Físico-Química ⇒ Expansão adiabática reversível Tópico resolvido

[Usuário Excluído 30973]

Uma amostra de 1 mol de argônio, sob pressão constante P1, e temperatura T1, a 1 atm de pressão, expande reversível e adiabaticamente de V1 até V2. Se V2 = 2.V1, calcule a variação de entalpia para o processo em função de T1. O valor obtido é:

A) - 0,675 . T1 . R
B) - 0,555 . T1 . R
C) - 0,925 . T1 . R
D) - 1,575 . T1 . R
E) - 0,945 . T1 . R

gab. c)

Minha dúvida nessa questão é sobre o cálculo da variação da entalpia. Eu vi uma sol na internet e foi utilizada a relação [tex3]\Delta H=nC_p\Delta T[/tex3], entretanto essa expressão é válida somente para processos cuja P é cte, mas no caso do processo ser adiabático revers., como na questão, não se pode ter P cte. Qual o erro da minha "ideia"?

[lmtosta]

gibbs,


Faz muito tempo que não estudo a fundo a Termodinâmica. Portanto, peço que encare isto apenas como um palpite!!!!!!!!!

Em se tratando de entalpia, de fato é possível que a pressão do sistema gasoso varie, desde que a pressão das vizinhanças se mantenha constante!!!!!!!!!

É justamente a esta constância da pressão das vizinhanças é que se diz que a entalpia é a energia do sistema, desde que mantido à pressão constante. Uma pressão constante das vizinhanças, sob as quais a maioria dos processos físico-químicos ocorre em ambiente de laboratório ou livre lugar!!!!!!!!!

A maioria dos experimentos ocorre sob um ambiente de pressão constante, ao invés de volume constante das próprias vizinhanças que, conforme o experimento, pode ter variação significativa para análise, dependendo de onde o experimento se dá e o que se considera por vizinhança!!!!!!!!!

Na prática, no mais, tanto a pressão quanto o volume das vizinhanças tendem a se manter aproximadamente constantes nos ambientes em que estamos acostumados a experimentar!!!!!!!!!

A variação de energia interna é dada pela soma de calor e trabalho entre sistema e vizinhanças:
[tex3]\Delta{U} = q + w[/tex3]

Como numa transformação adiabática não ocorrem trocas de calor, ou seja, [tex3]q = 0[/tex3] e, considerando que o gás realiza trabalho de expansão, temos que:
[tex3]\Delta{U} = w = - p_{ext.} . \Delta{V}[/tex3]!!!!!!!!!

Por fim, pela própria definição de entalpia, podemos ter diferenças de pressão no próprio sistema:
[tex3]H_i = U_i + p_iV_i[/tex3]
[tex3]H_f = U_f + p_fV_f[/tex3]
[tex3]\Delta{H} = \Delta{U} + ({p_fV_f-p_iV_i})[/tex3]

A pressão constante da definição de entalpia ficaria por conta da pressão externa constante, das vizinhanças, quanto ao trabalho de expansão do gás, enquanto que a pressão do sistema em si deve variar com a expansão do gás propriamente, como você mesma menciona!!!!!!!!!!

Portanto não, não acho que sua ideia, seu raciocínio, esteja errada!!!!!!!!!!

Veja o material abaixo, da UFMG, para maiores informações:
https://www2.ufjf.br/quimicaead/wp-cont ... 11_FQI.pdf

Peço desculpas por possíveis imprecisões no meu texto, se houverem. Estou muito tempo sem lidar com o tema e isto infelizmente afeta o desempenho!!!!!!!!!


Bons estudos!!!!!!!!!

[lmtosta]

Ah sim, de outra forma, talvez a única maneira de manter constante a pressão do gás no sistema quando o mesmo se expande, seria considerar uma alteração da temperatura na equação de Clapeyron, de modo que a pressão não diminuiria com a expansão, desde que a temperatura se alterasse!!!!!!!!!

[lmtosta]

O porém disso tudo é que, se o gás realiza trabalho sobre as vizinhanças, sua energia diminui e, consequentemente, sua temperatura tenderia a diminuir, e não aumentar!!!!!!!!!!