Entalpia

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Physics I

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JoVE Science Education Physics I

Enthalpy

1.9: Equilibrium and Free-body Diagrams

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07:17 min

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April 30, 2023

Overview

Fonte: Ketron Mitchell-Wynne, PhD, Asantha Cooray, PhD, Department of Physics & Astronomy, School of Physical Sciences, University of California, Irvine, CA

Quando um pote de água é colocado em um fogão quente, o calor é dito para “fluir” do fogão para a água. Quando dois ou mais objetos são colocados em contato térmico entre si, o calor flui espontaneamente dos objetos mais quentes para os mais frios, ou na direção que tende a equalizar a temperatura entre os objetos. Por exemplo, quando cubos de gelo são colocados em uma xícara de água em temperatura ambiente, o calor da água flui para os cubos de gelo e eles começam a derreter. Muitas vezes, o termo “calor” é usado de forma inconsistente, geralmente para simplesmente se referir à temperatura de algo. No contexto da termodinâmica, o calor, como o trabalho, é definido como uma transferência de energia. Calor é energia transferida de um objeto para outro por causa de uma diferença de temperatura.

Além disso, a energia total de qualquer sistema termodinâmico isolado é constante, ou seja, a energia pode ser transferida para e de diferentes objetos dentro do sistema e pode ser transformada em diferentes tipos de energia, mas a energia não pode ser criada ou destruída. Esta é a primeira lei da termodinâmica. É muito semelhante à conservação do direito energético discutida em outro vídeo, mas no contexto de processos térmicos e termodinâmicos. No caso de cubos de gelo na água, se a primeira lei da termodinâmica fosse inválida, então poderia-se esperar que adicionar cubos de gelo a um copo isolado de água à temperatura ambiente faria com que a água fervesse, o que implicaria na criação de energia.

Principles

Há uma clara distinção entre energia interna, temperatura e calor. A energia interna de uma substância refere-se à energia total de todas as moléculas da substância. Sua temperatura é uma medida da energia cinética média de todas as moléculas individuais. Considere duas peças de metal quente em equilíbrio térmico descansando uma ao lado da outra, uma metade do tamanho do outro. Ambos têm a mesma temperatura, mas o menor pedaço de metal tem metade da energia térmica que o outro. Finalmente, o calor, como discutido acima, é a transferência de energia de diferentes objetos.

Se o calor fluir para um objeto, a temperatura do objeto sobe. No entanto, a quantidade de aumento da temperatura depende do tipo de material em que o calor flui. A quantidade de calor, Q,necessária para alterar a temperatura de qualquer material é proporcional à massa m do material presente e à mudança de temperatura ΔT. Esta relação simples é expressa como:

Q = mc ΔT, (Equação 1)

onde c é uma qualidade característica do material chamado seu calor específico (ou às vezes chamado de capacidade de calor específica). Reorganização da Equação 1 dá:

c = Q / (m ΔT). (Equação 2)

Assim, as unidades de calor específico são J. O calor específico pode ser descrito como a quantidade de calor necessária para elevar 1 g de uma substância por 1 °C. Na pressão atmosférica padrão, o calor específico da água é conhecido por ser 4,18 J/(g°C). Em outras palavras, se 4,18 J de energia for fornecida a 1 g de água, sua temperatura aumentaria em 1 °C. No entanto, isso assumindo que a amostra de água está suficientemente isolada de seu entorno. Se não for, parte da energia que está sendo transferida para a água pode ser perdida para o ambiente ao redor da água- o ar circundante, por exemplo. Esse tipo de perda de energia, ou transferência, é referido como o sistema “fazendo o trabalho”. A primeira lei da termodinâmica pode então ser escrita como:

ΔU = Q – W, (Equação 3)

onde U é a energia interna total de um sistema, Q é o calor adicionado ao sistema, e W é o trabalho feito pelo sistema.

Este laboratório contará com um “calorímetro de xícara de café”, que é essencialmente uma xícara de isopor. O isopor isola suficientemente isola a substância interior do entorno do copo para que o sistema não funcione e W = 0.

