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FENÔMENOS
TERMOQUÍMICOS
Hélio Assis de Oliveira;
Gabriel Alves Gomes.
Organizador: Iury Sousa e Silva.
FENÔMENOS
TERMOQUÍMICOS
Hélio Assis de Oliveira;
Gabriel Alves Gomes.
Organizador: Iury Sousa e Silva.
Fenômenos 
Termoquímicos
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Gomes, Gabriel Alves; Oliveira, Helio Assis de; 
Organizador(a): Silva, Iury Souza e.
Fenômenos Termoquímicos:
Recife: Editora Grupo Ser Educacional e Digital Pages - 2023.
151 p.: pdf
ISBN: ---
1. Fenômenos 2. Termodinâmica 3. Físico-Química.
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SUMÁRIO
UNIDADE 1
Conceitos fundamentais de termodinâmica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 13
Definindo os sistemas termodinâmicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 13
Unidades e medidas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �16
Sistemas e seus comportamentos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 18
Propriedades, estado e processo termodinâmico � � � � � � � � � � � � � � � � � � �19
Propriedades extensivas e intensivas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 20
Entendendo os estados de equilíbrio � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 26
Processos e ciclo termodinâmico � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 27
Fase e substância pura � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 32
Medição de temperatura � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 36
Escalas termométricas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 37
Processos de mudança de fase � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 39
UNIDADE 2
A primeira lei da termodinâmica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �45
Formas de energia � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 45
Transferência de energia por calor � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 49
Transferência de energia por trabalho � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �51
A Primeira lei da termodinâmica para mudanças de estado em um 
sistema � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 54
Análise da energia em sistemas fechados � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 57
Diagramas de propriedades � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 57
O diagrama p-v � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 60
A segunda lei da termodinâmica aplicada a sistemas � � � � � � � � � � � � 61
Os enunciados de Clausius e de Kelvin-Planck � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 62
Reversibilidade de processos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 64
Processos isentrópicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �65
Introdução ao estudo das máquinas térmicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � 66
A segunda lei aplicada aos ciclos de potência � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 68
Limite de eficiência térmica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 70
Aspectos da segunda lei para refrigeradores e bomba de calor � � � � � � �71
Ciclo de carnot � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 75
O ciclo de potência de Carnot � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 77
Os princípios de Carnot � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 82
Eficiência em um ciclo de Carnot � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 83
Ciclos de refrigeração e bomba de calor de Carnot � � � � � � � � � � � � � � � � � 85
UNIDADE 3
Gases � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 91
Estado dos gases � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 93
Pressão � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 94
Volume � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 95
Temperatura � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 97
Equação de estado � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �97
Transformação isotérmica ou lei de Boyle-Mariotte � � � � � � � � � � � � � � � 98
Transformação isobárica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �101
Transformação isocórica ou isovolumétrica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 104
Transformações gerais dos gases � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 107
Gases ideais e gases reais � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 109
Gás ideal � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 109
Gás real � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 113
UNIDADE 4
Fundamentos da eletroquímica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 123
Condução metálica ou eletrônica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 124
Equações de oxidação e redução � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �� � � � � � � � � � � � 125
Condução eletrolítica ou iônica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 127
Pilha eletroquímica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 130
Equação de Nernst � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 131
Célula galvânica e reações espontâneas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �133
Descrição da célula galvânica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 134
Processos da eletroquímica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 136
Processos bioquímicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �137
Processo de combustão � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 140
Processo de corrosão � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 143
Corrosão eletroquímica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 144
Corrosão química � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 145
Corrosão eletrolítica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 146
Processos fotossintéticos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 146
Apresentação
Prezado(a) estudante, seja bem-vindo(a) à disciplina Fenômenos 
Termoquímicos.
Neste material você será convidado a entender os processos 
térmicos do ponto de vista da ciência termodinâmica. Aqui, estu-
daremos os principais conceitos necessários para a resolução de 
problemas enfrentados rotineiramente pelos profissionais de enge-
nharia, desde casos de análise e síntese das situações-chave do pro-
blema, até questões de otimização e melhoria da eficiência térmica 
de processos. 
Por isso, estudaremos sob um novo ponto de vista, muito 
mais prático e técnico, os conceitos discutidos em disciplinas mais 
básicas, como a física e a química.
Descreveremos os sistemas termodinâmicos dos fenômenos 
termoquímicos e identificaremos o comportamento de sistemas 
simplificados a partir do estudo de suas propriedades e de seus es-
tados. Veremos os processos de mudança de fase e analisaremos as 
três leis básicas da termodinâmica em cada uma dessas partes. Por 
isso, quando necessário, aproveitaremos para fazer breves revisões 
de conceitos fundamentais.
Quando certa maturidade nos conceitos básicos for alcança-
da, iniciaremos a nossa exploração nas aplicações destes em má-
quinas térmicas, como motores e refrigeradores, passando tanto 
pelas aplicações idealizadas, quanto pelos sistemas reais e mais 
complexos. Além disso, estudaremos os gases e os fenômenos 
eletroquímicos. 
A partir de agora, então, iniciaremos a nossa jornada para 
desbravar os fenômenos termoquímicos e a ciência termodinâmica. 
Autoria
Hélio Assis de Oliveira.
O professor Hélio Assis de Oliveira é especialista em Engenharia de 
Segurança do Trabalho pelo Centro Universitário Maurício de Nas-
sau – UNINASSAU (2018), graduado em Engenharia Mecânica pela 
mesma instituição (2016), especialista em Gestão da Manutenção 
pela Universidade Federal de Pernambuco – UFPE (2009) e gradua-
do em Engenharia Química pela mesma universidade (2003). 
Atua profissionalmente desde 1995 na área industrial (ramo quími-
co e construção), tendo ocupado cargos de supervisão e coordenação 
de áreas estratégicas. Paralelamente, atua na área de educação como 
professor/instrutor em escolas técnicas, em cursos de Mecânica, 
ministrando disciplinas de Manutenção, Leitura e Interpretação de 
Desenho Técnico Mecânico, Metrologia, Processos de Fabricação 
Mecânica, Controle da Qualidade Industrial, Manutenção de Má-
quinas, Bombas Centrífugas e Automação Eletrohidropneumática. 
Gabriel Alves Gomes.
O professor Gabriel Alves Gomes é doutor em Ciência dos Materiais 
(2018) com ênfase em nanopartículas magnéticas, e mestre em En-
genharia Nuclear (2014), pelo Instituto Militar de Engenharia. É 
também revisor de diversos periódicos científicos, como o Journal of 
Physics e o Materials Research.
Currículo Lattes
Currículo Lattes
Organizador
Iury Sousa e Silva.
O professor Iury Sousa e Silva é Doutor (2019) e mestre (2014) em 
Engenharia Química pela Universidade Federal de Pernambuco 
(UFPE), sendo formado em Engenharia Química e em Engenharia 
Mecânica. Foi bolsista de Iniciação Científica do Laboratório de Po-
límeros do Departamento de Química Fundamental e do Laborató-
rio de Combustíveis do Departamento de Engenharia Química, além 
de bolsista no programa de intercâmbio ISAC/Erasmus da Universi-
dade Técnica de Luleå, na Suécia. 
Atuou como estagiário de Engenharia Química e Engenheiro de Pro-
cessos do Gruppo Mossi e Ghisolfi (MG Fibras Brasil), na unidade 
Cabo de Santo Agostinho (2010-2012), como Coordenador de Qua-
lidade da Frevo Brasil Indústria de Bebidas (2013), além de Analista 
Ambiental - Engenharia Química da Secretaria de Meio Ambiente 
da cidade de Paulista, em Pernambuco (2017). Também foi Coor-
denador dos cursos de Engenharia - Ciclo Básico, e de Engenharia 
Química da UNINASSAU Recife, com experiência em regulação de 
cursos (2015-2017). Atualmente é docente dos cursos de Engenharia 
Mecânica, Engenharia Elétrica, Engenharia de Produção, Engenha-
ria Química e Engenharia Civil do Grupo Ser Educacional, modalida-
de presencial e EAD.
Currículo Lattes
UN
ID
AD
E
1
Objetivos
1. Aprender sobre os conceitos fundamentais de termodinâmica;
2. Conhecer os sistemas e seus comportamentos: propriedades, 
estado e processo termodinâmico, propriedades extensivas e 
intensivas e os estados de equilíbrio, processos e ciclo termo-
dinâmico, fase e substância pura;Unt optat ommosa quosant 
odicaes ad qui volum is dellia dicaeprento eius et libus aspel-
lautem quas ad unt est;
3. Aprender sobre a medição de temperatura, escalas termomé-
tricas, calor sensível e calor latente e sobre os processos de 
mudança de fase.
12
Introdução
Com a leitura e estudo deste material vocês conseguirão distinguir 
os sistemas termodinâmicos aberto, fechado e isolado, entender as 
variáveis e propriedades que influenciam os sistemas termodinâ-
micos e aprofundar os conhecimentos a respeito da propagação de 
calor nos sólidos, além de desenvolver competências nas conver-
sões termométricas.
Tenho certeza de que será uma aventura e tanto ao universo 
da termodinâmica. Vamos começar?
13
Conceitos fundamentais de 
termodinâmica 
A termodinâmica se relaciona com a ciência da energia, com foco 
em armazenamento e processos de conversão energética. Em en-
genharia, um dos preceitos fundamentais leva em consideração os 
princípios extraídos da termodinâmica e da mecânica dos fluidos, 
de modo a analisar e projetar sistemas com o intuito de atender às 
necessidades humanas. Processos simples, como aquecer água para 
fazer café ou nos refrescar em frente a um ar-condicionado, ilus-
tram situações típicas de processos termodinâmicos, que estudare-
mos daqui para a frente.
As aplicações da termodinâmica na engenharia tiveram o 
seu auge entre o final do século XIX e início do século XX, sendo de 
fundamental importância para a invenção das máquinas térmicas 
modernas, bem como os dispositivos de transporte de superfície 
e transmissão de eletricidade, para citar apenas alguns exemplos. 
Assim, o desenvolvimento de novas tecnologias, associadas à ge-
ração de energia renovável aos sistemas de produção industriais e 
às aplicações nanotecnológicas, demandam conceitos termodinâ-
micos amplos.
Definindo os sistemas termodinâmicos
Antes de iniciarmos a análise de qualquer situação em engenha-
ria, precisamos descrever de forma clara e precisa todos os objetos 
do nosso estudo. Neste sentido, definiremos qualquer dispositivo 
que contenha uma parte ou região que será alvo de estudo como 
um sistema termodinâmico, podendo ser extremamente simples 
(como uma partícula sem dimensões)ou extremamente complexo 
(como uma refinaria ou usina de geração de energia). Assim, esses 
sistemas podem ser:
 • fechados, nos quais a massa contida no sistema sempre se 
conserva;
14
 • abertos (também chamados de “volume de controle”), nos 
quais pode haver fluxo de massa para além de seus limi-
tes (ou fronteiras), que podem ser móveis ou fixos, reais ou 
imaginários.
Tudo aquilo que for externo ao sistema será designado como 
vizinhança, com a separação proporcionada pela superfície de con-
trole, que pode ser aberta ou fechada para escoamentos de massa, 
bem como para transporte de calor e trabalho. A Figura 1 ilustra dois 
exemplos de sistemas termodinâmicos, o sistema fechado (cilin-
dro-pistão) e o aberto (motor de automóvel).
Figura 1. Sistemas termodinâmicos fechado (a) e aberto (b). 
Fonte: MORAN et al, 2018, p. 6. (Adaptado).
15
O termo vizinhança, conforme usado na termodinâmica, é bem pa-
recido com aquele que usamos para designar as pessoas que moram 
no entorno de uma casa. Aqui, os “vizinhos” serão os elementos ex-
ternos à região considerada para o estudo. O agrupamento desses 
elementos constitui as vizinhanças, ou as regiões que não partici-
parão das considerações dos seus cálculos.
Perceba que a delimitação entre as fronteiras do sistema e 
suas vizinhanças deve ser cuidadosamente tomada, de forma a se 
considerar tudo o que for possivelmente conhecido sobre o siste-
ma e o objetivo do que se pretende analisar. Dentro desse contex-
to, um sistema isolado é um tipo especial de sistema fechado, que 
não interage de forma alguma com suas vizinhanças. A Figura 2 de-
monstra um caso clássico desse tipo de sistema, um compressor de 
ar que apresenta um escoamento de massa para dentro e para fora 
do equipamento.
Figura 2. Compressor de ar, exemplo de sistema isolado. 
Fonte: BORGNAKK; SONNTAG, 2013, p. 24.
