro trabalho publicado sobre este
assunto em 1856..
Apesar de ter se tornado genro do diretor do Marischal College,
Maxwell foi demitido em 1860, quando este se uniu ao King's College e foi
indicado para ocupar a cadeira de Filosofia Natural, onde permaneceu até
1865. Após deixá-lo, Maxwell retornou à região em que passou sua infância,
Glenlair, dedicando-se a escrever seu famoso livro “O Tratado sobre
Eletricidade e Magnetismo”, publicado em 1873.
Pergunta : “ Professora , por que é tão importante estudar a biografia
de Maxwell?”
Resposta ;” A famosa teoria da relatividade restrita nasceu a partir de
estudos de questões relacionadas ao eletromagnetismo e às “ equações de
Maxwell” Os sistemas de unidades eletrostático e eletromagnético inseridos por
Maxwell são utilizados , com algumas mudanças , por físicos e engenheiros até
os dias de hoje . Seus estudos sobre teoria cinética dos gases foram
aprofundados e desenvolvidos por Boltzmann , PlancK , Einstein e outros
“(”(aluna professora Maria Cristina Moyses , referencia “O Demonio de
Maxwell – O exorcismo” o texto original é do Maxwell, Absoluto ou Estatístico?Bueno , L.A.;Gasparelo , N.P.;Omuro , A.C.;Schmidt R.;Soares,L.F.Arquivo da
PUC de Campinas .
http://www.ifi.unicamp.br/~ghtc/Biografias/Maxwell/Maxwellbio.html)
:
São conceitos essências
a)Trabalho
b)Energia
c)Termodinâmica
Dois conceitos importantes estão diretamente relacionados
com a termodinâmica : Trabalho e energia .
O trabalho tem vários exemplos e pode ser definido de
diferentes formas :
a) Trabalho mecânico
b) Trabalho elétrico
c)Trabalho Químico e etc.(aluna professora Maria Cristina Moyses)
c)
Fonte : AS
CÉLULAS E A ENERGIA. REFERÊNCIAS:CAMPBELL, NA. & REECE, JB.
Biology. 7th Ed. Benjamin Cummings. 2005.
COOPER, GM. & HAUSMAN, RE. A Célula: Uma Abordagem Molecular. 3ª Ed.
Artmed. 2007.
KOOLMAN, J. & ROEHM, KH. Color Atlas of Biochemistry. 2nd Ed. Thieme.
2005.
STRYER, L. et al. Biochemistry. 5th Ed. WH Freeman and Company. 2002.
Algumas formas de trabalho.
1: o trabalho mecânico é exemplificado pela água que desce de uma
posição elevada e move um moinho
2: trabalho elétrico de acordo com a voltagem.
: trabalho químico, de acordo com a quantidade de energia livre disponível
(energia livre para realizar trabalho). Modificada a partir de KOOLMAN e
ROEHM (2005).
Temos um conceito muito importante , talvez o mais
importante o da entalpia .
Mas afinal – O que a Entalpia ? E para que serve.
Entalpia é a propriedade muito útil para contabilizar o balanço
térmico ( Δq) de processos físicos e de reações químicas que ocorram a
pressão constante .É o caminho da reação , o caminho do trabalho que
estas reações podem tomar -A energia liberada nas reações químicas está
presente em várias atividades da nossa vida diária. Por exemplo: o calor
liberado na queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos; o
calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que movimenta
nossos veículos e á através das reações químicas dos alimentos no nosso
organismo que obtemos a energia necessária para manutenção da vida.
A Entalpia é uma distinção física , isto é uma grandeza física de uma
transformação adiabática , isovolumétrica , isotérmica e isobárica que busca
medir a energia em um sistema termodinâmico que está disponível na forma de
calor, isso a pressão constante. No Sistema Internacional de Unidades a
unidade da entalpia é o joule (J), e esta grandeza é geralmente representada
pelo símbolo H.
Teoricamente, só é possível calcular o valor do ΔH (variação de
entalpia) se forem conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (HR) e dos
produtos (HP): ΔH= HP - HR. Tais valores, entretanto, são impossíveis de serem
obtidos na prática. Experimentalmente, com o uso do calorímetro só é possível
obter valores de ΔH, já que representam o calor perdido ou recebido pelo
sistema durante a transformação.
