Os sistemas físicos que encontramos na Natureza consistem em um agregado de um número muito grande de átomos.
A matéria está em um dos três estados: sólido, líquido ou gás: Nos sólidos, as posições relativas (distância e orientação) dos átomos ou moléculas são fixas. Nos líquidos as distâncias entre as moléculas são fixas, porém sua orientação relativa varia continuamente. Nos gases, as distâncias entre moléculas, são em geral, muito maiores que as dimensões das mesmas. As forças entre as moléculas são muito fracas e se manifestam principalmente no momento no qual chocam. Por esta razão, os gases são mais fáceis de descrever que os sólidos e que os líquidos.
O gás contido em um recipiente, é formado por um número muito grande de moléculas, 6.02·10²³ moléculas em um mol de substãncia. Quando se tenta descrever um sistema com um número muito grande de partículas resulta difícil (é impossível) descrever o movimento individual de cada componente. Por isto mediremos grandezas que se referem ao conjunto: volume ocupado por uma massa de gás, pressão que exerce o gás sobre as paredes do recipiente e sua temperatura. Estas quantidades físicas são denominadas macroscópicas, no sentido de que não se referem ao movimento individual de cada partícula, e sim do sistema em seu conjunto. Denominamos estado de equilíbrio de um sistema quando as variáveis macroscópicas pressão p, volume V, e temperatura T, não variam. O estado de equilíbrio é dinâmico no sentido de que os constituintes do sistema se movem continuamente.
O estado do sistema é representado por um ponto em um diagrama p-V. Podemos levar o sistema desde um estado inicial a outro final através de uma sucessão de estados de equilíbrio.
Se denomina equação de estado, a relação que existe entre as variáveis p, V, e T. A equação de estado mais simples é a de um gás ideal pV=nRT, denominada Equação de Clapeyron(foto), onde n representa o número de mols, e R a constante dos gases R=0.082 atm·l/(K mol).
Se denomina energia interna do sistema a soma das energias de todas as suas partículas. Em um gás ideal as moléculas somente tem energia cinética, os choques entre as moléculas são supostos perfeitamente elásticos, a energia interna somente depende da temperatura.
10/10/2008
Refrigeração Aula 03
Os sistemas físicos que encontramos na Natureza consistem em um agregado de um número muito grande de átomos.
A matéria está em um dos três estados: sólido, líquido ou gás: Nos sólidos, as posições relativas (distância e orientação) dos átomos ou moléculas são fixas. Nos líquidos as distâncias entre as moléculas são fixas, porém sua orientação relativa varia continuamente. Nos gases, as distâncias entre moléculas, são em geral, muito maiores que as dimensões das mesmas. As forças entre as moléculas são muito fracas e se manifestam principalmente no momento no qual chocam. Por esta razão, os gases são mais fáceis de descrever que os sólidos e que os líquidos.
O gás contido em um recipiente, é formado por um número muito grande de moléculas, 6.02·10²³ moléculas em um mol de substãncia. Quando se tenta descrever um sistema com um número muito grande de partículas resulta difícil (é impossível) descrever o movimento individual de cada componente. Por isto mediremos grandezas que se referem ao conjunto: volume ocupado por uma massa de gás, pressão que exerce o gás sobre as paredes do recipiente e sua temperatura. Estas quantidades físicas são denominadas macroscópicas, no sentido de que não se referem ao movimento individual de cada partícula, e sim do sistema em seu conjunto. Denominamos estado de equilíbrio de um sistema quando as variáveis macroscópicas pressão p, volume V, e temperatura T, não variam. O estado de equilíbrio é dinâmico no sentido de que os constituintes do sistema se movem continuamente.
O estado do sistema é representado por um ponto em um diagrama p-V. Podemos levar o sistema desde um estado inicial a outro final através de uma sucessão de estados de equilíbrio.
Se denomina equação de estado, a relação que existe entre as variáveis p, V, e T. A equação de estado mais simples é a de um gás ideal pV=nRT, denominada Equação de Clapeyron(foto), onde n representa o número de mols, e R a constante dos gases R=0.082 atm·l/(K mol).