Em análises de engenharia, o sistema de estudo deve ser 
definido com bastante cuidado. Na maioria dos casos, os sistemas 
DEFINIÇÃO
16
termodinâmicos investigados serão simplificados e, na medida do 
possível, bastante simples e diretos, fazendo com que a definição 
do sistema se torne trivial. Contudo, em outros casos, que veremos 
mais adiante, o sistema em estudo pode demandar uma análise mais 
sofisticada, na qual a escolha adequada do sistema poderá simplifi-
car, em grande parte, a análise.
Unidades e medidas
Quando os cálculos de engenharia são efetuados, é necessário preo-
cupar-se com as unidades das grandezas físicas envolvidas. Neste 
sentido, uma unidade é tratada como uma certa quantidade de uma 
grandeza por meio da qual, por comparação, qualquer outra gran-
deza do mesmo tipo é medida. Por exemplo, metros, centímetros, 
quilômetros, pés, polegadas e milhas são todas unidades de com-
primento, bem como segundos, minutos e horas são unidades de 
tempo (MORAN et al, 2018).
Em física, as grandezas são normalmente relacionadas por 
meio de algumas definições e leis, fazendo com que todas possam 
ser medidas ou especificadas a partir de relações que envolvem um 
número razoavelmente pequeno delas. As dimensões ou grandezas 
primárias são essas grandezas físicas fundamentais, que não de-
pendem de nenhuma relação ou formulação para serem descritas. 
As outras, mensuradas nos termos das primárias, são chamadas de 
dimensões ou grandezas secundárias. Por exemplo, se o compri-
mento, o tempo e a temperatura são considerados grandezas pri-
márias, a velocidade e o fluxo térmico seriam considerados como 
secundárias.
Uma vez que um conjunto de dimensões primárias é ado-
tado, especifica-se uma unidade básica para cada dimensão pri-
mária. Para todas as outras grandezas, as unidades são obtidas a 
partir das unidades básicas, por um processo chamado de análise 
dimensional.
Dois sistemas que trataremos ao longo deste texto são os das 
unidades internacionais e das unidades inglesas de engenharia.
17
As unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades 
(SI) são convencionadas, publicadas e controladas por um comitê 
internacional, que define as regras para as medidas físicas globais. 
Esse é um aspecto interessante das unidades internacionais, já que 
as medidas em diferentes países podem ser normalizadas para um 
único resultado, em uma linguagem pronta para ser compreendida, 
independentemente da localização.
Embora as unidades SI sejam um padrão mundial, muitos 
segmentos da comunidade de engenharia nos Estados Unidos usam 
regularmente algumas outras unidades. Uma grande parte do esto-
que de ferramentas e máquinas industriais americanas, bem como 
muitos dados valiosos de engenharia, utiliza outras unidades além 
das unidades SI (Tabela 1). Em muitos cálculos termodinâmicos, os 
sistemas poderão ser definidos em termos das unidades básicas in-
glesas, descritas pelo Sistema Inglês de Engenharia.
Tabela 1. Comparação das unidades no SI e no sistema inglês. 
Fonte: Editorial Digital Pages/Inmetro.
Perceba que a unidade básica de tempo não sofre variações, 
sendo mensurada em segundos para ambos os sistemas. No senti-
do que debatemos anteriormente, a força pode ser considerada uma 
unidade secundária, dependente da massa, do comprimento e do 
tempo.
18
Cuidado para não se confundir: a libra-força não é igual à libra-
-massa. Força e massa são fundamentalmente diferentes, assim 
como suas unidades. Contudo, os dois usos da palavra “libra” po-
dem causar confusão, e deve-se tomar cuidado para evitar erros.
Nas unidades internacionais, a força é medida em Newton, que pos-
sui equivalência dada por: 1 N = (1 kg)(1 m/s2). Sob esse ponto de 
vista, a unidade inglesa de força, a libra-força (lbf) é a força neces-
sária para acelerar uma libra-massa de 32,1740 ft/s², que é a acele-
ração-padrão da gravidade.
Sistemas e seus comportamentos
Em engenharia, estamos constantemente interessados em es-
tudar ou analisar sistemas e de que forma eles interagem com as 
vizinhanças. É neste sentido que precisamos entender alguns ter-
mos e conceitos específicos na descrição do comportamento dos 
sistemas termodinâmicos e sob qual ponto de vista eles podem ser 
investigados. 
Essencialmente, podemos analisar o comportamento de um 
sistema tanto de forma macroscópica quanto microscópica, fazen-
do com que a análise tenda a ser a mais simplificada possível, de-
pendendo do sistema estudado.
De acordo com Claus Borgnakke e Richard E. Sonntag (2013), 
a abordagem microscópica da termodinâmica, conhecida como 
DICA
EXEMPLO
19
termodinâmica estatística, se preocupa diretamente com a estrutu-
ra da matéria e em caracterizar, por meios estatísticos, o compor-
tamento médio das partículas que compõem o sistema de interesse, 
relacionando esse comportamento ao do modelo macroscópico ob-
servado. Nesse caso, poderíamos trabalhar com cerca de 6 × 1020 
equações (em média), o que demandaria um trabalho computacio-
nal excepcional, até mesmo para dispositivos atuais.
Em contrapartida, a abordagem macroscópica da termodi-
nâmica, que vamos utilizar a partir de agora, está preocupada com 
o comportamento geral do sistema. Esta abordagem normalmen-
te é chamada de termodinâmica clássica. Aqui, nenhum modelo da 
estrutura da matéria em níveis molecular, atômico e subatômico 
é utilizado diretamente, ainda que se possa compreendê-la como 
uma excelente aproximação para tratamentos usuais.
Embora o comportamento dos sistemas seja afetado pela es-
trutura molecular, a termodinâmica clássica permite que impor-
tantes aspectos do comportamento de um sistema sejam avaliados, 
partindo da observação do sistema como um todo. Para a maior par-
te das aplicações em engenharia, o tratamento macroscópico não 
somente fornece uma abordagem consideravelmente mais direta 
para a análise e o projeto, mas também requer menor complexidade 
matemática, reduzindo consideravelmente o número de equações a 
serem trabalhadas.
Propriedades, estado e processo termodinâmico
Para descrever um sistema e conseguir prever o seu comportamen-
to, é necessário o conhecimento de suaspropriedades e de como elas 
estão relacionadas. Neste sentido, a propriedade é uma caracterís-
tica macroscópica de um sistema. Algumas propriedades familiares 
são a pressão, a temperatura, o volume, a massa e a energia, para 
as quais um valor numérico pode ser atribuído em um dado tempo, 
sem o conhecimento do comportamento prévio (ou da história) do 
sistema.
Um estado refere-se à condição de um sistema, conforme 
descrito por suas propriedades. Em determinado estado, todas as 
20
propriedades de um sistema têm valores fixos. Assim, se o valor 
de apenas uma propriedade mudar, o estado será diferente. Já que 
existem normalmente relações entre as propriedades de um siste-
ma, o estado pode ser especificado com frequência, fornecendo os 
valores de um subconjunto dessas propriedades. Desse modo, todas 
as outras propriedades podem ser determinadas a partir desse sub-
conjunto (MORAN et al, 2018).
Quando ocorrem alterações em quaisquer propriedades de 
um sistema, dizemos que houve uma mudança de estado e que o 
sistema estudado percorreu um processo. Comparativamente, po-
demos entender um processo como uma transformação de um es-
tado a outro, que pode ocorrer ao mudar (ou não) o valor de suas 
propriedades ao longo do tempo.
Propriedades extensivas e intensivas
As propriedades termodinâmicas de um sistema podem ser classifi-
cadas como intensivas ou extensivas. As intensivas são independen-
tes do tamanho ou extensão do sistema, e podem variar localmente, 
em qualquer instante, no interior dele. Nesse sentido, propriedades 
como temperatura, pressão e densidade, bem como o volume espe-
cífico, são chamadas de intensivas. As propriedades extensivas são 
valores que dependem do tamanho do sistema, sendo o valor para 
o sistema como um todo igual à soma dos valores para as partes na 
quais o sistema é dividido. A massa total, o volume total e a quan-
tidade de movimento total são alguns exemplos de propriedades 
extensivas importantes.
Um modo fácil de determinar se uma propriedade é inten-
siva ou extensiva é dividir o sistema em diversas partes e analisar 
o comportamento do todo, em função das partes. Por exemplo, se 
pensarmos em um elevador carregado de pessoas, a massa do con-
junto será a soma das massas das partes, e o volume total é compos-
to pela soma do volume das partes. Podemos afirmar, portanto, que 
massa e volume são propriedades extensivas. Contudo, a tempera-
tura do sistema como um todo não será a soma das temperaturas 
21
individuais de cada elemento, o que faz dessa uma propriedade in-
tensiva (ÇENGEL; BOLES, 2013).
Em termodinâmica, podemos lidar ainda com grandezas que 
não são propriedades de um sistema, como taxas de vazões más-
sicas e transferência de energia por trabalho e calor. Podemos dis-
tinguir propriedades e não-propriedades ao considerarmos que, 
em um dado estado, cada propriedade possui um valor definido que 
pode ser atribuído sem o conhecimento de como o sistema alcançou 
aquele estado.
Sendo assim, a mudança no valor de uma propriedade, quan-
do o sistema é alterado de um estado para outro, é determinada so-
mente pelos dois estados extremos e é independente do caminho 
particular pelo qual a variação de estado ocorreu ou dos detalhes do 
processo. É possível afirmar, então, que uma grandeza é uma pro-
priedade se, e somente se, sua mudança de valor entre dois esta-
dos é independente do processo. De forma semelhante, se o valor 
de uma determinada grandeza depende dos detalhes do processo, e 
não apenas dos estados extremos, essa grandeza não pode ser uma 
propriedade.
Três propriedades intensivas mensuráveis, particularmente 
importantes na termodinâmica aplicada à engenharia, são o volume 
específico, a pressão e a temperatura. Segundo Moran et al (2018), 
em uma perspectiva macroscópica, a descrição da matéria é simpli-
ficada quando se considera que ela é uniformemente distribuída ao 
longo de uma região. 
A validade dessa idealização, conhecida como hipótese do 
contínuo, pode ser inferida pelo fato de que, para uma classe ex-
tremamente ampla de fenômenos de interesse para a engenharia, o 
comportamento da matéria obtido por essa descrição encontra-se 
em conformidade com dados medidos.
A idealização do contínuo permite tratar as propriedades 
como funções pontuais e considerar que as propriedades variam 
continuamente no espaço, sem saltos de descontinuidade. Essa 
idealização é válida desde que o tamanho do sistema com o qual li-
damos seja grande, com relação ao espaçamento entre as moléculas 
que o constituem, como a maioria dos problemas que serão tratados 
22
em termodinâmica. Assim, quando as substâncias podem ser tra-
tadas como meios contínuos, é possível falar de suas propriedades 
termodinâmicas intensivas “em um ponto” específico, como costu-
mamos tratar em aspectos mais cotidianos.
A massa específica, também chamada de densidade, é a me-
dida da quantidade de massa local por unidade de volume. É uma 
propriedade intensiva que pode variar de ponto a ponto em um sis-
tema, podendo ser definida em qualquer instante por uma relação 
em que V’ é o menor volume para o qual a matéria pode ser conside-
rada um meio contínuo, e é normalmente pequeno o suficiente para 
ser considerado um “ponto”, sendo expresso pela equação:
O inverso da densidade é o volume específico, ou volume por 
unidade de massa. Assim como a massa específica, o volume espe-
cífico é uma propriedade intensiva e pode variar ponto a ponto, po-
dendo ser descrito matematicamente por:
Geralmente, a densidade de uma substância depende da tem-
peratura e da pressão. De acordo com Yunus A. Çengel e Michael A. 
Boles (2013), a densidade da maioria dos gases é proporcional à 
pressão e inversamente proporcional à temperatura. Os líquidos e 
sólidos, por sua vez, são substâncias essencialmente incompressí-
veis, e a variação de suas densidades com a pressão são geralmente 
desprezíveis.
Algumas vezes, a massa específica de uma substância é des-
crita relativamente à densidade de uma substância já conhecida. 
Nesse caso, ela é chamada de gravidade específica ou densidade re-
lativa, sendo definida como a razão entre a densidade da substância 
e a densidade de alguma substância padrão a uma temperatura fixa-
da, normalmente a água a 4 °C (onde ρH2O = 1 g/cm3 = 1000 kg/m3). 
Escrevemos a densidade relativa como:
23
Perceba que, diferente de outras grandezas que possuem di-
mensões e unidades pela relação dos seus constituintes, a densidade 
relativa é uma grandeza adimensional, já que se trata de uma rela-
ção entre grandezas de mesma ordenação, embora para substâncias 
e materiais distintos. Em geral, substâncias com densidades rela-
tivas menores do que a unidade em questão são mais leves que a 
água e, por consequência, flutuam. A Tabela 2 fornece os valores de 
densidade relativa para algumas substâncias a 0 °C.