Os valores de ΔH obtidos através do calorímetros são valores padronizados e
tabelados, possibilitando assim, o calculo indireto da variação de entalpia.
É extremamente valioso para o químico conhecer os valores de entalpia para
substâncias individuais, pois isso facilita muito o cálculo teórico do ΔH nas
milhares de transformações químicas existentes. Por esse motivo, foram
determinadas condições de referência para determinação da entalpia das
substâncias.( Fonte : http://quimicanet.wordpress.com/2010/09/21/entalpiapadrao-de-formacao-entalpia-zero-e-estado-padrao/)
A esta energia que fica contida nas substâncias, contida a uma
pressão constante, damos o nome de ENTALPIA, e para representá-la
utilizamos a letra “H” maiúscula.
Olhe o desenho : Temos aqui o “ Homem de Ferro”, podem me
explicar por que escolhi esta figura?
Aluno A : “É a forma pelo qual o “ Homem de Ferro troca energia com o
sistema ?”
Aluno B : “ É a maneira que o “Homem de Ferro “ emprega a energia na
realização do trabalho e esta é transferida para as peças ?”
Aluno C : “ Transferência de calor , e se transfere calor , e como calor é
energia , e o trabalho é a transformação de energia , escolheu o “Homem
de Ferro” justamente por ele ser de metal , a sua capacidade térmica e seu
calor específico ,assim pode realizar trabalho semi-adiabático , ele não
poderá receber calor da vizinhança , mas pode “ detonar “ a vizinhança ?
Resposta : Falamos da energia interna que o sistema “ usa” para realizar
trabalho , portanto fazemos uma referência à energia interna de um corpo e
vimos que ela representa a soma das diversas formas de energia que os
átomos e moléculas deste corpo possuem . De um modo geral , quando
estamos analisando um sistema qualquer , a energia interna , intima desde
sistema , representada por U , nada mais é do que a energia total existente
em seu interior .
Quando um sistema vai de um estado inicial ( i ) a outro estado
final ( f ) , ele geralmente troca energia com a vizinhança – absorve ou
libera calor e realiza ou recebe trabalho , portanto a sua energia interna ,
intima , sofre variações , passando de um valor inicial ( Ui ) , para um valor
final( UF ) , ou seja , a energia interna varia de :
ΔU = UF - Ui ( aluna-professora Maria Cristina
Moysés )
Vamos voltar para a Entalpia : A esta energia que fica
armazenada nas substâncias, submetida a uma pressão constante.
Já vimos que em uma reação o calor (energia) de cada
substância é transformado, sendo liberado (exotérmica) ou absorvido
(endotérmica). No primeiro caso, a entalpia dos reagentes será maior que a
dos produtos e no segundo caso a entalpia dos produtos será maior que a
dos reagentes. Sendo assim, podemos dizer que durante a reação houve
uma variação de entalpia. Esta variação é representada por “ΔH”.
Do dito acima podemos concluir que a variação de entalpia (ΔH ) de
reação será igual à diferença entre a entalpia dos reagentes (Hr) e a
entalpia dos produtos (Hp). Ou seja:
ΔH = Hp - Hr
Quando a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes, a ΔH
será positiva (+), o que indica que a reação absorveu calor, sendo, portanto,
endotérmica.
Quando a entalpia dos reagentes for maior que a dos produtos, a ΔH
será negativa (-), o que indica que a reação liberou calor, sendo, portanto,
exotérmica.
Aluno D : “Como determinar o calor de reação (entalpia)?
Resposta : O calor de reação ou entalpia pode ser determinado de maneira
indireta pelo próprio conceito de variação de entalpia, ou seja:
ΔH = Hp - Hr
Contudo, só conseguimos determinar a variação de entalpia de uma
reação, não sendo possível definir a entalpia de cada substância
separadamente. Devido a isso, os químicos atribuíram um valor arbitrário
de entalpia a um grupo de substâncias, para, a partir delas, elaborarem
uma escala com entalpias relativas das demais substâncias.
Vamos aprender mais um conceito : A energia interna de ligação
Energia necessária para o rompimento de um mol de
ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso e a 25ºC e 1atm.
Você se lembra de que uma reação química só ocorre quando as
moléculas dos diferentes reagentes se chocam e este choque separa seus
átomos (ou grupo de átomos) que depois se recombinam dando origem às
moléculas dos produtos.
