2ª Atividade de Termodinâmica Virtual

Alunos: Rayner Philipe Mendes

Lucas Eduardo Stefanelli

Gabriel de Araújo Veiga

Thiago Brígido de Oliveira

Seção 2.1 – Complexidade dos Sistemas

Suponhamos uma industria têxtil, onde temos algumas caldeiras geradoras de vapor. Estas caldeiras recebem uma fonte de calor proveniente da queima de GLP. Este calor recebido aquece a água no interior da caldeira. As áreas externas da caldeira podem ser chamadas de vizinhança. Tudo isso caracteriza um sistema fechado, pois, é composto por uma quantidade de matéria com massa e identidade fixa, apenas calor e trabalho podem cruzar a fronteira do sistema.

Este sistema possui várias propriedades, que podem ser chamadas de Variáveis de Estado, sendo elas, temperatura T¸ pressão P, volume V e quantidade de substância n. Por possuir um grande número de variável, este sistema é dito como complexo. Apenas duas das propriedades acima são capazes de determinar o estado de uma substancia pura. E a equação de estado deve apresentar as variáveis de um sistema termodinâmico em equilíbrio.

Seção 2.2 – Substâncias Puras Compressíveis Simples

Uma substância pura é todo material com as seguintes características:

  • Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.

  • Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.

  • A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).

  • Pode ser representada por uma fórmula porque tem composição fixa.

  • Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.

Pelas características citadas acima, observamos que em uma substância pura é muito mais fácil de identificar suas variáveis, facilitado assim seu estudo.

Existem também substância compressível simples

Seção 2.3 – Estados Na Mudança de Fase

Abaixo apresentamos um sistema constituído de 1 Kg de água pura, contida em um cilindro, equipado com um êmbolo sem atrito, submetida a pressão externa constante de 0,1 MPa, e as variáveis usadas para descrever seu estado são pressão, temperatura e volume. E os estados intermediários identificamos assim:

  • Estado 1 (inicial), liquida a 20°C;

  • Estado 2 (intermediário), liquida a 99,6°C;

  • Estado 3 (intermediário), parte liquida e parte vapor a 99,6°C

  • Estado 4 (intermediário), vapor a 99,6°C

  • Estado 5 (final), totalmente vapor, a150°C.

Durante a mudança de fase acima, a temperatura e pressão são independentes, uma vez que elas permaneceram constantes.

Na Termodinâmica temos designações dadas as diferentes fases de uma substância que estão descritas abaixo:

  • Liquido Saturado – quando uma substância se encontra como liquido à temperatura e pressão de saturação.

  • Vapor Saturado – quando uma substância encontra-se completamente como vapor à temperatura de saturação.

  • Liquido Sub-Resfriado – quando a temperatura do liquido é menor que a temperatura de saturação para uma pressão existente, ou seja, a temperatura é menor que a temperatura de saturação para a pressão dada.

  • Vapor Superaquecido – quando o vapor se encontra a uma temperatura superior a temperatura de saturação.

Quando nos referimos a vapor altamente superaquecido estamos nos referindo ao termo gases. No processo de vaporização o volume especifico de uma substância aumenta devido a dilatação e perda de densidade das moléculas.

Seção 2.4 – Complexidade dos Sistemas de Substâncias Puras Compressíveis Simples

Estes sistemas possuem propriedades independentes, como pressão e volume específico, ou volume específico e temperatura, são necessárias para definir um estado de uma substância pura. Portanto, para esse sistema, uma equação de estado deve apresentar no mínimo três variáveis.

Seção 2.5 – Complexidade das Substâncias Puras Compressíveis Simples

Duas propriedades independentes são requeridas para especificar um estado de saturação de uma substância pura. Temperatura e volume específico podem determinar um estado de substância pura também numa mudança de fase. As variáveis podem ser intensivas ou extensivas. As propriedades intensivas são aquelas que são independentes do tamanho do sistema, tais como a temperatura, a pressão e a densidade. Pelo contrário, os valores das propriedades extensivas dependem do tamanho (ou extensão) do sistema. A massa m, o volume V, a energia total E, são alguns exemplos de propriedades extensivas.

Para determinar a propriedade de uma substância supõe-se que o sistema esteja dividido em duas partes iguais. Em cada uma das partes as propriedades intensivas terão o mesmo valor que tinham no sistema inicial, contudo as propriedades extensivas terão metade do valor que tinham no sistema inicial.

A equação de estado define, a partir de suas propriedades independentes, o estado de equilíbrio que a substância se encontra.