Tabela 2. Densidades relativas de algumas substâncias a 0 °C
Fonte: Çengel; Boles, 2013. (Adaptado).
De forma análoga, temos que o peso de uma unidade de vo-
lume de uma substância é chamado de peso específico, e pode ser 
representado com g, como a aceleração da gravidade:
Outra propriedade importante de se analisar, do ponto de 
vista do contínuo, é a pressão. Considerando uma região de área A 
associada a um fluido em repouso, que exerce em um lado dessa re-
gião uma força compressiva F normal à área, uma força igual, mas 
em sentido contrário, é exercida sobre a área pelo fluido situado do 
outro lado. Desde que o fluido permaneça em repouso, não existem 
outras forças atuando sobre a região, então, definimos a pressão em 
um ponto específico, como:
24
Embora a unidade de pressão padronizada mundialmente 
seja o pascal, somente esta designação é muito pequena para quan-
tificar as pressões encontradas na prática, como em elevadores 
hidráulicos, em câmaras de suspensão ou em pneus automotivos. 
Assim, normalmente, são usados seus múltiplos, quilopascal (1 kPa 
= 103 Pa) e megapascal (1 MPa = 106 Pa). Outras unidades de pres-
sãomuito usadas na prática, particularmente na Europa, que são: 
bar, atmosfera padrão e quilograma-força por centímetro quadrado 
(Tabela 3).
Tabela 3. Equivalência entre unidades de pressão. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
Observe que as unidades de pressão bar, atm e quilograma-força 
por centímetro quadrado são quase equivalentes entre si. A unida-
de inglesa psi é muito encontrada em dispositivos de calibragem de 
pneus. Outras unidades de pressão ainda são possíveis, como o torr, 
que equivale a 133,3 pascal.
DICA
25
A pressão real em determinada posição é chamada de pres-
são absoluta e é medida com relação ao vácuo absoluto (ou seja, a 
pressão absoluta zero). A maioria dos dispositivos de medição da 
pressão, porém, é calibrada para ler o zero na atmosfera e, assim, 
indicar a diferença entre a pressão absoluta e a pressão atmosférica 
local. Essa diferença é chamada de pressão manométrica, ou pressão 
relativa. As pressões abaixo da pressão atmosférica são chamadas 
de pressões de vácuo e são medidas pelos medidores de vácuo, que 
indicam a diferença entre a pressão atmosférica e a pressão absolu-
ta. As pressões absoluta, manométrica e de vácuo são todas quan-
tidades positivas e estão relacionadas entre si por meio da equação:
Como exemplo, o medidor utilizado para medir a pressão do 
ar de um pneu de automóvel lê a pressão relativa entre as pressões 
atmosférica e absoluta, e é chamado de manômetro (Figura 3). As-
sim, se a leitura comum de 3 psi for indicada no manômetro, sabe-
mos que a pressão marcada é 32 psi acima da pressão atmosférica. 
Outros medidores de pressão, como o barômetro, medem a pressão 
em termos de um comprimento de uma coluna de líquido, tal como 
o mercúrio, a água ou o óleo.
Figura 3. Manômetros industriais instalados em uma tubulação de gás natural. 
Fonte: Shutterstock (2020).
26
Entendendo os estados de equilíbrio
De acordo com Moran et al (2018), a termodinâmica clássica enfa-
tiza principalmente os estados de equilíbrio e as mudanças de um 
estado de equilíbrio para o outro. Assim, o conceito de equilíbrio é 
fundamental. Em mecânica, equilíbrio significa uma condição de 
estabilidade mantida por uma igualdade de forças que se opõem. 
Em termodinâmica, esse conceito é mais abrangente, incluindo não 
apenas um equilíbrio de forças, mas também um equilíbrio de ou-
tras influências. Cada tipo de influência refere-se a um aspecto par-
ticular ou geral do equilíbrio termodinâmico.
Quando o sistema não passa por mudanças em suas proprie-
dades, elas podem ser medidas ou calculadas em todo o sistema, o 
que permite que se descreva o estado desse sistema a partir desse 
conjunto de propriedades. Como a termodinâmica trata dos estados 
de equilíbrio, isso implica dizer que um sistema em equilíbrio não 
passa por mudanças quando é isolado de suas vizinhanças.
Existem muitos tipos de equilíbrio, e um sistema não está em 
equilíbrio termodinâmico a menos que as condições para todos os 
tipos relevantes sejam atendidas. Vários tipos de equilíbrio devem 
existir individualmente para se estabelecer a condição de total equi-
líbrio. Entre estes estão os equilíbrios mecânico, térmico, de fase e 
químico, que podem ser descritos como:
 • um sistema está em equilíbrio térmico se a temperatura for 
igual em todo o sistema;
 • um sistema está em equilíbrio mecânico (relacionado à pres-
são) se não houver variação na pressão em qualquer ponto do 
sistema com o tempo;
 • se um sistema contém duas fases, ele está em equilíbrio de fa-
ses quando a massa de cada fase atinge um nível de equilíbrio 
e permanece nele;
 • o equilíbrio químico é atingido se a composição química do 
sistema não varia com o tempo, ou seja, se não ocorrer ne-
nhuma reação química.
27
Um sistema é chamado de sistema compressível simples na 
ausência de efeitos elétricos, magnéticos, gravitacionais, de mo-
vimento e de tensão superficial. Esses efeitos decorrem de campos 
de força externos e são desprezíveis na maioria dos problemas de 
engenharia. Caso contrário, uma propriedade adicional precisaria 
ser especificada para cada efeito não desprezível. Para que os efeitos 
gravitacionais sejam considerados, a altura, por exemplo, precisa 
ser especificada, além das duas propriedades necessárias para fixar 
o estado.
O número de propriedades necessárias para definir o estado 
de um sistema é dado pelo postulado de estado, que diz que “o es-
tado de um sistema compressível simples é completamente especi-
ficado por duas propriedades intensivas independentes” (ÇENGEL; 
BOLES, 2013, p.15). Assim, o postulado de estado requer que duas 
propriedades especificadas sejam independentes para que o estado 
seja definido. Duas propriedades são independentes se uma pro-
priedade puder ser alterada enquanto a outra é mantida constante.
Por exemplo, a temperatura e o volume específico são sem-
pre propriedades independentes e, juntas, podem definir o estado 
de um sistema compressível simples. A temperatura e a pressão, 
porém, são propriedades independentes nos sistemas monofási-
cos, mas são propriedades dependentes nos sistemas multifásicos. 
Ao nível do mar (p = 1 atm), a água ferve a 100 °C, mas no alto de 
uma montanha, onde a pressão é mais baixa, a água ferve a uma 
temperatura mais baixa. Ou seja, durante um processo de mudança 
de fase, a temperatura pode ser interpretada como uma função da 
pressão: T = f(p). Assim, a temperatura e a pressão não são suficien-
tes para definir o estado de um sistema bifásico.
Processos e ciclo termodinâmico
Toda mudança na qual um sistema passa de um estado de equilíbrio 
para outro é chamada de processo, e a série de estados pelos quais 
um sistema passa durante um processo é chamada de percurso do 
processo (Gráfico 1). Assim, para descrever um processo comple-
tamente, é preciso que sejam especificados os estados inicial e final 
28
do processo, bem como o percurso que ele segue e suas interações 
com a vizinhança.
Gráfico 1. Ilustração de um processo termodinâmico. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
Quando um processo se desenvolve de forma que o sistema 
permaneça infinitesimalmente próximo a um estado de equilíbrio 
em todos os momentos, ele é chamado de processo quase-estático, 
ou processo de quase-equilíbrio. Um processo desse tipo pode ser 
visto como suficientemente lento (Figura 4), que permite ao siste-
ma ajustar-se internamente para que as propriedades de uma parte 
do sistema não mudem mais rapidamente do que as propriedades 
das outras partes.
Figura 4. Processos de compressão (a) de não equilíbrio e (b) de quase-equilíbrio. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
29
Quando o gás de um arranjo pistão-cilindro é repentinamen-
te comprimido, as moléculas próximas à face do pistão não terão 
tempo suficiente para se deslocar e vão se acumular em uma região 
pequena à frente do pistão, criando ali uma região de alta pressão. 
Devido a essa diferença de pressão, não é mais possível dizer que o 
sistema está em equilíbrio, e isso o caracteriza como um processo 
de não equilíbrio.
Entretanto, se o pistão for movimentado lentamente, as mo-
léculas terão tempo suficiente para se redistribuírem e não haverá 
acúmulo de moléculas à frente do pistão. Como resultado, a pressão 
dentro do cilindro será sempre quase uniforme e se elevará à mesma 
taxa em todos os locais. Como o equilíbrio é mantido em todos os 
instantes, o processo é de quase-equilíbrio.
É preciso notar que um processo de quase-equilíbrio é idea-
lizado, não sendo uma representação verdadeira de um processo 
real. Entretanto, muitos processos reais se aproximam bastante dos 
processos de quase-equilíbrio e podem ser modelados como tais, 
com um erro desprezível. De acordo com Çengel e Boles (2013), en-
genheiros se interessam por processos de quase-equilíbrio por dois 
motivos: esses processos são fáceis de analisar e os dispositivos que 
produzem trabalho fornecem mais quando operam nos processos 
de quase-equilíbrio. Assim, os processos de quase-equilíbrioser-
vem como padrão de comparação para os processos reais.
Diagramas de processo, traçados com o emprego de pro-
priedades termodinâmicas, como coordenadas, são muito úteis na 
visualização dos processos. Algumas propriedades comuns usadas 
como coordenadas são a temperatura T, a pressão p e o volume V 
(ou o volume por unidade de massa, também chamado de volume 
específico v). O Gráfico 2 mostra o diagrama p-V do processo de 
compressão de um gás.
30
Gráfico 2. Diagrama p-V de um processo de compressão. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
O percurso do processo indica uma série de estados de equi-
líbrio pelos quais o sistema passa durante um processo e tem signi-
ficado apenas para os processos de quase-equilíbrio. Nos processos 
de não equilíbrio, não somos capazes de caracterizar todo o sistema 
com um único estado e, portanto, não podemos falar de um percur-
so de processo para um sistema como um todo. Um processo de não 
equilíbrio é indicado por uma linha tracejada entre o estado inicial e 
final, em vez de uma linha contínua.
Normalmente, o prefixo -iso é quase sempre usado para de-
signar um processo em que determinada propriedade permane-
ce constante. Sendo assim, o processo isotérmico, por exemplo, é 
aquele durante o qual a temperatura T permanece constante. Por 
sua vez, o processo isobárico é um processo durante o qual a pressão 
P permanece constante. E, por fim, o processo isocórico, ou isomé-
trico, é um processo durante o qual o volume específico v permane-
ce constante.
31
Diz-se que um sistema executou um ciclo quando ele retor-
na ao estado inicial, no final do processo. Nesse sentido, podemos 
entender que, para um ciclo, os estados inicial e final são idênticos 
(Gráfico 3).
Gráfico 3. Diagrama p-V de um processo cíclico. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
Diversos equipamentos de engenharia operam por longos 
períodos sob as mesmas condições, sendo classificados como dis-
positivos de regime permanente. Os processos que envolvem tais 
dispositivos podem ser razoavelmente bem representados por algo 
chamado de processo em regime permanente, ou processo em es-
tado estacionário, que pode ser definido como um processo duran-
te o qual um fluido escoa através de um volume de controle, caso 
nenhuma de suas propriedades varie com o tempo. Desse modo, as 
propriedades podem mudar de um ponto para outro dentro do volu-
me de controle. Contudo, em qualquer ponto fixo, elas permanecem 
as mesmas durante todo o processo. Assim, o volume V, a massa m 
32
e a energia total E do volume de controle permanecem constantes 
durante um processo em regime permanente.
Segundo Çengel e Boles (2013), condições de regime perma-
nente podem ser aproximadas, de forma bastante satisfatória, por 
dispositivos que se destinam à operação contínua, como turbinas, 
bombas, caldeiras, condensadores, trocadores de calor, usinas de 
potência ou sistemas de refrigeração. Alguns dispositivos cíclicos, 
como motores ou compressores alternativos, não atendem a ne-
nhuma das condições expostas anteriormente, uma vez que o fluxo 
nas entradas e saídas é pulsante e não permanente. 
Entretanto, as propriedades do fluido variam com o tempo, 
de forma periódica, e o escoamento através desses dispositivos ain-
da pode ser analisado como um processo em regime permanente, 
quando se utiliza valores médios de tempo para os cálculos de suas 
propriedades.