Esse choque entre as moléculas deve ser de tal grandeza que possa separar
seus componentes. Como se estivéssemos andando em uma rua e nos
chocássemos com um casal de mãos dadas. O choque só será efetivo se
conseguirmos separar as mãos do casal. Perceba então que separar o casal
dependerá da forma pela qual estão ligados, sendo relativamente fácil se
estiverem de mãos dadas, mais difícil se estiverem de braços dados e muito
difícil se estiverem abraçados.
A energia necessária para separar as moléculas é chamada de
energia de ativação, e pode ser entendida como um adicional de energia que
os reagentes devem ter para que uma reação tenha início, funcionando como
uma espécie de ignição, como a faísca que devemos produzir na boca de um
fogão para que a reação entre o gás e oxigênio do ar inicie. Se não houver
faísca, não há fogo. Se não houver energia suficiente para a ativação, não
haverá reação.
Uma vez ocorrido um choque efetivo, ou seja, os átomos ou
grupos de átomos se separam, temos o que chamamos de complexo ativado,
ou seja, partes das moléculas dos reagentes capazes de se combinarem
formando novas moléculas.( Fonte : Fábio Rendelucci )
Observe a figura e pesquise : De onde vem a energia dos combustíveis .
Ao fazer a pesquisa todos deparamos com a 1º Lei da
Termodinâmica , mas afinal o que é ?
Lembram que na aula passada falamos sobre :
a) Trabalho
b) Energia
c) Entalpia
d) Energia de ligação
e) Energia de ativação
f) Biografia: James Clerk Maxwell
Vamos voltar ao James Clerk Maxwell : Leiam o texto
“Cientistas conseguem construir a nanomáquina conhecida como
Demônio de Maxwell “
“James Clerk Maxwell, um dos maiores cientistas dos últimos 150
anos, como todo gênio, tinha muita criatividade para descrever suas ideias
inovadoras .Em 1867, ele descreveu a possibilidade de se construir uma
nano-máquina, um dispositivo de dimensões atômicas que seria capaz de
aprisionar moléculas à medida em que caminhasse numa direção
específica.
Esse robô microscópico recebeu o nome de "Demônio de Maxwell". Essa
tradução já é largamente utilizada, embora o termo original ("Maxwell
Demon") não tenha essa "conotação demoníaca" - "demon" está mais para
capetinha ou criança travessa (o termo com o sentido de demônio em inglês
é "daemon"). Se Maxwell tivesse idealizado um saci, talvez uma peneira
arremessada sobre um redemoinho tivesse bastado. Mas um capetinha, ou
demônio, teve que esperar 140 anos.
Agora, pesquisadores da Universidade de Edinburgo, Escócia, finalmente
conseguiram construir o Demônio de Maxwell, ou, mais propriamente, a
nanomáquina de Maxwell.
Talvez em 1867 a idéia pudesse soar como uma curiosidade científica ou
como alimento para escritores de ficção. Mas hoje, em plena revolução da
nanotecnologia, o "capetinha" poderá permitir, por exemplo, que raios laser
movam objetos remotamente.
Como previsto, a nanomáquina consegue aprisionar moléculas à medida
em que se move. A energia dessas moléculas aprisionadas poderá um dia
ser utilizada para mover objetos sólidos à distância.
"[...]a máquina precisa de energia e em nosso experimento ela foi
alimentada por luz. Embora a luz já tenha sido usada para energizar
partículas minúsculas diretamente, esta é a primeira vez que um sistema foi
desenvolvido para aprisionar moléculas à medida em que ele se move
numa certa direção seguindo seu movimento natural. Uma vez
aprisionadas, as moléculas não conseguem escapar," diz o cientista David
Leigh.
Aplicações dessa máquina nanotecnológica poderão incluir a utilização das
moléculas aprisionadas para gerar uma força que atuará sobre objetos
sólidos, utilizando-se, por exemplo, uma caneta a laser como fonte primária
de energia.
A construção do Demônio de Maxwell foi possível graças a avanços
anteriores feitos pela equipe do Dr. Leigh.
Bibliografia:
Exercising Demons: A Molecular Information Ratchet
Viviana Serreli, Chin-Fa Lee, Euan R. Kay, David A. Leigh
Nature
1 February 2007
Vol.: 445, Issue 7126 - 523-527
O desenho é apenas para tornar mais interessante .