Se denomina energia interna do sistema a soma das energias de todas as suas partículas. Em um gás ideal as moléculas somente tem energia cinética, os choques entre as moléculas são supostos perfeitamente elásticos, a energia interna somente depende da temperatura.
08/10/2008
Refrigeração Aula 01
Conceitos Fundamentais da Refrigeração: Propriedades termodinâmicas são características macroscópicas de um sistema, como: volume, temperatura, pressão etc.
Estado Termodinâmico: Pode ser entendido como sendo a condição em que se encontra a substância, sendo caracterizado pelas suas propriedades.
Processo: É uma mudança de estado de um sistema. O processo representa qualquer mudança nas propriedades da substância. Uma descrição de um processo típico envolve a especificação dos estados de equilíbrio inicial e final.
Ciclo: É um processo, ou mais especificamente uma série de processos, onde o estado inicial e o estado final do sistema (substância) coincidem.
Substância Pura: É qualquer substância que tenha composição química invariável e homogênea. Ela pode existir em mais de uma fase (sólida, líquida e gasosa), mas a sua composição química é a mesma em qualquer das fases.
Propriedades Termodinâmicas de uma Substância: Uma propriedade de uma substância é qualquer característica observável dessa substância.As propriedades termodinâmicas foram concebidas pelo físico francês Nicolas Sadi Carnot(1796-1832), considerado o pai da termodinâmica(foto). Um número suficiente de propriedades termodinâmicas independentes constitui uma definição completa do estado da substância.
As propriedades termodinâmicas mais comuns são: temperatura (T), pressão (p), volume (V). Além destas propriedades termodinâmicas mais familiares, e que são mensuráveis diretamente, existem outras propriedades termodinâmicas fundamentais para a análise de transferência de calor, trabalho e energia, não mensuráveis diretamente, que são: energia interna (u), entalpia (h) e entropia (s).
Energia Interna (u): São as energias que a matéria possui devido ao movimento de forças intermoleculares. Esta forma de energia pode ser decomposta em duas partes:
a) Energia cinética interna ⇒ relacionada à velocidade das moléculas;
b) Energia potencial interna ⇒ relacionada às forças de atração entre as moléculas.
As mudanças na velocidade das moléculas são identificadas, macroscopicamente, pela alteração da temperatura da substância (sistema), enquanto que as variações na posição são identificadas pela mudança de fase da substância (sólido, líquido ou vapor).
Entalpia (h): Na análise térmica de alguns processos específicos, freqüentemente são encontradas certas combinações de propriedades termodinâmicas. Assim é conveniente definir a nova propriedade termodinâmica chamada entalpia.Podemos também definir a entalpia como o aproveitamento da energia gerada por este sistema, considerando naturalmente, as perdas deste sistema.
Entropia (s): Esta propriedade termodinâmica representa uma medida da desordem molecular da substância.
07/10/2008
O que é BTU/h?
BTU/h significa Unidade Térmica Britânica por hora. É a unidade mais utilizada no Brasil para se definir a capacidade térmica de um equipamento. 12.000 BTU/h = 1 TR.
Para que você tenha uma idéia de qual é o aparelho melhor adaptável ao seu imóvel, estima-se que, um ambiente com área de 6 m², como uma sala de um apartamento, é aconselhável uma oferta de 7.500 BTU's (British Thermal Unity - unidade britânica de medida térmica) de ar frio para deixar a temperatura do espaço confortável para duas pessoas. Essa carga térmica foi calculada para uma instalação em um andar intermediário do imóvel e, para cada pessoa a mais no ambiente, deve ser acrescentado 600 BTU/h.
Fonte: Consul
Fonte: Consul
03/10/2008
Conceitos de Pressão
Considere a ação de polimento de um automóvel. Suponha que neste trabalho esteja sendo aplicada uma força F constante, esfregando-se a palma da mão sobre a superfície do carro.