Procedure

1. Meça a capacidade de calor específica do chumbo e demonstre a primeira lei da termodinâmica.

Obtenha uma balança, uma amostra de chumbo, dois copos de isopor, um béquer de 300 mL (ou maior), um elemento de aquecimento, um termômetro, um pedaço de corda, água à temperatura ambiente, uma haste presa a ficar com grampos, um cilindro graduado e uma tesoura.
Corte uma pequena porção do topo de um dos copos de isopor para que ele possa agir como uma tampa para o outro copo. Faça um pequeno buraco na parte inferior, grande o suficiente para o termômetro se encaixar, mas não maior que a cintura do termômetro.
Meça 220 mL de água usando o cilindro graduado e despeje-o no copo de isopor não modificado. Alternativamente, 220 g de água podem ser pesados.
Coloque o copo de isopor modificado em cima da xícara de água para que ele atue como uma tampa; certifique-se de que ele se encaixa perfeitamente. Se não, faça as modificações apropriadas.
Meça a temperatura da água e grave-a na Tabela 1. A água deve estar em temperatura ambiente.
Encha o béquer com água suficiente para que a amostra de chumbo possa ficar completamente submersa. Coloque a amostra no béquer com a água e verifique se há água suficiente. Aqueça a água para ferver usando o elemento de aquecimento.
Coloque a corda na amostra de chumbo para que ela possa ser suspensa na água fervente. Coloque a amostra na água, com a corda acessível para mover a amostra mais tarde.
Espere pelo menos 5 min para que a amostra chegue ao equilíbrio térmico com a água fervente. Quando a amostra de chumbo for removida da água fervente, diminuirá a temperatura muito rapidamente. Meça a temperatura da amostra fora da água fervente. Prossiga para colocar a amostra no calorímetro da xícara de café imediatamente após tomar sua temperatura. Pode estar bem abaixo de 100 °C. Registo esta temperatura na Tabela 1.
Gire o sistema de xícara de café/chumbo para garantir uma mistura uniforme. Observe a temperatura no termômetro enquanto ele muda. Uma vez que pare de mudar, regise essa temperatura na Tabela 1.
Usando as mudanças de temperatura tanto da água quanto da amostra de chumbo, e dado o calor específico da água, calcule a cabeça específica de chumbo usando a Equação 1.

Enthalpy é um tipo de energia que flui entre objetos de diferentes temperaturas.

Para entender a entalpia, deve-se estar familiarizado com a primeira lei da termodinâmica, que afirma que a energia não pode ser criada ou destruída, ela só pode mudar de forma. E a quantidade total de energia em um sistema é constante.

O conceito de entalpia é evidente em um pote de água em um fogão. O calor, denotado pela letra Q, flui espontaneamente do fogão quente para a água mais fria. Em resposta, a temperatura da água sobe. No entanto, como se trata de um sistema aberto, há algum calor perdido para o entorno.

Por outro lado, um sistema pode ser isolado termodinamicamente, como uma garrafa térmica cheia de água quente, onde o calor não é transferido entre o sistema e seus arredores. Se você jogar um pedaço de um metal frio neste sistema, o calor flui espontaneamente da água quente para o metal mais frio. Então, se aplicarmos a primeira lei da termodinâmica a este sistema isolado, podemos dizer que o calor perdido pela água, ou Qout, é igual ao calor absorvido pelo metal, ou Qin.

Neste vídeo, vamos demonstrar este simples experimento de transferência de calor que testa a primeira lei da termodinâmica.

Antes de mergulhar no protocolo, vamos rever alguns conceitos importantes relacionados a este experimento. Como discutimos, o calor, ou Q, é um tipo de energia que é espontaneamente transferida de um objeto quente para um objeto frio.