Fase e substância pura
Uma substância pura é qualquer substância que possua a mesma 
composição química em toda a sua extensão. A água, o nitrogênio, 
o hélio e o dióxido de carbono, por exemplo, são substâncias puras. 
Contudo, uma substância pura não precisa ser constituída por um 
único elemento ou composto químico. Uma combinação de diver-
sos elementos ou compostos químicos também se qualifica como 
substância pura, desde que a mistura seja homogênea. O ar, por 
exemplo, é uma mistura de diversos gases, mas com frequência é 
considerado uma substância pura porque tem uma composição quí-
mica uniforme.
Em contrapartida, uma mistura de óleo e água não é uma 
substância pura. Já que o óleo não é solúvel em água, este tende a se 
concentrar na parte superior da água, formando duas regiões qui-
micamente diferentes. Por isso, podemos chamar esse tipo de subs-
tância como heterogênea.
Temos ainda que uma mistura de duas ou mais fases de uma 
substância pura ainda é uma substância pura, desde que a compo-
sição química de todas as fases seja igual. Misturas de gelo e água 
33
líquida ou vapor d’água e água líquida, por exemplo, são conside-
radas como substâncias puras, porque ambas as fases têm a mesma 
composição química.
Através da experiência cotidiana, é possível observar que as 
substâncias existem em diferentes fases. Sob condições diferentes, 
cada substância pode aparecer em uma fase diferente. Por exemplo, 
se fixarmos a temperatura e pressão ambientes, o cobre se apresen-
ta como um bloco sólido, o mercúrio como um líquido e o nitrogênio 
como um gás.
Embora existam três fases principais, uma substância pode 
ter várias fases dentro de uma fase principal, cada qual com uma 
estrutura molecular diferente. O carbono, por exemplo, pode exis-
tir como grafite ou diamante, na fase sólida. O hélio tem duas fases 
líquidas e o ferro tem três fases sólidas. O gelo pode existir em sete 
fases diferentes, a altas pressões. Uma fase é identificada por uma 
organização molecular distinta, que é homogênea em toda a fase e 
separada das outras fases por fronteiras facilmente identificáveis.
A fase sólida apresenta um padrão tridimensional de arranjo 
molecular, que se repete em todo o sólido. Devido às pequenas dis-
tâncias entre as moléculas em um sólido, as forças de atração entre 
as moléculas são grandes e as mantêm em posições fixas, fazendo 
com que as ligações intermoleculares sejam mais fortes nos sólidos 
e mais fracas nos outros estados.
Embora as moléculas de um sólido não possam se movimen-
tar relativamente entre si, elas oscilam continuamente em torno 
de suas posições de equilíbrio. A velocidade das moléculas durante 
essas oscilações depende fortemente da temperatura. Isso explica 
o fato de, a temperaturas suficientemente altas, a quantidade de 
movimento das moléculas poder atingir um ponto no qual as for-
ças intermoleculares são superadas, levando ao desprendimento 
de grupos de moléculas e dando início ao processo de derretimento 
(fusão).
O espaçamento molecular na fase líquida não é muito dife-
rente daquele na fase sólida, exceto pelo fato de que, na fase líquida, 
as moléculas não estão mais fixas em relação às outras e podem girar 
e transladar livremente. Em um líquido, as forças intermoleculares 
34
são mais fracas do que nos sólidos, mas ainda são relativamente 
fortes comparadas aos gases. Em geral, as distâncias entre as molé-
culas sofrem um ligeiro aumento à medida que um sólido se trans-
forma em líquido, porém, a água é uma exceção importante.
Na fase gasosa, as moléculas estão distantes umas das outras 
e não existe uma ordem molecular. Moléculas de gás se movimen-
tam aleatoriamente, colidindo continuamente entre si e com as pa-
redes do recipiente em que se encontram.
Para baixas densidades, em particular, as forças intermo-
leculares são muito pequenas, e colisões são o único modo de in-
teração entre as moléculas. As moléculas na fase gasosa estão em 
um nível de energia consideravelmente mais alto do que nas fases 
líquida ou sólida. Assim, o gás deve liberar uma quantidade grande 
de sua energia, antes de condensar ou congelar.
Há diversas situações práticas em que duas fases de uma 
substância pura podem coexistir em equilíbrio. A água existe como 
uma mistura de líquido e vapor na caldeira e no condensador de uma 
usina termoelétrica. O refrigerante passa de líquido para vapor no 
congelador de um refrigerador. Ainda que todas a substâncias puras 
exibam, em geral, o mesmo comportamento, a água, por ser uma 
substância bem conhecida, é comumente usada para demonstrar os 
princípiosbásicos envolvidos na mudança de fase. Vejamos.
Estado 1
Considerando um arranjo pistão-cilindro (Figura 5a), con-
tendo água no estado líquido a uma pressão local de 1 atm, dizemos 
que a água está na fase líquida e é chamada de líquido comprimido 
ou líquido sub-resfriado, devido ao fato dessa substância não estar 
pronta ou apta para se converter em vapor.
Estado 2
À medida que continuamos cedendo calor ao sistema, a água 
líquida se expande ligeiramente e seu volume específico aumenta. 
Quando a temperatura da substância alcança 100 °C (Figura 5b), a 
água ainda é um líquido, porém, qualquer adição de calor fará com 
que o líquido se converta em vapor. Nesse ponto, a transformação 
35
de fase está prestes a ocorrer e chamamos de líquido saturado o 
líquido pronto para se vaporizar.
Estado 3
Após o início da ebulição, a temperatura para de subir até 
que o líquido se converta inteiramente em vapor. Ou seja, a tempe-
ratura permanecerá constante durante todo o processo de mudan-
ça de fase, se a pressão for mantida constante. Quando o processo 
de vaporização passa da metade (Figura 5c), o cilindro contém 
quantidades iguais de líquido e vapor. Nesse ponto, todo o cilindro 
está cheio de vapor no limite com a fase líquida, ou seja, qualquer 
perda de calor por parte desse vapor fará com que parte dele se 
condense. Um vapor que está pronto para condensar, mudando da 
fase gasosa para a líquida, é chamado de vapor saturado.
Estado 4
É um estado de vapor saturado (Figura 5d) e a substân-
cia que se encontra entre os estados 2 e 4 é chamada de mistura 
líquido-vapor saturada, ou mistura bifásica, uma vez que as fases 
líquida e gasosa coexistem em perfeito equilíbrio nesses estados.
Estado 5
Após a conclusão do processo de mudança de fase, voltamos 
novamente a uma região de única fase (vapor), e qualquer trans-
ferência de calor para o vapor resulta em um aumento tanto de 
temperatura quanto de volume específico. Aqui, a temperatura do 
vapor está acima do valor de saturação (100 °C a 1 atm), de modo 
que, se removermos parte do calor do vapor, a temperatura pode-
rá cair um pouco, mas nenhuma condensação ocorrerá desde que 
a temperatura seja mantida acima dos 100 °C (Figura 5e). Dessa 
forma, podemos dizer que um vapor que não está pronto para se 
condensar é chamado de vapor superaquecido. 
36
Figura 5. Os processos de mudança de fase de uma substância pura. 
Fonte: ÇENGEL; BOLES, 2013, p. 114. (Adaptado).
Medição de temperatura
Embora, na experiência diária, estejamos familiarizados com a 
temperatura como medida de “calor” ou “frio”, não é fácil apre-
sentar uma definição exata para ela. Com base em nossas sensações 
fisiológicas, podemos expressar o nível de temperatura qualitati-
vamente, com palavras como “frio de congelar”, “frio”, “morno”, 
“quente” e “muito quente”. Entretanto, não podemos atribuir va-
lores a temperaturas com base apenas em nossas sensações, o que 
na maioria das vezes pode representar impressões equivocadas dos 
processos reais.
Felizmente, várias propriedades dos materiais mudam com a 
temperatura, de maneira repetida e previsível, e isso cria a base para 
a medição da temperatura com exatidão. O termômetro de bulbo de 
mercúrio, por exemplo, tem por base a expansão do mercúrio com a 
temperatura, e se configurou durante muitos anos como o principal 
instrumento para aferição do estado térmico no corpo humano. Um 
princípio básico (e particularmente muito simples) governa essas 
relações de mudança de temperatura. 
Nesse sentido, calor é interpretado como uma medida de 
energia, que pode ser uma combinação da energia térmica com a 
energia cinética vibracional das moléculas do corpo. Assim, pode-
mos dizer que quando um corpo é colocado em contato com ou-
tro, que está em uma temperatura diferente, o calor é transferido 
37
do corpo com temperatura mais alta para aquele com temperatura 
mais baixa, até que ambos os corpos atinjam a mesma temperatura. 
Nesse ponto, a transferência de calor cessa, sendo possível afirmar 
que os dois corpos atingiram o equilíbrio térmico.
Nesse ponto, temos a alusão à lei zero da termodinâmica, 
uma relação de simples entendimento, mas única em significado, 
servindo como base para validar os dispositivos de medição da tem-
peratura. A lei zero foi formulada por R. H. Fowler, em 1931, e seu 
valor como princípio físico fundamental foi reconhecido cerca de 80 
anos após os enunciados de Clausius e Kelvin, que formularam as 
duas primeiras leis da termodinâmica.
Segundo a lei zero, se dois corpos estão em equilíbrio térmi-
co com um terceiro corpo, então eles também estão em equilíbrio 
térmico entre si. Ao substituir o terceiro corpo por um termômetro, 
a lei zero pode ser reescrita ao considerar que dois corpos estão em 
equilíbrio térmico se ambos tiverem a mesma leitura de temperatu-
ra, mesmo que não estejam em contato.
Escalas termométricas
As escalas de temperatura permitem usar uma base comum para as 
medições, e várias foram criadas ao longo da história. Todas as es-
calas de temperatura se baseiam em alguns estados facilmente re-
produtíveis, como os pontos de congelamento e de ebulição da água, 
os quais também são chamados de ponto de gelo e ponto de vapor de 
água, respectivamente.
As escalas de temperatura usadas hoje no sistema interna-
cional e no sistema inglês são a escala Celsius e a escala Fahrenheit, 
respectivamente. Na escala, ao ponto de gelo atribuímos o valor de 0 
°C e, ao ponto de vapor d’água, o valor de 100 °C. Os valores corres-
pondentes na escala Fahrenheit são, para os mesmos pontos de gelo 
e vapor, 32 °F e 212 °F, respectivamente.
Uma relação entre essas duas escalas, muito usadas atual-
mente nos sistemas de medição de temperatura local (ou de pre-
visões de temperaturas), é dada, com TF e TC correspondendo às 
38
medidas de temperatura nas escalas Fahrenheit e Celsius, respecti-
vamente, a partir da equação:
Perceba que, enquanto a escala Celsius possui uma variação 
de 100 graus entre os pontos limite especificados para a água (sendo 
anteriormente chamada de escala centígrada), a escala Fahrenheit 
varia em 180 graus entre os mesmos pontos. Isso faz com que a re-
lação entre elas, embora permaneça linear, confira às temperaturas 
medidas em Fahrenheit valores quase sempre diferentes que os re-
gistrados na escala Celsius. A única exceção é para a temperatura de 
-40 ˚C, que possui a mesma medida e corresponde ao mesmo ponto 
na escala inglesa (-40 °C = -40 °F ).
Em termodinâmica, é bastante desejável uma escala de 
temperatura que seja independente das propriedades de qualquer 
substância. Tal escala é chamada de escala termodinâmica de tem-
peratura e, no sistema internacional, essa é a escala Kelvin, que 
levou o nome de seu idealizador Lord Kelvin (1824-1907). A unida-
de de temperatura dessa escala é o Kelvin, designado oficialmente 
apenas por K. Perceba que, na escala Kelvin, não usaremos o sím-
bolo de grau, tendo sido abolido em 1967, na convenção de unidades 
internacionais.
A menor temperatura da escala Kelvin é o zero absoluto, ou 
0 K. Dessa forma, apenas um único ponto de referência diferente de 
zero precisa ser atribuído, para estabelecer a inclinação dessa escala 
linear. Ao utilizar uma escala de temperatura idealizada para um gás 
perfeito (ou ideal) como uma aproximação razoável para esta esca-
la, podemos medir as temperaturas usando um termômetro de gás a 
volume constante, em que a temperatura de um volume fixo de gás 
varia linearmente com a pressão, e os valores das constantes a e b 
são determinados experimentalmente, segundo a relação:
Uma escala de temperatura de gás ideal pode ser desen-
volvida medindo-se as pressões do gás no vaso em dois pontos 
39
reprodutíveis (como os pontos de gelo e de vapor de água) e atri-
buindo valores adequados às temperaturas nesses dois pontos.