Imagine, agora, que se deseja eliminar uma mancha bastante pequena existente no veículo. Nesta ação esfregam-se apenas as pontas dos dedos na região da mancha, a fim de aumentar o “poder de remoção” da mancha.
Nos dois casos, a força aplicada F foi a mesma, porém os resultados obtidos no trabalho foram diferentes. Isto acontece por que o efeito do “polimento” depende não apenas da força que a mão exerce sobre o carro, mas também da área de aplicação.
A grandeza que relaciona a força F aplicada com a área “A” de aplicação denomina-se “pressão”.
Pressão de uma força sobre uma superfície é o quociente entre a intensidade da força normal à superfície e a área dessa.
A pressão é uma grande escalar:
p=F/A
No S.I. a unidade de pressão é o newton por metro quadrado (N/m² ) denominado pascal (Pa). Outras unidades usadas com freqüência são:
• centímetro de mercúrio: cmHG
• milímetro de mercúrio: mmHg
• atmosfera: atm
• milibar: mbar
Obs. Deve-se observar que o valor da pressão depende não só do valor da força exercida, mas também da área A na qual esta força está distribuída. Uma vez fixado o valor de A , a pressão será, evidentemente, proporcional ao valor de F . Por outro lado, uma mesma força poderá produzir pressões diferentes, dependendo da área sobre a qual ela atuar. Assim, se a área A for muito pequena, poderemos obter grandes pressões, mesmo com pequenas forças. Por este motivo, os objetos de corte (faca, tesoura, enxada, etc.) devem ser bem afiados e os objetos de perfuração (prego, broca, etc.) devem ser pontiagudos. Desta maneira, a área na qual atua a força exercida por estes objetos será muito pequena, acarretando uma grande pressão, o que torna mais fácil obter o efeito desejado.
Em outros casos, quando desejamos obter pequenas pressões devemos fazer com que a força se distribua sobre grandes áreas. Para caminhar na neve, uma pessoa usa sapatos especiais, de grande área de apoio, para diminuir a pressão que a impede de afundar.
- Pressão de uma coluna de líquido ou pressão hidrostática:
Pressão hidrostática ou pressão efetiva (P ef ) num ponto de um fluido em equilíbrio é a pressão que o fluido exerce no ponto em questão.
Considere-se um copo cilíndrico com um líquido até a altura h e um ponto B no fundo; sendo A a área do fundo, o líquido exerce uma pressão no ponto B, dada por:
Ph=d.g.h
Então calcula-se a pressão efetiva pela expressão: p ef = d.g.h
- Teorema de Stevin:
Da expressão da pressão absoluta, pode-se obter rapidamente a relação do Teorema deStevin :
As pressões em A e B são:
p A = p 0 + m . g . h A
p B = p 0 + m . g . h B
Então, a diferença de pressão entre A e B é:
p A - P B = m . g . (h A - h B ) ou D p = m . g . D h
Teorema de Stevin: "A diferença entre as pressões de dois pontos de um fluido em equilíbrio é igual ao produto entre a densidade do fluido, a aceleração gravitacional e a diferença entre as profundidades dos pontos."
Através do teorema de Stevin, pode-se concluir que todos os pontos que estão numa mesma profundidade, num fluido homogêneo em equilíbrio, estão submetidos à mesma pressão.
02/10/2008
Termodinâmica Aula 8
Os sistemas físicos que encontramos na Natureza consistem em um agregado de um número muito grande de átomos. A matéria está em um dos três estados: sólido, líquido ou gasoso: Nos sólidos, as posições relativas (distância e orientação) dos átomos ou moléculas são fixas. Nos líquidos as distâncias entre as moléculas são fixas, porém sua orientação relativa varia continuamente. Nos gases, as distâncias entre moléculas, são em geral, muito maiores que as dimensões das mesmas. As forças entre as moléculas são de pouca intensidade e se manifestam principalmente no momento no qual se chocam. Por esta razão, os gases são mais fáceis de descrever que os sólidos e que os líquidos. O gás contido em um recipiente, é formado por um número muito grande de moléculas, 6,02·10²³ moléculas em um mol de substância. Quando se tenta descrever um sistema com um número muito grande de partículas se torna difícil, ou melhor impossível descrever o movimento individual de cada componente. Por isto mediremos as grandezas que se referem ao conjunto: volume ocupado por uma massa de gás, pressão que exerce o gás sobre as paredes do recipiente e sua temperatura. Estas quantidades físicas são denominadas macroscópicas, no sentido de que não se referem ao movimento individual de cada partícula, e sim do sistema em seu conjunto.