Lemos o texto , vimos o desenho e fizeram o trabalho .
Quais são os pontos comuns ? Isto é : quais são as ideias comuns
entre a aula passada e esta?
- Trabalho e energia . Esta é a ideia central .
Temos três leis básicas para o desenvolvimento do Universo ,
e contrariar estas Leis , estamos contrariando o Universo .(Fonte :
Aluna-professora Maria Cristina Moyses, o desenho é do sait
sociedadenewtoniana.kit.net)
Vamos imaginar que : O que inter-relaciona as reações que ocorrem
entre trabalho , troca de calor e energia.
A compreensão da Lei está ao fazermos o exame das
formas pelas quais um sistema pode trocar energia com o exterior em
termos de :
a) Do trabalho que ele pode efetuar
b) Do calor que pode desprender ou receber
A Entalpia é a uma propriedade muito útil para
contabilizar o balanço térmico de processos físicos e de reações
químicas reversíveis e irreversíveis que ocorram a pressão
constante de 1 atm.
O tipo de trabalho ( W) e a troca de calor ( Δq ) e a
energia ( ΔU ) de um sistema depende das características da
fronteira entre este sistema e as suas vizinhanças .
a) Um sistema aberto pode trocar matéria e energia com as suas
vizinhas , seria como abrir as portas para a vizinha de número 6
e a vizinha de número 8 e assim por diante .
b) Um sistema fechado pode trocar energia com as suas vizinhas ,
mas não matéria exemplo eu lhe empresto a luz mas não lhe
darei nada da horta que plantei.
c) Um sistema isolado não troca matéria e nem energia com as
vizinhas , por exemplo : Não quero saber da minha vizinhança .
A energia ΔU de um sistema é a sua capacidade de
realizar trabalho trabalho ΔW ( Texto completo da alunaprofessora )
Aluna E : “Quando a energia de um sistema se altera ?”
Resposta : é o resultado da diferença da temperatura , um ΔT
entre o sistema e as suas vizinhanças , se diz que a energia foi
transferida na forma de calor .
Agora vamos estudar os processos que pode
acontecer essa transferência de calor , este trabalho .
a) O que cede energia na forma de calor é exotérmico , quando
há aumento na temperatura do sistema ;
b) O que absorve calor é endotérmico , quando a temperatura
do sistema é menor do que a da vizinhança .
Faremos uma experiência bem simples ( obs: realizo todas as
práticas na cantina , não temos laboratório ):
Nome da pratica : Ceder e absorver calor
Material :
1- Duas bacias de alumínio
2- Toalhas
3- Agua quente e agua fria
Procedimento : As bacias deverão estar secas e limpas .
Colocamos na 1º agua quente e na segunda agua fria .
Dividimos os grupos em lados esquerdo e direito .
1º o lado direito coloca as mãos na agua quente e depois
na agua fria .
2º o lado esquerdo coloca agua fria e depois na agua
quente .
Pergunta: Quem perdeu mais calor , isto é : Quem
realizou mais trabalho , quando colocamos na agua
quente e depois na agua fria ou vice e versa ? Isto é :
Quem cede mais energia para a sua vizinhança ?
Para responder esta pergunta :
a) Vai depender da temperatura interna de cada membro do grupo
b) De quando a agua quente permanecer quente e a agua fria permanecer
fria , isto é se não houve troca de energia com a vizinhança , já que
nossa vizinhança era toda a cantina .
Portanto vamos estudar as fronteiras que essas trocas
de energia podem se realizar .
O que é uma fronteira ? As fronteiras representam muito mais do que
uma mera divisão e unificação dos pontos diversos. Elas determinam
também a área precisa de um experimento, a sua base física.
a) Fronteira adiabática : é impermeável a passagem de
energia na forma de calor , mesmo que haja diferença
de temperatura entre o sistema e as vizinhanças do
sistema , isto é se o processo for exotérmico que cede
energia , nesta fronteira , ele passa a receber .
b) Fronteira diatérmica é permeável a passagem de
energia na forma de calor , claro se houver diferença
de temperatura , um ΔT , entre o sistema e a
vizinhança .