Seção 2.6 – Representação dos Estados das Substâncias Puras Compressíveis Simples

Para representar os estados de equilíbrio de uma substância pura são necessárias três dimensões: Volume, Pressão e Temperatura. Como mostra a figura abaixo:

Contudo, projetando-se o plano de uma das variáveis de estado, é possível representar esse diagrama em um único plano apenas PxT:

Seção 2.7 – Parâmetros Relacionados com a Mudança de Fase

Analisando a transformação ocorrida na seção 2.3:

Com um aumento da pressão para 1MPa, os estados 2 e 4, teriam suas temperaturas de saturação aumentadas. Com isso, podemos definir que à medida que se eleva a pressão, eleva-se também a temperatura de saturação, e vice-versa. Então, a temperatura de saturação e diretamente proporcional à pressão.

P α Tsat

A pressão no ponto crítico, onde os estados de líquido saturado e de vapor saturado são idênticos, é chamada de pressão crítica. Da mesma forma a temperatura no ponto crítico é chamada de temperatura crítica, e volume específico no ponto crítico é chamado de volume crítico.

Para pressão acima da crítica (supercrítica), nunca existirá estado de fase líquido coexistindo, em equilíbrio, com a fase vapor.

Seção 2.8 – Superfícies de Estado

Analisando novamente o gráfico da seção 2.6, ficam evidentes as “regiões” que representam as fases da substância e as mudanças de fases. Existem gráficos em que a relação Temperatura e Volume Específio é linear. Assim como para os gases ideais, onde a relação entre as propriedades que definem o estado é uma função linear.

Seção 2.9 – Equação de Estado Para “Gases Perfeitos”

A equação de estado mais simples e mais conhecida para substâncias na fase gasosa, é a equação de estado dos gases perfeitos ou ideais, que prevê, com bastante precisão, o comportamento de um gás, para uma determinada gama de valores de pressão e de temperatura. Para relacionar os valores de pressão P, de volume V, e de temperatura T, de uma massa M conhecida de um dado gás, efetuamos uma série de medições do volume V do gás, fazendo variar amplamente a pressão P a que estava submetido, e mantendo constante a sua temperatura T (T=T1). Para cada valor de P obteríamos um valor de V. Se repetirmos este procedimento para valores diferentes da temperatura do gás (T=T2, T=T3, etc) obtemos curvas semelhantes à primeira. Por fim, se repetirmos esta série de experiências com outros gases diferentes obteríamos, para cada gás, famílias de curvas semelhantes às obtidas com o gás inicial. O valor deste limite é uma constante universal - a constante universal dos gases perfeitos R, que é dada por R=8,314 J.mol-1.K-1. Através da relação citada acima podemos estabelecer várias equações de estado para gases perfeitos.

  • P, V, n e T:

  • P, V, m e T:

Seção 2.10 – Estados de Um Gás Perfeito Com Uma de Suas Variáveis Constantes

As transformações isobáricas, isovolumétricas, e isotérmicas, podem ser representadas graficamente :

ISOBÁRICAS

ISOVOLUMÉTRICAS

ISOTÉRMICAS

Seção 2.12 – Fatores de Compressibilidade

O fator de compressibilidade Z é a fator que mede quanto um gás real, a uma dada pressão e temperatura, desvia do comportamento de gás ideal. Sendo dado por:

Esse fator que pode ser classificado como uma variável intensiva varia com o estado da substância.

O diagrama acima (nitrogênio) estabelece valores de Z para determinada pressão e temperatura. Analisando o esse diagrama, podemos dizer que:

  • para todas as temperaturas, Z tende a 1 quando a pressão tende a zero. Isso significa que P, V e T se aproximam daquele predileto pela equação de estado do gás ideal.

  • para temperaturas de 300K e superiores (isto é, temperatura ambiente e superiores), o fator de compressibilidade é próximo da unidade até pressões da ordem de 10MPA. Isso significa que a equação de estado do gás ideal pode ser usada para o nitrogênio (e, diga-se de passagem, também para o ar), nessa faixa, com boa exatidão.

  • para temperaturas muito baixas ou pressões muito elevadas, o fator de compressibilidade desvia significamente do valor de gás ideal.

Temperatura e pressão reduzida

São propriedades “reduzidas” em relação aos valores no ponto crítico, que são utilizadas para traçar um diagrama comum a todas as substâncias. O diagrama generalizado de compressibilidade.

- Pressão reduzida

- Temperatura reduzida

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