O calor é frequentemente confundido com a temperatura, que é a medida da energia cinética média de todas as moléculas individuais em uma substância. Por exemplo, considere um pedaço grande e pequeno de alumínio quente no equilíbrio térmico. Ambos têm a mesma temperatura, porém o menor pedaço de metal tem menos energia térmica do que o outro porque tem menos moléculas e menos massa.

A relação entre calor e temperatura é dada por esta fórmula: Q = mCΔT. Portanto, a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura depende da massa, m, o que faz sentido, pois menos calor é necessário para elevar a temperatura de 1 grama de alumínio em vez de 1 kg.

O outro fator é C, ou a capacidade de calor, que depende do material. Por exemplo, a madeira tem uma capacidade térmica maior do que o alumínio. Isso significa que menos calor é necessário para aumentar a temperatura de 1 kg de alumínio do que 1 kg de madeira.

C é uma constante que é definida como a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de uma massa unitária de uma substância em um grau. Esses valores foram calculados empiricamente para muitos materiais comuns, como a água.

Na próxima seção, veremos como calcular experimentalmente C para chumbo usando um calorímetro, que fornece um sistema isolado termodinamicamente.

Primeiro, obtenha duas xícaras de isopor, que atuarão como o calorímetro isolado neste experimento. Corte uma pequena porção do topo de uma xícara, para que ela possa agir como uma tampa para o outro. Faça um pequeno buraco na tampa para que o termômetro se encaixe firmemente

Despeje 220 mL de água no copo não modificado e coloque a tampa por cima. Meça a temperatura da água.

Em seguida, encha um béquer com água suficiente para que uma amostra de chumbo possa ser totalmente submersa. Coloque o béquer em um prato quente e leve a água para ferver.

Pese uma amostra de chumbo, e grave a massa. Em seguida, anexe uma corda e suspenda-a usando um suporte de anel. Submerse a amostra de chumbo na água fervente até que esteja completamente coberta com água.

Aguarde cinco minutos para permitir que a amostra atinja o equilíbrio térmico com a água fervente. Remova a amostra da água fervente e regissão sua temperatura inicial.

Coloque rapidamente a amostra quente no copo e coloque a tampa por cima. Deslize o termômetro de volta pelo orifício na tampa.

Gire a xícara de café com a amostra de chumbo para garantir uma temperatura uniforme. Observe a temperatura no termômetro enquanto ela muda, e regise a temperatura estabilizada final.

Desde a primeira lei da termodinâmica, sabemos que neste experimento, o pedaço quente de chumbo transferiu calor para a água mais fria. Se assumirmos que o calorímetro fornece um sistema termodinamicamente isolado, então a saída de calor do chumbo equivale à entrada de calor para a água. Usando a fórmula Q = mCΔT, temos a seguinte equação.

A partir do experimento, sabemos a massa do chumbo e da água, e a mudança de temperatura do chumbo e da água. A capacidade térmica da água também é conhecida. Assim, a capacidade térmica do chumbo pode ser calculada.

Isso está em excelente concordância com a conhecida capacidade térmica de chumbo, 0,128. Este resultado valida a primeira lei da termodinâmica.

A transferência de calor e a conservação dos princípios energéticos se aplicam a vários eventos do dia-a-dia, mas muitas vezes passam despercebidos. Aqui estão alguns exemplos.

Um simples experimento usando água e gelo demonstra a primeira lei da termodinâmica e transferência de calor por condução térmica. Inicialmente, o copo de água está em temperatura ambiente e é resfriado com a adição de gelo. Eventualmente, o gelo derrete e a água e o gelo derretido atingem a mesma temperatura, já que o calor foi transferido da água para o gelo.

No entanto, como o sistema não está isolado do ambiente, eventualmente a sala mais quente transfere calor para a água elevando a temperatura.

Outro exemplo de transferência de calor é o entre o Sol e a Terra. No entanto, isso acontece através da radiação térmica, uma vez que o sol está a uma temperatura muito maior do que a Terra, o calor flui do sol para a Terra. No entanto, nem todo o calor é transferido para a Terra, pois alguns são perdidos para outros corpos no universo e para os arredores.