É evidente que os valores das constantes serão diferentes 
para cada termômetro, dependendo do tipo e da quantidade de gás 
no vaso, e dos valoresde temperatura atribuídos aos dois pontos de 
referência. Se os valores 0 °C e 100 °C forem atribuídos aos pontos 
de gelo e de vapor d’água, então a escala de temperatura do gás será 
idêntica à escala Celsius. Nesse caso, o valor da constante a (que cor-
responde a uma pressão absoluta zero) será -273,15 °C , indepen-
dentemente do tipo e da quantidade de gás no vaso do termômetro.
Assim, se tal termômetro de gás existisse, ele leria o zero Kel-
vin na pressão absoluta zero, o que corresponde a exatos -273,15 
°C na escala Celsius, resultado da extrapolação do gráfico T(p) para 
temperaturas muito baixas. Assim, a escala Kelvin está relacionada 
com a escala Celsius a partir da equação:
No sistema inglês, a escala termodinâmica de temperatura é 
a escala Rankine, em que a unidade de temperatura é o Rankine, de-
signado por R. As relações entre a escala Rankine com as escalas de 
temperaturas Fahrenheit e Kelvin são dadas por:
A temperatura de referência escolhida na escala Kelvin ori-
ginal foi de 273,15 K (ou 0 °C), que é a temperatura na qual a água 
congela (ou o gelo derrete) e a água existe como uma mistura sóli-
do-líquido em equilíbrio, sob pressão atmosférica padrão.
Processos de mudança de fase
Durante um processo de mudança de fase, a pressão e a tempera-
tura são propriedades dependentes, existindo definitivamente uma 
relação entre elas. O Gráfico 4 mostra um gráfico de Tsat em fun-
ção de Psat para a água, também chamado de curva de saturação 
líquido-vapor. Uma curva desse tipo é característica de todas as 
40
substâncias puras. Fica claro pelo gráfico que a temperatura de sa-
turação aumenta com a pressão de saturação, o que nos leva à con-
clusão que uma substância, a pressões mais altas, tende a entrar em 
ebulição a temperaturas mais altas.
Gráfico 4. Curva de saturação líquido-vapor. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2021).
Podemos afirmar ainda que a pressão atmosférica e, conse-
quentemente, a temperatura de ebulição da água, diminui com a al-
titude. Assim, demora-se mais para cozinhar em altitudes maiores 
do que a nível do mar (a menos que se use uma panela de pressão). 
Por exemplo, a pressão atmosférica padrão a uma altitude de 2.000 
m é de 79,50 kPa, o que corresponde a uma temperatura de ebulição 
de 93,3 °C, ao contrário dos 100 °C no nível do mar (altitude zero).
41
Buscamos definir, com a leitura deste material, os sistemas ter-
modinâmicos, verificando as aplicações, similaridades e diferenças 
entre as principais interações dos sistemas com o meio. Iniciamos 
nossa discussão por meio dos principais tipos de sistemas, relacio-
nando as classificações dos sistemas aberto, fechado e volume de 
controle. Definimos ainda as principais unidades de medida utiliza-
das em engenharia, estudando as grandezas físicas tanto no padrão 
internacional de unidades quanto no sistema inglês de unidades.
Em seguida, procuramos compreender os fatores que constante-
mente influenciam as propriedades de um sistema, com a defini-
ção das variáveis e dos estados de uma substância. Identificamos 
os tipos de propriedades extensivas e intensivas, como funções que 
relacionam um tipo de propriedade a um estado. Estudamos mais 
detalhadamente os estados de equilíbrio da matéria por meio da hi-
pótese do contínuo. 
Buscamos compreender os tipos de processos termodinâmicos de 
quase-equilíbrio, entendendo como relacionar propriedades por 
meio de alguns diagramas de processo. Vimos também o conceito 
de fase de uma substância pura, definindo os processos de transição 
de fase a partir do estudo do comportamento de fluidos puros sob 
aquecimento.
Por fim, estudamos com um pouco mais de afinco o conceito de ca-
lor, discutido no início da unidade, buscando entender as principais 
diferenças entre essa grandeza e o conceito de temperatura. Como 
consequência, estudamos as técnicas de medição de temperatura 
em diferentes sistemas, bem como os processos de transferência de 
calor nos corpos sólidos e as relações do calor latente com os pro-
cessos de mudança de fase.
Espero que a sua leitura tenha sido proveitosa e, em caso de dúvidas, 
entre em contato com a tutoria. Até a próxima!
SINTETIZANDO
42
UN
ID
AD
E
2
Objetivos
1. Aprender sobre a primeira lei da termodinâmica e os conceitos 
relacionados a ela;
2. Aprender sobre a segunda lei da termodinâmica aplicada aos 
sistemas;
3. Conhecer o Ciclo de Carnot e os seus princípios. 
44
Introdução
Com a leitura e estudo deste material vocês conseguirão distinguir 
os sistemas termodinâmicos aberto, fechado e isolado, entender as 
variáveis e propriedades que influenciam os sistemas termodinâ-
micos e aprofundar os conhecimentos a respeito da propagação de 
calor nos sólidos, além de desenvolver competências nas conver-
sões termométricas.
Tenho certeza de que será uma aventura e tanto ao universo 
da termodinâmica. Vamos começar?
45
A primeira lei da termodinâmica 
De uma forma ou de outra, como por meio de uma percepção in-
tuitiva ou pelas experiências vivenciadas, é inegável que a energia 
é extremamente importante na maioria dos aspectos de nossa vida 
cotidiana, seja com relação à qualidade de como experimentamos o 
mundo ou mesmo em sua manutenção. Assim sendo, é imprescin-
dível que tenhamos uma boa compreensão das fontes de energia, 
da conversão entre suas diversas formas e das ramificações desses 
processos.
A seguir, abordaremos as diversas formas de energia e sua 
transferência sob a forma de calor ou trabalho, desenvolvendo, 
ainda, uma expressão intuitiva, considerando os aspectos de con-
servação da energia, que serão o suporte utilizado para descrever 
a primeira lei da termodinâmica. Em seguida, serão analisadas as 
considerações para os sistemas fechados, estudando a termodinâ-
mica dos processos cíclicos e ampliando os conceitos da primeira lei 
nesses casos.
Formas de energia
O conceito de energia é fundamental em termodinâmica, além de 
ser um dos aspectos de análise mais significativos em engenharia. 
Ademais, a noção de energia é familiar e, provavelmente, você já 
possui algum conhecimento sobre ela.
Uma noção básica é a de que a energia pode ser armazena-
da no interior de sistemas de várias maneiras, e também pode ser 
convertida de uma forma para outra e ser transferida entre siste-
mas. Para sistemas fechados, como uma sala isolada, com janelas e 
portas hermeticamente fechadas, a energia pode ser transferida por 
meio do trabalho e da transferência de calor, por exemplo.
46
Um sistema será considerado perfeitamente isolado ou adiabático 
sempre que a perda ou o ganho de calor através das suas frontei-
ras for desprezível. No caso de uma sala isolada, essas fronteiras 
são dadas pelas paredes que separam a sala (sistema) do entorno 
(vizinhanças).
Por nossa familiaridade intuitiva com os preceitos de conser-
vação de energia, sabemos que a quantidade total de energia é con-
servada em todas as transformações e transferências. Dessa forma, 
imagine que estamos agora considerando essa mesma sala isolada 
e ligamos um refrigerador com suas portas abertas no meio do apo-
sento. Suponha ainda que usamos um pequeno ventilador para cir-
cular o ar e manter a uniformidade da temperatura dentro da sala. O 
que acontecerá com a temperatura média do ar na sala? Ela aumen-
tará ou diminuirá? Ou, ainda, permanecerá constante?
De acordo com Çengel e Boles (2013), em seu livro Termodi-
nâmica, a primeira ideia que nos ocorre é que a temperatura média 
do ar presente na sala tenderá a diminuir à medida que o ar mais 
quente se misturar ao ar mais denso, resfriado pelo refrigerador. 
Neste momento, cabe lembrar de um conceito fundamental 
da mecânica, denominado princípio de conservação da energia: se 
tomarmos toda a sala como o sistema a ser analisado, incluindo o 
ar e o calor gerado através do refrigerador, haverá como mecanis-
mo de interação somente a própria energia elétrica, que alimenta o 
refrigerador ao cruzar a fronteira do sistema e entrar na sala. Dessa 
forma, pela conservaçãoda energia, é necessário que o conteúdo de 
energia da sala aumente na mesma proporção que a quantidade de 
energia elétrica consumida pelo refrigerador.
Com base neste exemplo, é possível perceber que a energia 
pode configurar-se de diversas formas: térmica, mecânica, cinéti-
ca, potencial, elétrica, magnética, química ou nuclear, e a soma de 
todas elas constitui o que é denominado energia total de um sistema.
EXEMPLO
47
Como não existe uma consideração física para a energia total, 
esta pode ser mensurada em problemas comuns de engenharia em 
relação à sua variação: embora a energia total de um sistema possa 
ser igual a zero em algum ponto de referência arbitrado, a variação 
da energia total de um sistema não depende do ponto de referência 
escolhido. Um corpo em queda livre, por exemplo, experimentará 
uma diminuição da sua energia potencial, que depende apenas da 
diferença de altura, e não do referencial escolhido.
Na termodinâmica aplicada à engenharia, normalmente con-
sideramos que a variação da energia total de um sistema é composta 
de três contribuições macroscópicas. A primeira delas é a variação 
da energia cinética, associada ao movimento do sistema como um 
todo em relação a um sistema de eixos coordenados externo. A se-
gunda é a variação da energia potencial gravitacional, associada à 
posição do sistema como um todo no campo gravitacional terrestre. 
E a terceira configura-se como energia interna do sistema (MORAN 
et al., 2018).
O trabalho possui unidade de força multiplicada pela distân-
cia, e as unidades da energia cinética e potencial são as mesmas do 
trabalho. No SI, a unidade da energia é o joule (J), assim chamada em 
reconhecimento ao trabalho do inglês James P. Joule (1818-1889), 
que comprovou experimentalmente que o calor não se comportava 
como uma substância e sim como uma forma de energia em trân-
sito. Outras unidades também úteis em engenharia são o quilojoule 
(kJ) e a unidade térmica britânica (Btu).
Vários sistemas em engenharia são projetados de modo a 
produzir trabalho mecânico, como uma turbina de uma instalação 
industrial, ou consumir trabalho pelo funcionamento de uma bom-
ba durante o processo. Esses sistemas não envolvem conversão de 
energia nuclear, química ou térmica em energia mecânica e, por 
operarem em temperatura aproximadamente constante, não apre-
sentam transferência de calor em quantidades significativas. Os 
dois tipos de energia mecânica conhecidos são a energia potencial 
gravitacional e a energia cinética.
A variação total de energia de um sistema é dada por:
48
Na qual U representa a energia interna do sistema e EC e EP as 
energias cinética e potencial, respectivamente.
Como exemplo prático, em uma instalação de conversão 
energética, a energia mecânica pode ser transferida para um fluido 
em escoamento, como água ou algum gás, por meio de uma bomba, 
aumentando a pressão do fluido, assim como uma turbina da mes-
ma instalação é capaz de extrair energia mecânica do fluido redu-
zindo sua pressão. Vemos, dessa forma, que a pressão de um fluido 
durante o processo de escoamento também está diretamente asso-
ciada à sua energia mecânica.
Figura 1 - A turbina movida a vapor, um dos principais componentes de uma usina 
térmica industrial.
Fonte: Suwin, Shutterstock (2020). Disponível em: <https://www.shutterstock.com/
pt/image-photo/steam-turbine-power-generator-industrial-thermal-454079815>. 
Acesso em: 16 jun. 2023.
49
Tais sistemas podem ser analisados de forma conveniente, 
considerando-se apenas as formas mecânicas de energia e os efei-
tos de atrito responsáveis pela perda de energia mecânica, o que 
corresponde à conversão em uma energia térmica que, em geral, 
não pode ser utilizada para nenhuma finalidade útil.
Transferência de energia por calor
Quando definimos os princípios que envolvem a lei zero da termo-
dinâmica, buscamos entender os mecanismos pelos quais um cor-
po, deixado em um meio de temperatura diferente da sua, sempre 
irá interagir com seu entorno de modo que a transferência de ener-
gia ocorra até que ambos atinjam a mesma temperatura, o que se 
denomina equilíbrio térmico. 