Em termos moleculares podemos dizer que o calor é a transferência de energia
, ΔU , que se aproveita da desordem molecular , e esta desordem chamamos
de Entropia . Quando maior for a desorganização molecular , maior será a
Entropia do sistema . O movimento caótico das moléculas denominado
movimento térmico , q ,.
Por exemplo : Se tivermos um sistema frio e em volta dele uma
vizinhança quente , esta provoca uma movimentação mais vigorosa das
moléculas do sistema do sistema e , então , há aumento de energia .O inverso
é valido .
AGORA : O trabalho “ aproveita “ do movimento organizado
organizado das moléculas , isto é : Só há trabalho quando quando há
transferência de calor em um sistema organizado .
Joãozinho pergunta : “ Professora ?”
- Sim Joãozinho
-“ Só há trabalho quando o sistema não tiver Entropia?”
-Sim Joãozinho .Quando um sistema efetua trabalho
sobre as vizinhanças provoca o movimento organizado , isto é ele organiza
,dos átomos ou elétrons vizinhos .( Fonte : Aluna-professora)
Máquina a Vapor _ Todos nos sabemos o que um Trem ,
ainda mais por que somos Mineiros , das Minas Gerais .
Máquina a vapor foi a precursora do Trem.
Princípio da Máquina a vapor
1- Considerações
A termodinâmica estuda as relações entre as quantidades de calor
trocadas e os trabalhos realizados em um processo físico envolvendo
um corpo ou um sistema de corpos.
Por condução, o calor se transfere de um corpo para outro em
consequência de choques moleculares. Quanto maior a temperatura,
maiores as velocidades moleculares e mais frequentes os choques,
ocorrendo então, transferência de energia cinética para as moléculas de
menor velocidade e portanto, menor temperatura.
O trabalho também se relaciona com transferência de energia, no
entanto, o trabalho corresponde a trocas energéticas sem influência de
diferenças e nisso se distingue do calor. O trabalho não depende da
temperatura e é realizado por uma força F.
Quando o sistema como um todo, produz um deslocamento ao agir com
uma força sobre o meio exterior, o trabalho realizado é denominado
trabalho externo.
2- Trabalho em uma transformação
O trabalho é uma grandeza algébrica e assume nem sempre o sinal da
variação de volume (DV), uma vez que a pressão p é sempre positiva.
Em uma expansão, a variação de volume é positiva e portanto o trabalho
realizado é positivo. Como o trabalho representa uma transferência de
energia, o gás ao se expandir, está perdendo energia, embora a esteja
também recebendo sob forma de calor da fonte térmica.
O trabalho realizado em uma transformação termodinâmica depende
não só do estado inicial e final, como também dos estados
intermediários, isto é, do caminho entre os estados inicial e final.
Quando o trabalho executado por uma parte do sistema sobre outra do
mesmo sistema é chamado de trabalho interno.
4- Primeira Lei da Termodinâmica
Há dois tipos de trocas energéticas com meio exterior em um processo
termodinâmico sofrido por gás: o calor Q e o trabalho ð. A variação de
energia DU sofrida pelo sistema é consequência do balanço energéticos
entre essas duas quantidades. Se o gás receber do meio exterior uma
quantidade de calor Q = 20 J e realizou um trabalho sobre o meio
exterior ð =3, sua energia interna aumentou DU = 17 J. O gás recebeu
20 J de energia sob a forma de calor, perdeu 3 J de energia sob a forma
de trabalho, tendo absorvido 17 J de energia que aumentaram a energia
cinética de suas moléculas, e, sua energia interna.
Sendo Q a quantidade de calor trocada pelo sistema, ð o trabalho
realizado e DU a variação de energia cinética externa, escreve-se: DU =
Q-ð
Essa expressão traduz a Primeira Lei da Termodinâmica. Pois a
variação da energia interna de um sistema é dada pela diferença entre
calor trocado com o meio exterior e o trabalho realizado no processo
termodinâmico.
Apesar de Ter sido tomado como exemplo um gás. Pode ocorrer com
qualquer material em que ocorra a troca de energia.
5- Transformações gasosas
a) transformação isotérmica (temperatura constante)
A variação de energia do gás é nula, porque a temperatura não varia.