Denominamos estado de equilíbrio de um sistema quando as variáveis macroscópicas pressão p, volume V, e temperatura T, não variam. O estado de equilíbrio é dinâmico no sentido de que os constituintes do sistema se movem continuamente. O estado de equilíbrio do sistema é representado por um ponto em um diagrama p-V. Podemos levar o sistema desde um estado inicial a outro final através de uma sucessão de estados de equilíbrio. Se denomina equação de estado a relação que existe entre as variáveis p, V, e T. A equação de estado mais simples é a de um gás ideal pV=nRT, descrita pelo cientista francês Paul Clapeyron, onde n representa o número de mols, e R a constante dos gases R=0.082 atm·l/(K mol). Se denomina energia interna do sistema a soma das energias de todas as suas partículas. Em um gás ideal as moléculas somente tem energia cinética, os choques entre as moléculas são supostos perfeitamente elásticos, a energia interna somente depende da temperatura.
Denominamos estado de equilíbrio de um sistema quando as variáveis macroscópicas pressão p, volume V, e temperatura T, não variam. O estado de equilíbrio é dinâmico no sentido de que os constituintes do sistema se movem continuamente. O estado de equilíbrio do sistema é representado por um ponto em um diagrama p-V. Podemos levar o sistema desde um estado inicial a outro final através de uma sucessão de estados de equilíbrio. Se denomina equação de estado a relação que existe entre as variáveis p, V, e T. A equação de estado mais simples é a de um gás ideal pV=nRT, descrita pelo cientista francês Paul Clapeyron, onde n representa o número de mols, e R a constante dos gases R=0.082 atm·l/(K mol). Se denomina energia interna do sistema a soma das energias de todas as suas partículas. Em um gás ideal as moléculas somente tem energia cinética, os choques entre as moléculas são supostos perfeitamente elásticos, a energia interna somente depende da temperatura.
01/10/2008
Termodinâmica Aula 7
Termoquímica é a parte da Química que trata das trocas de calor que acompanham as reações. As reações químicas podem ser:
Toda substância possui uma quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica pois ocorre liberação de energia.
Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia.
Essa energia contida nas substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é dada por ΔH = HP - HR, onde HP é a soma das entalpias dos produtos, HR é a soma das entalpias dos reagentes.
Quando a reação se realiza a pressão constante o ΔH é chamado de calor de reação. Em Termoquímica é usual se expressar as variações de energia nas reações através de quilocalorias (Kcal).
A quilocaloria é mil vezes o valor de uma caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra unidade usual em Termoquímica é o Joule (J). Uma caloria equivale a 4,18 J.
- Exotérmicas: quando a reação ocorre com liberação de calor (de exo: para fora)
- Endotérmicas: quando a reação ocorre com absorção de calor (de endo: para dentro)
Toda substância possui uma quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica pois ocorre liberação de energia.
Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia.
Essa energia contida nas substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é dada por ΔH = HP - HR, onde HP é a soma das entalpias dos produtos, HR é a soma das entalpias dos reagentes.
Quando a reação se realiza a pressão constante o ΔH é chamado de calor de reação. Em Termoquímica é usual se expressar as variações de energia nas reações através de quilocalorias (Kcal).
A quilocaloria é mil vezes o valor de uma caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra unidade usual em Termoquímica é o Joule (J). Uma caloria equivale a 4,18 J.
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