Nesse caso, podemos dizer simplesmente que a energia é 
transferida sob a forma de calor, em que o sentido da transferência 
de energia sempre será do corpo com temperatura mais alta (mais 
energético) para aquele com temperatura mais baixa (de menor 
energia).
Assim, o calor pode ser corretamente descrito como uma 
forma de energia que transita entre dois sistemas devido a uma di-
ferença térmica ou variação de temperatura entre esses, ocorren-
do somente no sentido decrescente de temperatura. Quando um 
sistema estiver bem isolado ou possuir a mesma temperatura que 
suas vizinhanças, ou seja, quando os processos decorrentes das in-
terações entre sistema e entorno permitirem que, no máximo, uma 
quantidade desprezível de energia cruze as fronteiras, teremos os 
processos adiabáticos.
O calor não é uma propriedade do sistema! A quantidade de calor 
transferida depende dos detalhes do processo, e não apenas dos 
estados inicial e final, sendo reconhecida como uma função da 
SAIBA MAIS
50
trajetória. Assim, do mesmo modo que o trabalho, o calor é reco-
nhecido como um fenômeno de fronteira.
Por se tratar de uma unidade de energia, a quantidade de ca-
lor transferida durante um processo entre dois estados pode ser re-
presentada por Q, e terá a mesma unidade das interações de energia 
definidas previamente, ou seja, o quilojoule (kJ).
Ao considerarmos uma quantidade de energia transferida 
através da fronteira de um sistema como uma interação de calor 
com sua vizinhança, é necessário definir em que sentido essa inte-
ração se dá. Em outras palavras, precisamos saber se o sistema ga-
nha ou perde calor. 
Por esse motivo, utilizaremos uma convenção de sinais em 
que Q > 0 se a transferência de calor para um sistema é considerada 
positiva e Q < 0 se a transferência de calor de um sistema é conside-
rada negativa.
Pode ser desejável conhecer a taxa de transferência do calor 
Q, que representa a quantidade de calor transferida por unidade de 
tempo, em vez do calor total transferido ao longo de um intervalo. 
Assim, quando Q varia com o tempo, o calor total transferido duran-
te um processo é calculado pela integral de Q no intervalo de tempo 
deste processo:
Como a taxa de transferência de calor trata de uma medida 
realizada por unidade de tempo, ela pode ser expressa em termos de 
quaisquer unidades de energia e tempo. No SI, a unidade de taxa de 
calor é o J/s e é chamada de watt. Normalmente, utilizamos o múl-
tiplo dessa medida, como feito anteriormente, e designamos essa 
medida em quilowatt (kW).
O calor pode ser transferido, essencialmente, por meio de 
três mecanismos: condução, convecção e radiação. Segundo Mo-
ran et al. (2018), a transferência de energia por condução pode 
ocorrer em sólidos, líquidos e gases, comumente imaginando-se 
51
uma transferência de energia das partículas mais energéticas de 
uma substância para as menos energéticas, como resultado da sua 
interação.
A convecção é a transferência de energia entre um corpo só-
lido a determinada temperatura e o fluido, gás ou líquido, com a 
qual ele está em contato e que esteja em movimento a uma outra 
temperatura, envolvendo os efeitos combinados da condução e do 
movimento do fluido.
Por fim, na radiação térmica a energia é transferida ou 
transportada pela emissão de ondas eletromagnéticas (fótons) e, 
diferentemente da condução, não requer nenhum meio para se pro-
pagar, ocorrendo inclusive no vácuo.
Transferência de energia por trabalho
Assim como o calor, trabalho representa uma interação de energia 
entre um sistema e sua vizinhança. Por um critério de exclusão, é 
possível afirmar então que, se a energia que cruza as fronteiras de 
um sistema fechado não está na forma de calor, logo, deve se apre-
sentar como trabalho.
Uma interação será classificada como trabalho se satisfizer o 
seguinte critério: um sistema realizatrabalho sobre suas vizinhan-
ças se o único efeito sobre tudo aquilo externo ao sistema puder ser 
o levantamento de um peso. Nessa definição, é possível notar que 
por levantamento de um peso podemos considerar uma força que 
age através de uma distância.
Por se tratar de uma grandeza que também se relaciona com 
a transferência de energia, as unidades de trabalho são as mesmas 
do calor (kJ). É importante ressaltar que este também se trata de 
um fenômeno de fronteira, ou seja, que passa a existir ao cruzar as 
fronteiras de um sistema.
Dessa forma, o conceito de trabalho em termodinâmica é 
uma extensão natural do conceito de trabalho na mecânica, sendo 
representado pela integral da força atuante ao longo da distância do 
estado 1 a um estado 2:
52
Na qual W é o trabalho e F é a força atuante ao longo do cami-
nho ds. O valor de W também depende dos detalhes das interações 
que ocorrem entre o sistema e a vizinhança durante um processo, 
e não apenas dos estados inicial e final do sistema. Assim sendo, o 
trabalho não é uma propriedade do sistema ou da vizinhança.
Assim como no caso do calor, é possível utilizar uma conven-
ção de sinais para descrever em que direção a interação de energia 
por trabalho se dá. Nesse caso, teremos uma abordagem um pouco 
diferente da transferência de energia por calor, em que o trabalho 
positivo realizado pelo sistema sobre as vizinhanças é representado 
por W > 0 e o trabalho negativo realizado sobre o sistema pelas vi-
zinhanças, por W < 0.
O trabalho realizado por unidade de tempo é chamado de po-
tência e é indicado por W. Como unidade de potência, utilizaremos 
aqui o kW (quilowatt) definido anteriormente, embora outras uni-
dades também sejam viáveis. As unidades inglesas mais utilizadas 
para potência são Btu/h e o horse-power (hp).
Esses sentidos de entrada ou saída de energia normalmente 
são indicados por setas, que apontam as direções das transferências 
de energia em um sistema, conforme ilustrado na Figura 2.
Figura 2 - A energia pode atravessar as fronteiras de um sistema fechado na forma de 
calor ou trabalho.
Fonte: adaptado de ÇENGEL; BOLES (2013, p. 60) pelo editorial Digital Pages (2020).
53
Existem diversas formas diferentes de realizar trabalho, cada 
uma delas relacionada a uma força agindo de determinada manei-
ra ao longo de uma distância qualquer. Dois requisitos devem ser 
satisfeitos para que uma interação de trabalho exista entre um sis-
tema e sua vizinhança: é necessário que exista uma força móvel 
atuando sobre a fronteira, já que a presença de forças na fronteira 
sem que nenhum deslocamento seja observado não constitui inte-
ração de trabalho.
A termodinâmica em engenharia está frequentemente preo-
cupada com dispositivos como motores de combustão interna e 
turbinas, cujo propósito é realizar trabalho. Algumas formas mecâ-
nicas comuns de trabalho são:
Trabalho de eixo
Consiste na transmissão de energia por meio da rotação de um eixo, 
o que constitui uma prática muito comum na engenharia. 
Trabalho contra uma mola
Para determinar o trabalho total contra a mola, é preciso conhecer a 
relação existente entre a força F aplicada sobre a mola e a mudança 
do seu comprimento x2 em relação ao valor inicial de repouso x1, 
chamada de elongação. 
Trabalho realizado pelo alongamento de uma barra sólida
Diversos corpos sólidos (como os metais, cerâmicas e plásticos) se 
comportam de forma bastante similar às molas lineares, sendo cha-
mados de corpos elásticos devido à sua capacidade de se alongar ou 
contrair sob a ação de uma força. 
Outras formas de trabalho não mecânicas encontradas na 
prática podem ser tratadas de forma semelhante, em que a prin-
cipal diferença reside na natureza da força utilizada na realização 
do trabalho. Alguns exemplos de formas não mecânicas de trabalho 
incluem:
 • o trabalho elétrico, no qual a força generalizada é a voltagem 
(o potencial elétrico) e o deslocamento generalizado é a carga 
elétrica; 
54
 • o trabalho magnético, no qual a força generalizada é a inten-
sidade do campo magnético e o deslocamento generalizado é 
o momento magnético; 
 • o trabalho de polarização elétrica, no qual a força generaliza-
da é a intensidade do campo elétrico e o deslocamento genera-
lizado é a polarização do meio (ou seja, a soma dos momentos 
elétricos de rotação das moléculas).
A Primeira lei da termodinâmica para mudanças 
de estado em um sistema
Conforme visto anteriormente, os únicos caminhos para variar a 
energia de um sistema fechado se dão através da transferência de 
energia por meio de trabalho ou calor. Em experimentos clássicos 
conduzidos no início do século XIX, Joule estudou processos através 
dos quais um sistema fechado passa de um estado de equilíbrio a 
outro. Em particular, ele considerou processos que envolvem inte-
rações de trabalho, mas não interações de calor, entre o sistema e 
sua vizinhança (MORAN, 2018).
Além disso, com base nos experimentos de Joule e outros, um 
aspecto fundamental do conceito de energia, que não pode ser ob-
tido por meio de nenhum outro princípio físico conhecido, é que a 
energia se conserva. Esse é o conceito-chave que chamamos de pri-
meira lei da termodinâmica.
Considerando o trabalho líquido como sendo o mesmo em to-
dos os processos adiabáticos de um sistema fechado entre dois esta-
dos especificados, o valor do trabalho líquido deve depender apenas 
dos estados inicial e final do sistema e, portanto, deve corresponder 
à variação de uma propriedade conhecida como energia total.
Consideremos, como exemplo, o aquecimento de determina-
da quantidade de água em uma panela sobre um fogão. Como resul-
tado da transferência de calor para a água, é fácil perceber que sua 
energia aumentará. Desprezando qualquer transferência de massa 
decorrente da evaporação do líquido, o aumento da energia total da 
água será igual à quantidade de calor transferido. Assim, se 5 kJ de 
55
calor forem transferidos para a água durante o aquecimento, o au-
mento de energia do sistema será, também, de 5 kJ.
Imaginemos, agora, que 15 kJ de calor sejam transferidos 
para a água pelo queimador do fogão e 3 kJ se percam da água para 
o ar ambiente, conforme ilustrado na Figura 3. É possível dizer que 
o aumento da energia da água será igual ao calor líquido transferido 
para a água, que será de 12 kJ.
Figura 3 - Não havendo interações por trabalho, a variação da energia de um sistema é 
igual ao calor líquido transferido.
Fonte: adaptado de ÇENGEL; BOLES (2013, p. 71) pelo editorial Digital Pages (2020).
Algo similar ocorre com o ar quando ele é comprimido, fazen-
do com que sua temperatura se eleve devido à energia transferida na 
forma de trabalho de fronteira. Quando não há transferência de ca-
lor (ou seja, quando Q = 0), todo o trabalho de fronteira será arma-
zenado no ar como parte de sua energia total. Para isso, o princípio 
de conservação da energia demanda que o aumento da energia do 
sistema seja igual ao trabalho de fronteira realizado sobre o sistema.
 Podemos expressar o princípio de conservação da energia 
de uma maneira bem genérica e prática, em que a variação líquida 
da quantidade de energia contida no sistema durante um processo 
é igual à diferença entre a quantidade de energia transferida para 
dentro do sistema por calor e a quantidade de energia transferida 
para fora do sistema por trabalho, durante o intervalo de tempo 
considerado. Dessa forma, o balanço de energia se aplica a todo tipo 
56
de sistema que passa por qualquer tipo de processo. Matematica-
mente, essa relação é descrita como:
Como a energia é uma propriedade do sistema, somente ha-
verá variação da energia de um sistema se houver mudança em seu 
estado. Na ausência de outros efeitos de natureza não mecânica 
que relacionem outras formas de energia (como nuclear, elétrica e 
magnética, por exemplo), a variação de energia total de um siste-
ma durante um processo será dada pela soma das variações de uma 
ou mais formas macroscópicas de energia,como a energia inter-
na, cinética e potencial gravitacional, como demonstra a seguinte 
equação:
A maioria dos sistemas encontrados, na prática, são esta-
cionários, ou seja, eles não sofrem qualquer variação de velocidade 
ou de altura durante um processo. Nesses casos, as variações das 
energias cinética e potencial gravitacional são nulas, de forma que a 
Equação 6 para a variação da energia total se reduz a:
É útil ressaltarmos a importância das convenções de sinais 
definidas anteriormente para a transferência de energia por calor 
ou trabalho. De acordo com Moran et al. (2018), um sinal negativo 
aparece antes de W porque a transferência de energia por meio de 
trabalho do sistema para a vizinhança é considerada positiva, en-
quanto que um sinal positivo aparece antes de Q, porque este é con-
siderado positivo quando a transferência de energia por calor ocorre 
da vizinhança para o sistema.