DT = 0 -> DU = 0
Pela Primeira Lei da termodinâmica, DU = ð = 0 -> Q = ð
Nesse tipo de transformação, o calor trocado pelo gás é igual ao trabalho
realizado no mesmo processo.
b) Transformações isobáricas ( pressão constante)
Trabalho realizado ð = p DU
O calor trocado pelo gás, ao sofrer a variação de temperatura, numa
transformação isobárica é dado por:
Q = mcpDT
Onde m = massa do gás
Cp = calor específico a pressão constante
DT = variação de temperatura
Fazendo-se m = nM, onde n é o número de mols e m a molécula-grama, temos:
Q = nMcpDT
O produto de M do gás pelo Mcp = cp é denominado calor molar a pressão
constante, sendo expresso em cal/ mol K ou J/mol K.
A quantidade de calor trocado se escreve:
Q = ncpDT
Em uma expressão isobárica, a quantidade de calor recebida é maior que o
trabalho realizado.
c) Transformação isobárica:
Em uma transformação isobárica, a variação de energia interna do gás é igual
à quantidade de calor trocada com o meio exterior.
DU = Q
d) transformação adiabática
Um gás sofre uma transformação adiabática quando não troca calor com o
meio exterior:
Q=0
Em uma transformação adiabática, a variação de energia interna é igual em
módulo e de sinal contrário ao trabalho realizado na transformação. Aplicando
a primeira lei da termodinâmica, temos:
DU = Q - ð e sendo Q = 0, tem-se: DU = - ð
6- Transformações cíclicas. Conversão de calor em trabalho
Ciclo ou transformação cíclica ocorre quando após várias
transformações o gás volta a Ter as mesmas características que
possuía inicialmente. Portanto, o estado final é igual ao inicial.
O trabalho total realizado nesse caso é a soma do trabalho realizado em
cada etapa do ciclo:
ð=ð1+ð2
Isso também é válido para o calor trocado:
Q = Qab + Qbc + Qcd + Qda
Como o estado inicial é igual ao final, a variação de energia é nula.
DU = 0
Portanto, aplicando-se a Primeira Lei da termodinâmica:
DU = Q - ð = 0 ð = 0
Quando o ciclo ocorre em sentido horário, o gás recebe calor e fornece
trabalho: Q -> ð.
Quando o sentido e anti-horário, o gás realiza a conversão de trabalho
em calor: ð -> Q.
7. Transformações reversíveis e irreversíveis
Transformações reversíveis são aquelas que se realizam em ambos os
sentidos, podendo voltar ao estado inicial. Isso ocorre geralmente em
transformações mecânicas sem atrito. No caso de haver atrito, o corpo sofre
perda de energia e, portanto não poderia voltar à posição inicial. Nesse caso,
essa é uma transformação irreversível, onde sua inversa só pode ocorrer com
influência do meio externo ou de corpos circundantes.(
Fonte:http://www.sociedadenewtoniana.kit.net/socnewtoniana/textoasleisdater
modinamica.htm, os alunos fizeram uma pesquisa e muitos copiaram com
algumas alteraçõs o texto da Sociedade Newtoniana , uma sociedade sem fins
lucrativas , transcrevi o texto sem cortes )
Experimento: 1 (material utilizado)
Uma lata de óleo
Dois pedaços de cano com diâmetro diferentes
Um fogareiro
Um suporte
Uma hélice para mostrar o trabalho
Uma rolha
1: Experimento
Com a lata furada e com os dois canos nela soldado, colocamos água
em um dos furos, este que fica acima e com o cano de maior calibre,
este é, após se colocar água, fechado com uma rolha para que o vapor
saia pelo outro buraco. Com a lata deitada e com um certo volume de
água, aquecemo-la até a água ferver. Com a água fervendo, a vapor sai
por uma das extremidades, esta que possui o cano de calibre mais fino,
faz com que a hélice se movimente. Este é um esquema que mostra,
simplificadamente, o funcionamento de uma máquina a vapor.
Experimento 2 (material utilizado)






Um vidro
Uma resistência
Um interruptor com fio
Uma hélice
Uma haste
Uma tampa vedadora
Experimento 2:
Primeiro, vedamos o vidro com a tampa, deixando apenas um orifício.
Depois, montamos a haste com a hélice na direção do orifício. Em
seguida, colocamos a resistência dentro do vidro ligada a força.
Colocamos égua dentro do vidro e ligamos a resistência.