Você acabou de assistir a introdução de JoVE ao calor e a primeira lei da termodinâmica. Agora você deve entender o conceito básico de calor e a conservação da energia. Obrigado por assistir!

Results

Utilizando os valores registrados na Tabela 1,o calor específico do chumbo pode ser calculado. A partir da primeira lei da termodinâmica, sabe-se que a energia não é criada nem destruída em um sistema isolado, mas a energia pode ser transferida entre diferentes objetos dentro do sistema. Quando o pedaço quente de chumbo é colocado no calorímetro da xícara de café, o calor será fornecido do chumbo para a água, e essa transferência de calor é conservada; ou seja, a saída de calor do chumbo, Q_out, é igual a entrada de calor da água, Q_em

Q_out = Q_in. (Equação 4)

Como na Equação 3,a energia total U é constante. Usando a Equação 1, a Equação 4 pode ser escrita equivalentemente como:

m_chumboc_chumbo ΔT_chumbo = m_águac_água ΔT_água. (Equação 5)

Com o calor específico da água conhecido como 4,18 J/(g°C) e as informações da Tabela 1, o_chumbocpode ser resolvido para:

c_chumbo = (m_águac_água ΔT_água) / (m_chumbo Δt_chumbo) (Equação 6)

= (220 g · 4,18 J/(g C^o) · 1,2 °C) / (43,4 C^o· 201 g)

= 0,127 J/(g°C).

O valor aceito para o calor específico do chumbo é de 0,128, portanto os resultados aqui estão em excelente concordância, com apenas uma diferença de 1,5%.

Mesa 1. Resultados experimentais.

	T_i (°C)	T_f(°C)	m (g)
Água	18.5	19.7	220
Chumbo	63.1	19.7	201

Applications and Summary

A primeira lei da termodinâmica se aplica a todo o universo – nenhuma energia pode ser criada ou destruída em todo o universo, mas todos os tipos de transferências de energia e transformações ocorrem. As plantas convertem energia da luz solar na energia química armazenada em moléculas orgânicas, muitas das quais comemos posteriormente. Usinas nucleares que produzem grande parte da nossa eletricidade usam transferência de calor de hastes radioativas quentes para produzir vapor, que alimenta turbinas que geram eletricidade. Os refrigeradores funcionam usando eletricidade para retirar o calor do sistema. Um evaporador cheio de refrigerante e um condensador realizam trabalhos na geladeira para efetuar uma transferência de calor negativa.

A transferência de calor foi observada em um sistema fechado entre um pedaço de chumbo quente e água de temperatura ambiente. A capacidade de calor específica foi medida pela medição das mudanças de temperatura em quantidades conhecidas de água e chumbo. Se o sistema de copo de isopor não estivesse suficientemente isolado de seu entorno, o calor do sistema teria sido perdido em outras palavras, a água quente/chumbo teria feito trabalho no entorno, como na Equação 3. Se esse fosse o caso, os cálculos realizados neste laboratório teriam sido muito mais difíceis de fazer, uma vez que o ar circundante prontamente dissipa o calor ao seu entorno. Como os copos de isopor agem como um bom isolador, o sistema era considerado independente do ar circundante. Observou-se a primeira lei da termodinâmica, pois nenhuma energia foi criada ou destruída durante o experimento; a energia do sistema fechado foi conservada.

Transcript

Enthalpy is a type of energy that flows between objects of different temperatures.

In order to understand enthalpy, one must be familiar with the first law of thermodynamics, which states that the energy cannot be created or destroyed, it can only change forms. And the total amount of energy in a system is constant.

The concept of enthalpy is evident in a pot of water on a stove. Heat, denoted by the letter Q, spontaneously flows from the hot stove to cooler water. In response, the temperature of the water rises. However, since this is an open system, there is some heat lost to the surroundings.