57
Análise da energia em sistemas fechados
Agora aplicaremos a equação de conservação da energia em siste-
mas que não envolvem fluxo de massa através de suas fronteiras, ou 
seja: sistemas fechados. Uma forma de trabalho mecânico frequen-
temente encontrada em situações práticas, como nos processos de 
admissão que ocorrem em motores de automóveis, está associada à 
expansão ou compressão de um gás em um arranjo pistão-cilindro, 
conforme ilustrado na Figura 4. 
Durante esse processo, parte da fronteira (a superfície inter-
na do pistão) se move para cima ou para baixo realizando um traba-
lho de expansão e compressão, geralmente chamado de trabalho de 
fronteira móvel ou simplesmente trabalho de fronteira.
Figura 4 - Ilustração do processo de expansão-compressão de um gás em um sistema 
pistão-cilindro em movimento.
Fonte: Adobe Stock (2020).
Diagramas de propriedades
Na maioria dos casos práticos, é muito mais fácil e conveniente 
estudar e entender as variações das propriedades durante os pro-
cessos de mudança de fase com o auxílio dos diagramas de proprie-
dades. Assim sendo, desenvolveremos e analisaremos os diagramas 
temperatura-volume específico (T-v) e pressão-volume específico 
(p-v) das substâncias puras a seguir.2
58
Imagine que queremos saber como a temperatura e o volume 
de uma substância se comportam à uma pressão fixa e sob um pro-
cesso de aquecimento. Se essa substância estiver confinada em um 
arranjo pistão-cilindro, conforme ilustrado na Figura 5, adiciona-
remos alguns pesos sobre o pistão de modo que a pressão no interior 
do cilindro atinja 1 MPa.
Figura 5 - Substância confinada em um arranjo pistão-cilindro sob pressão de 1 MPa.
Fonte: adaptado de BORGNAKKE; SONNTAG (2013, p. 40) pelo editorial Digital Pages 
(2020).
Nessa pressão, a água tem um volume específico menor do 
que a pressão local de 1 atm (equivalente à 0,1 MPa). Então, à medida 
que o calor é transferido para a água nessa nova pressão, o processo 
segue uma trajetória (Figura 6) que se parece muito com a trajetória 
do processo da pressão local.
Figura 6 - Diagrama T–v para água mostrando as fases líquida e de vapor.
Fonte: adaptado de BORGNAKKE; SONNTAG (2013, p. 44) pelo editorial Digital Pages 
(2020).
59
No entanto, algumas diferenças na temperatura e volume são 
notadas para essa nova pressão mais elevada. Em primeiro lugar, 
nessa pressão, a água começa a ferver a uma temperatura bem mais 
alta (cerca de 179,9 °C). Em segundo lugar, o volume específico do 
líquido saturado é maior, e o volume específico do vapor saturado é 
menor que os valores correspondentes à pressão de 1 atm.
 Ou seja, a linha horizontal FG que conecta os estados de 
líquido saturado e vapor saturado é significativamente menor na 
pressão de 1 Mpa em relação à linha BC entre esses mesmos estados 
na pressão local de 0,1 MPa. À medida que a pressão continua a au-
mentar, essa linha de saturação continua a encolher, tornando-se 
um ponto N quando a pressão da água atinge 22,09 MPa. Esse ponto 
é chamado de ponto crítico, podendo ser definido como o ponto no 
qual os estados de líquido saturado e vapor saturado são idênticos.
Nesse ponto, a temperatura, a pressão e o volume específico 
são chamados de críticos e designados por Tcr, pcr e vcr, respectiva-
mente. As propriedades do ponto crítico para algumas substâncias 
são mostradas da Tabela 1.
Tabela 1 - Propriedades do ponto triplo sólido-líquido-vapor para quatro substâncias.
Fonte: editorial Digital Pages (2020).
Acima da pressão crítica, como por exemplo na pressão de 
40 MPa da linha OQ, não existe um processo identificável de mu-
dança de fase. Em vez disso, o volume específico da substância au-
menta continuamente, sempre com a existência de uma única fase 
presente.
Dessa forma, acima do estado crítico não existe uma linha 
separando a região de líquido comprimido da região de vapor supe-
raquecido, e é costume chamar a substância acima da temperatura 
60
crítica de vapor superaquecido; embora, para essa pressão, não pos-
samos aferir com certeza quando a mudança de líquido para vapor 
ocorreu. As substâncias com temperaturas abaixo da temperatura 
crítica são chamadas de líquido comprimido.
Os estados de líquido saturado podem ser ligados por uma li-
nha denominada linha de líquido saturado, e os estados de vapor 
saturado podem ser ligados por outra linha chamada linha de vapor 
saturado. Quando unimos essas duas linhas a partir de seu encontro 
no ponto crítico, forma-se a curva que dá o perfil do diagrama T-v.
Todos os estados de líquido comprimido estão localizados na 
chamada região de líquido comprimido, que fica à esquerda da linha 
de líquido saturado, e os estados de vapor superaquecido estão lo-
calizados à direita da linha de vapor saturado.
É importante salientar que nessas duas regiões extremas 
existe uma única fase da substância: líquido ou vapor. Todos os es-
tados que contenham ambas as fases em equilíbrio se localizam sob 
a curva, na chamada região mista, composta pelas quantidades in-
termediárias das fases de líquido saturado e vapor saturado.
O diagrama p-v
Considere novamente um arranjo pistão-cilindro que contenha 
água líquida a 1 MPa e 150°C (líquido comprimido). Agora, os pe-
sos na parte superior do pistão são removidos um a um, para que a 
pressão dentro do cilindro diminua gradualmente e de modo que a 
água possa trocar calor com a vizinhança mantendo sua tempera-
tura constante.
À medida que a pressão diminui, o volume da água aumenta 
ligeiramente. Quando a pressão atinge o valor de saturação à tempe-
ratura especificada (0,4762 MPa), a água começa a ferver. Durante 
esse processo de vaporização, a temperatura e a pressão permane-
cem constantes, mas o volume específico aumenta. Após a última 
gota de líquido se transformar em vapor, uma redução na pressão 
resulta em um aumento do volume específico, conforme visto na 
repetição dos processos para outras temperaturas no diagrama T-v 
anterior.
61
Podemos estender esses conceitos ao incluir a fase sólida, 
ainda não considerada até então, bem como as regiões de saturação 
sólido-líquido e sólido-vapor. Sabemos que a maioria das substân-
cias se contrai durante o processo de solidificação, ou congelamen-
to. Outras, como a água, se expandem à medida que congelam. A 
Figura 7 ilustra o diagrama p-v de uma substância que se contrai ao 
solidificar.
Figura 7 - Diagrama p-v de uma substância que se contrai ao solidificar.
Fonte: adaptado de ÇENGEL; BOLES (2013, [n.p]) pelo editorial Digital Pages (2020).
A segunda lei da termodinâmica aplicada a 
sistemas
A primeira lei da termodinâmica evoca o princípio de conservação 
da energia envolvendo diversos tipos de sistemas, em que a energia 
é sempre conservada para que o processo possa ocorrer. Contudo, 
existem casos em que somente o cumprimento desse importante 
requisito não é suficiente para garantir que o processo realmente 
62
ocorrerá. Ou seja, nem todo processo consistente com o princípio da 
conservação da energia pode ocorrer.
Sabemos que, de acordo com o balanço de energia, é possível 
entendermosas quantidades de energia efetiva e total trocadas en-
tre dois corpos, ou entre um corpo e suas vizinhanças por meio das 
relações de calor e trabalho. Embora o balanço de energia seja im-
portante na determinação das características térmicas do sistema, 
esta ferramenta por si não permite indicar o sentido preferencial, ou 
diferenciar os processos possíveis daqueles impossíveis de ocorrer.
Os enunciados de Clausius e de Kelvin-Planck
Existem dois enunciados clássicos da segunda lei da termodinâ-
mica: os enunciados de Clausius e de Kelvin-Planck. Essas são as 
formulações tradicionais da segunda lei, já bastante estudados em 
cursos secundários e universitários de física. O enunciado de Kel-
vin-Planck está relacionado às máquinas térmicas, e o enunciado de 
Clausius, está relacionado aos refrigeradores e às bombas de calor.
Quando falamos de máquinas térmicas, estamos nos referindo a 
dispositivos mecânicos capazes de converter energia térmica em 
trabalho, normalmente operando em ciclos, tais como motores e 
turbinas.
Segundo Moran et al. (2018), embora o enunciado de Clausius 
esteja mais de acordo com a experiência cotidiana, portanto mais 
fácil de ser aceito, o enunciado de Kelvin-Planck fornece um meio 
mais eficaz, embora mais abstrato, para apresentar deduções que 
surgem da segunda lei, principalmente as que são relacionadas aos 
ciclos termodinâmicos. A seguir são apresentados os conceitos de 
ambos os enunciados e suas principais aplicações.
SAIBA MAIS
63
O enunciado de Clausius, da segunda lei, afirma que é impos-
sível a construção de um dispositivo que sozinho, sem intervenção 
do meio exterior, consiga transferir calor de um corpo para outro de 
temperatura mais elevada.
Perceba que o processo mencionado se refere a um ciclo, e 
que o enunciado de Clausius não sugere a impossibilidade da cons-
trução de um dispositivo funcionando em ciclos que transfira calor 
de um meio mais frio para um meio mais quente, visto que é exa-
tamente isso que as bombas de calor e os refrigeradores fazem. En-
tretanto, quando uma transferência ocorre no sentido mencionado, 
devem existir outros efeitos realizando a transferência de calor, seja 
no sistema, na sua vizinhança ou em ambos.
Dessa forma, o enunciado estabelece muito claramente que 
uma máquina térmica, como um refrigerador, não funciona a me-
nos que seu compressor seja acionado por uma fonte externa de 
energia, como um motor elétrico, por exemplo.
O enunciado de Kelvin-Planck, da segunda lei, afirma o se-
guinte: é impossível a construção de um dispositivo que por si só, 
sem intervenção do meio exterior, consiga transformar integral-
mente em trabalho o calor absorvido de uma fonte a uma dada tem-
peratura uniforme.
Ao que compete o enunciado de Kelvin-Planck, a fonte men-
cionada no enunciado pode ser descrita como um reservatório tér-
mico, um tipo especial de sistema idealizado que sempre permanece 
à temperatura constante, mesmo que seja adicionada ou removida 
energia através de transferência de calor. Assim, podemos reapre-
sentar o enunciado da segunda lei como: é impossível para qualquer 
sistema operar em um ciclo termodinâmico e fornecer uma quan-
tidade líquida de trabalho para a sua vizinhança, enquanto recebe 
energia por transferência de calor de um único reservatório térmico.
Note que o enunciado de Kelvin-Planck não exclui a possibi-
lidade de um sistema desenvolver uma quantidade líquida de tra-
balho a partir de uma transferência de calor extraída de um único 
reservatório. Ele apenas nega essa possibilidade se o sistema per-
correr um ciclo termodinâmico (MORAN et al., 2018).
64
Esse enunciado também se liga ao conceito de eficiência de 
uma máquina térmica que, mesmo sob condições ideais, não conse-
gue converter trabalho útil a totalidade de calor que recebe. Isso faz 
com que o enunciado de Kelvin-Planck seja o critério decisivo para 
se definir que nenhuma máquina térmica pode operar de modo a ter 
uma eficiência de 100%. Os conceitos de ciclos de potência e máqui-
nas térmicas serão vistos mais adiante com maior abrangência.
Reversibilidade de processos
Veremos agora, como distinguir os processos idealizados dos pro-
cessos reais, por meio de fatores chamados de irreversibilidades. 
De acordo com Çengel e Boles (2013), a existência de qualquer um 
desses efeitos leva a um processo irreversível. Entre esses fatores 
destacam-se, por exemplo, o atrito, uma expansão não resistida, 
mistura de dois fluidos, transferência de calor com uma diferença 
de temperatura finita, resistência elétrica e reações químicas, para 
citar apenas alguns. Processos reversíveis não envolvem nenhum 
desses fatores.
Dessa forma, um processo poderá ser chamado de reversí-
vel se tanto o sistema quanto sua vizinhança puderem retornar aos 
seus estados iniciais. Ou seja, um processo reversível é aquele que 
pode ser revertido sem deixar qualquer vestígio no ambiente. Esse é 
um processo idealizado, que não ocorre na natureza, servindo como 
uma mera idealização de um processo real para fins de comparações.
Por sua vez, um processo irreversível ocorre se o sistema e 
todas as partes que compõem sua vizinhança não puderem ser res-
tabelecidos exatamente aos seus respectivos estados iniciais, após o 
processo ter ocorrido. Assim, podemos entender que todos os pro-
cessos reais, que envolvem os efeitos citados, sejam por ocorrên-
cia natural ou a partir de um dispositivo desenvolvido, são de fato 
irreversíveis.