Bibliografia.
RAMALHO, Francisco; FERRARO, Nicolau
G.; SOARES, Paulo Antônio T. 6ª ed. SP:
Moderna, v. 2, p. 173 - 208, 1995.
A Primeira Lei : A energia total de um sistema , na termodinâmica é a energia
interna , U. Esta energia é a soma das energias cinética e potencial das
moléculas que compõem o sistema . A variação de energia interna quando o
sistema passa de um estado inicial para um estado final é ΔU :
Δu = U final – U inicial
O ΔU no Universo tem que SER SEMPRE NULO , POR QUE A 1º LEI
SE FUNDAMENTALIZA , NA LEI DA EQUIVALÊNCIA , ISTO É A 1º LEI
LEVARÁ A 2º E A 2º LEVARÁ A 3º E ASSIM POR DIANTE SEJA
QUALQUER TRANSFORMAÇÃO ISOTERMICA , ISOVOLUMETRICA E
ISOBÁRICA , TORNANDO VERDADE QUE ΔU = 0 ΔU ͢ ∞ .
ΔU é u ma função de estado , pois o seu valor depende
exclusivamente do estado final e o estado inicial do sistema , e não da
forma pelo qual o sistema chegou a este estado .
ΔU é uma função das propriedades que identificam o estado em
que está o sistema.
ΔU nas transformações cíclicas tem que ser nulo , pois a energia
se mantém constante .
Esta equação mostra que a energia interna de um gás perfeito
aumenta linearmente com a temperatura .
Uma maneira de se alterar a energia interna de um sistema é
através do trabalho ou calor , portanto ΔU = q + W. (FONTE :
PROFESSORA-ALUNA CEDERJ MARIA CRISTINA MOYSES –
EXAME FINAL . Termino o exame final com a 1º enquete do professor)
Primeira Lei da Termodinâmica:por Leonardo Mondaini RIO DE JANEIRO segunda, 24 setembro 2012, 21:3 Prezados colegas,:como atividade
complementar da semana de 25/09 a 01/10, proponho que discutamos a
solução da seguinte questão:
Você chuta uma bola de futebol, comprimindo-a, de repente, até 2/3 do seu
volume original. Neste processo você realiza 410 J de trabalho sobre o ar
(considerado um gás ideal) dentro da bola.
(a) Qual é a variação da energia interna do ar dentro da bola devido à
compressão?
(b) A temperatura do ar dentro da bola aumenta ou diminui devido à
compressão? Explique.
Abraços,Leonardo.
Boa noite, a paz seja com todos!!! ( resposta do colega Alex Sander)
(a) ΔU = Q - W
Observamos que foi realizado trabalho sobre o sistema (W < 0) e não houve
troca de calor (Q = 0), assim:
ΔU = 0 – ( - 410 J ) = + 410 J, ou seja, ΔU > 0, confirmando o item (3) da
Tabela 3.1 da apostila do módulo 3 – A primeira lei da termodinâmica.
(b) O chute comprime a bola de repente, da mesma maneira ocorre a
descompressão, assim, não temos condições de ter o sistema em equilíbrio, e não
havendo equilíbrio térmico, não é possível medir a temperatura.
Boa noite, a paz seja com todos!!!
(a) ΔU = Q - W
Observamos que foi realizado trabalho sobre o sistema (W < 0) e não houve troca
de calor (Q = 0), assim:
ΔU = 0 – ( - 410 J ) = + 410 J, ou seja, ΔU > 0, confirmando o item (3) da Tabela
3.1 da apostila do módulo 3 – A primeira lei da termodinâmica.
(b) O chute comprime a bola de repente, da mesma maneira ocorre a
descompressão, assim, não temos condições de ter o sistema em equilíbrio, e não
havendo equilíbrio térmico, não é possível medir a temperatura.
Prezado Alex Sander,
sua resposta para a letra (a) está perfeita, parabéns! Já na letra (b) devemos
observar que o fato de termos ΔU > 0 implica que ΔT > 0, uma vez que para um gás
ideal ΔU = n.(Cv).ΔT para qualquer processo termodinâmico, onde Cv é o calor
específico molar a volume constante. Logo a temperatura aumenta.
Abraços,
Leonardo.
Considerações Finais : Obrigada professor pelas aulas
Professora : Maria Cristina Moyses.