On the other hand, a system can be thermodynamically isolated, like a thermos filled with hot water, where heat is not transferred between the system and its surroundings. If you drop a piece of a cold metal into this system, the heat spontaneously flows from the hot water to the cooler metal. So, if we apply the first law of thermodynamics to this isolated system, we can say that the heat lost by the water, or Qout, equals the heat absorbed by the metal, or Qin.

In this video, we will demonstrate this simple heat transfer experiment that tests the first law of thermodynamics.

Before delving into the protocol, let’s review some important concepts related to this experiment. As we discussed, heat, or Q, is a type of energy that is spontaneously transferred from a hot to a cold object.

Heat is often confused with temperature, which is the measure of the average kinetic energy of all of the individual molecules in a substance. For example, consider a large and small piece of hot aluminum at thermal equilibrium. They both have the same temperature, however the smaller piece of metal has less thermal energy than the other because it has fewer molecules and less mass.

The relationship between heat and temperature is given by this formula: Q = mCΔT. Therefore, the amount of heat required to raise the temperature depends on mass, m, which makes sense, as less heat is required to raise the temperature of 1 gram of aluminum as opposed to 1 kg.

The other factor is C, or the heat capacity, which depends on the material. For example, wood has a higher heat capacity than aluminum. This means that less heat is needed to increase the temperature of 1 kg of aluminum than 1 kg of wood.

C is a constant that is defined as the amount of heat required to raise the temperature of a unit mass of a substance by one degree. These values have been calculated empirically for many common materials, like water.

In the next section, we will see how to experimentally calculate C for lead using a calorimeter, which provides a thermodynamically isolated system.

First, obtain two Styrofoam cups, which will act as the insulated calorimeter in this experiment. Cut a small portion off of the top of one cup, so that it can act as a lid for the other. Punch a small hole in the lid so that the thermometer will fit through tightly

Pour 220 mL of water into the unmodified cup, then place the lid on top. Measure the temperature of the water.

Next, fill a beaker with enough water so that a lead sample can be fully submerged.Place the beaker on a hot plate, and bring the water to a boil.

Weigh a lead sample, and record the mass. Then, attach a string and suspend it using a ring stand. Submerge the lead sample in the boiling water until it is completely covered with water.

Wait five minutes to allow the sample to reach thermal equilibrium with the boiling water. Remove the sample from the boiling water, and record its initial temperature.

Quickly place the hot sample into the cup, and place the lid on top. Slide the thermometer back through the hole in the lid.

Swirl the coffee cup with the lead sample to ensure a uniform temperature. Watch the temperature on the thermometer as it changes, and record the final stabilized temperature.

From the first law of thermodynamics, we know that in this experiment, the hot piece of lead transferred heat to the colder water. If we assume that the calorimeter provides a thermodynamically isolated system, then the heat output from the lead equals the heat input to the water. Using the formula Q = mCΔT, we get the following equation.

From the experiment, we know the mass of the lead and the water, and the temperature change of the lead and water. The heat capacity of water is also known. Thus, the heat capacity of lead can be calculated.

This is in excellent agreement with the known heat capacity of lead, 0.128. This result validates the first law of thermodynamics.

Heat transfer and the conservation of energy principles apply to several day-to-day events, but often go unnoticed. Here are some examples.

A simple experiment using water and ice demonstrates the first law of thermodynamics and heat transfer by thermal conduction. Initially, the glass of water is at room temperature and is cooled with the addition of ice. Eventually, the ice melts and the water and melted ice reach the same temperature, as heat was transferred from the water to the ice.

However, because the system is not isolated from the surroundings, eventually the warmer room transfers heat to the water raising the temperature.

Another example of heat transfer is the one between the sun and the Earth. However, this happens via thermal radiation, since the sun is at a much higher temperature than the Earth, the heat flows from the sun to the Earth. However, not all heat is transferred to the Earth, as some is lost to other bodies in the universe and to the surroundings.

You’ve just watched JoVE’s introduction to heat and the first law of thermodynamics. You should now understand the basic concept of heat and the conservation of energy. Thanks for watching!

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