De acordo com Moran et al. (2018), conforme um sistema 
passa por um processo, podem ser encontradas irreversibilidades 
tanto dentro do sistema como em sua vizinhança. Podemos classi-
ficar, então, como irreversibilidades internas aquelas que ocorrem 
65
internamente ao sistema, e como irreversibilidades externas aque-
las que ocorrem na vizinhança, frequentemente na vizinhança 
imediata.
Em qualquer projeto de engenharia, as irreversibilidades são 
toleradas em algum grau em todo tipo de sistema, muito devido à 
otimização do custo e do tempo que poderia ocorrer nas modifica-
ções do projeto, para reduzi-las. Assim, entendemos que o conceito 
de processo está ligado ao grau de proximidade alcançado em rela-
ção ao caso ideal, sem irreversibilidades. 
Por sua vez, quando falamos em redução das irreversibilida-
des, estamos preocupados com a melhora do desempenho termodi-
nâmico no processo analisado, consideradas as condições limitantes 
de custo de operação e da manutenção do projeto.
Processos isentrópicos
Existem duas causas primordiais que podem causar variação na 
entropia de uma massa fixa: elas são a transferência de calor e a 
presença de irreversibilidades. Dessa forma, se o processo for in-
ternamente reversível e adiabático (isolado), a massa não deve va-
riar e sua entropia permanecerá constante. Um processo deste tipo, 
onde a entropia não muda em relação a uma outra propriedade, é 
chamado de processo isentrópico. Nesses casos, ao final de um 
processo, uma substância terá o mesmo valor de entropia inicial, se 
o processo for realizado de forma isentrópica.
Em um diagrama de temperatura e entropia, um processo isentró-
pico é facilmente reconhecido como um segmento de reta vertical. 
Isso ocorre uma vez que não há transferência de calor, logo a área 
sob a trajetória do processo deve ser zero.
SAIBA MAIS
66
Observe no Gráfico 1 que se o estado 1 é fixado pela pressão 
p1 e pela temperatura T1, os estados 2 e 3 são prontamente deter-
minados, desde que uma propriedade adicional, como a pressão 
ou a temperatura, seja especificada. Os valores de diversas outras 
propriedades nos estados 2 e 3 podem ser então lidos diretamente a 
partir das regiões do diagrama a seguir.
Gráfico 1 - Diagramas T–s e h–s mostrando os estados que têm a mesma entropia 
específica.
Fonte: adaptado de MORAN et al. (2018) pelo editorial da Digital Pages (2020).
A operação de muitos sistemas ou dispositivos de engenha-
ria, como bombas, turbinas, bocais e difusores, é essencialmente 
adiabática, e elestêm melhor desempenho quando as irreversibili-
dades, como o atrito associado ao processo, são minimizadas. Nesse 
aspecto, um processo isentrópico pode servir de modelo, em termos 
das comparações de desempenho e eficiência ideais com os proces-
sos reais.
Introdução ao estudo das máquinas 
térmicas
Quando estudamos a segunda lei da termodinâmica, percebemos 
que a conversão de trabalho em outras formas de energia é um pro-
cesso simples e geralmente espontâneo. Isso é fácil de visualizar 
quando pensamos no trabalho mecânico realizado pela hélice sub-
mersa de um barco, convertido inicialmente em energia interna da 
67
porção de água no entorno. Essa energia pode, então, ser extraída da 
água sob a forma de calor, e o resultado imediato será uma mudança 
na temperatura local da água nas vizinhanças da hélice. Contudo, o 
processo inverso não é possível diretamente, isto é, transferir mais 
calor para a água não resultará em uma maior rotação no eixo da 
hélice.
Quando fazemos essa observação, chegamos em uma conclu-
são que ilustra muito apropriadamente o que discutiremos a seguir: 
o trabalho pode ser convertido em calor de forma direta, rápida e 
completa, mas a conversão de calor em trabalho não é imediata ou 
espontânea; é necessário que se utilizem dispositivos especiais cha-
mados na termodinâmica de máquinas térmicas.
As máquinas térmicas constituem a classe de mecanismos que pos-
sui uma série de dispositivos que podem ser diferentes, mas todos 
com características em comum, como o recebimento de calor de 
uma fonte de alta temperatura e a conversão de parte desse calor 
em trabalho, além de operarem seguindo um ciclo.
Para assegurar que o calor que deverá ser convertido em 
trabalho não se dissipe por completo, esses dispositivos utilizam 
geralmente um fluido de trabalho por meio do qual o calor é transfe-
rido enquanto o ciclo é completado. Contudo, Çengel e Boles (2013) 
afirmam que nem todas as máquinas térmicas operam segundo um 
ciclo termodinâmico como as máquinas de combustão interna, as 
turbinas a gás e os motores automotivos. Esses dispositivos operam 
em um ciclo mecânico, mas não em um ciclo termodinâmico, uma 
vez que o fluido de trabalho não passa por um ciclo completo.
SAIBA MAIS
68
A segunda lei aplicada aos ciclos de potência
De acordo com Çengel e Boles (2013), o dispositivo ou instalação que 
melhor se ajusta à definição de máquina térmica é a usina de potên-
cia a vapor, mostrada esquematicamente na Figura 8.
Figura 8 - Representação esquemática de uma usina de potência a vapor.
Fonte: adaptado de ÇENGEL; BOLES (2013, p. 277) pelo editorial Digital Pages (2020).
Essa instalação é chamada também de máquina de combus-
tão externa, uma vez que a combustão ocorre fora da máquina, e a 
energia térmica liberada durante esse processo é transferida para 
o vapor sob a forma de calor. Analisemos agora as grandezas que 
aparecem na figura e seus significados:
Calor de entrada (Qent)
Quantidade de calor fornecida ao vapor na caldeira a partir de uma 
fonte de alta temperatura (também chamada de fornalha).
69
Calor de saída (Qsai)
Quantidade de calor rejeitada pelo vapor no condensador para um 
reservatório de baixa temperatura (como a atmosfera, um rio etc.).
Trabalho de saída (Wsai)
Quantidade de trabalho realizado pelo vapor à medida que se ex-
pande na turbina.
Trabalho de entrada (Went)
Quantidade de trabalho necessário para comprimir a água até a 
pressão da caldeira. 
Pelas descrições das grandezas apresentadas, pode-se ob-
servar que todas são grandezas positivas. Os sentidos de entrada ou 
saída do sistema são indicados pelas setas indicativas do processo 
cíclico. Dessa forma, se quisermos calcular o trabalho líquido no 
ciclo (Wciclo) para uma usina de potência, em kJ, basta calcular-
mos a diferença entre a saída total de trabalho e a entrada total de 
trabalho:
Outra forma de calcularmos o trabalho desenvolvido pela 
usina é considerando os dados de transferência de calor. Embora os 
quatro componentes da usina possuam entrada e saída de massa por 
meio dos tubos de conexão, sendo tratados como subsistemas aber-
tos, nenhuma massa entra ou sai do sistema total, o que indica que 
se trata de um sistema fechado. Observe que qualquer sistema fe-
chado realizando um ciclo conserva a sua energia interna; portanto, 
o trabalho líquido do sistema enquanto percorre um ciclo será igual 
à transferência líquida de calor para o sistema, também medido em 
kJ:
Vejamos, a seguir, o conceito de eficiência térmica aplicado às 
máquinas térmicas e aos ciclos de potência.
70
Limite de eficiência térmica
Na Equação 9, o calor de saída 𝑄sai representa a magnitude da ener-
gia rejeitada para o reservatório térmico a uma temperatura menor 
para completar o ciclo. Como essa quantidade é sempre maior que 
zero, já que nenhuma máquina térmica converterá integralmen-
te todo o calor de entrada em trabalho, o trabalho líquido do ciclo 
sempre será menor que a quantidade de calor fornecida ao sistema.
Dispositivos cíclicos de interesse prático, como máquinas 
térmicas, refrigeradores e bombas de calor, operam entre um meio 
à alta temperatura e um meio à baixa temperatura. Assim, se pen-
samos em um sistema, como a usina simplificada da Figura 8, que 
executa um ciclo enquanto se comunica termicamente com dois re-
servatórios térmicos, um reservatório quente (como uma fornalha) 
e um reservatório frio, podemos medir o desempenho da máquina 
ao relacionarmos a fração do calor fornecido ao sistema, que será 
convertida em trabalho líquido do sistema. Dessa forma, a eficiência 
térmica do ciclo é dada por:
Onde Qent é a quantidade de energia recebida pelo sistema do 
reservatório quente por transferência de calor, e Qsai é a quantida-
de de energia descarregada do sistema para o reservatório frio por 
transferência de calor, conforme discutimos anteriormente.
Repare que se o valor de Qsai fosse zero, o sistema retiraria 
energia Qent do reservatório quente e produziria uma quantida-
de de trabalho igual, enquanto percorresse um ciclo. Nesse caso, a 
eficiência térmica do ciclo corresponderia à unidade (100%), o que 
violaria o enunciado de Kelvin-Planck da segunda lei, não sendo, 
portanto, permitido.
71
Lembrando que o enunciado de Kelvin-Planck limita a eficiência de 
qualquer máquina térmica a qualquer valor inferior a 100%. Na prá-
tica, para uma usina de potência funcionar, o fluido de trabalho deve 
trocar calor com a fornalha e também com o ambiente.
Podemos ver que, em qualquer sistema que executa um ciclo 
de potência enquanto opera entre dois reservatórios, um quente e 
um frio, somente uma parcela do calor de entrada pode ser obtida 
como trabalho, com a quantidade restante de calor (Qsai) devendo 
ser descarregada por transferência de calor para o reservatório frio. 
Desse fato, chegamos à conclusão que a eficiência térmica de um 
dispositivo real, como uma máquina térmica, tem que ser menor do 
que 100%:
Em geral, as eficiências térmicas dos dispositivos produtores 
de trabalho são relativamente baixas. Motores de automóveis (ig-
nição por centelha) comuns têm uma eficiência térmica de cerca de 
25%. Ou seja, um motor de automóvel converte aproximadamen-
te 25% da energia química da gasolina em trabalho mecânico. Esse 
número chega a 40% para os motores a diesel e grandes turbinas a 
gás e a 60% para grandes usinas de potência que combinam gás e 
vapor (ÇENGEL, 2013).
Aspectos da segunda lei para refrigeradores e 
bomba de calor
Da nossa experiência cotidiana, sabemos intuitivamente que os 
processos de transferência de calor acontecem espontaneamente no 
sentido em que a temperatura é decrescente, isto é, dos meios que 
se encontram à alta temperatura para aqueles à baixa temperatura. 
Estudamos este princípio ao discutir os aspectos da lei zero da ter-
modinâmica, sendo a base para os enunciados da segunda lei e suas 
implicações.
DICA
72
Como vimos aqui, o processo inverso de transferência de 
calor não é direto, sendo impossívelde se alcançar naturalmente; 
portanto, é necessário que se utilize um dispositivo apropriado. Os 
dispositivos especiais que trabalham para possibilitar a transferên-
cia de calor de um meio à baixa temperatura para um meio à alta 
temperatura são chamados de refrigeradores. Esses dispositivos 
cíclicos operam utilizando um fluido de trabalho que, no ciclo de re-
frigeração, é chamado de refrigerante.
Aqui, o significado de refrigerante é bem parecido com o das 
bebidas gaseificadas que conhecemos, servindo para refrigerar ou 
“arrefecer” o sistema. Dessa forma, o refrigerante é um fluido (lí-
quido, gás ou mistura bifásica) que auxilia na extração de calor dos 
componentes do ciclo.
De acordo com Çengel e Boles (2013, p. 286), o ciclo de re-
frigeração usado com mais frequência é o ciclo de refrigeração por 
compressão de vapor, que tem quatro componentes principais: um 
compressor, um condensador, uma válvula de expansão e um eva-
porador. Em um refrigerador doméstico, como o ilustrado na Figura 
9, o evaporador se encontra no compartimento do congelador, onde 
o calor do compartimento é removido pelo refrigerante. O conden-
sador, no qual o calor do refrigerante é dissipado para o ar da cozi-
nha, se encontra posicionado na parte traseira do refrigerador.
73
Figura 9 - Representação esquemática de um ciclo de refrigeração para o refrigerador 
doméstico.
Fonte: Shutterstock (2020).
O compressor, localizado na parte mais baixa do refrigera-
dor, tem a função de comprimir o refrigerante em estado de vapor, 
aumentando a pressão do fluido que trocará calor com o ambiente. 
O fluido condensado (estado líquido), agora à baixa pressão, segue 
novamente para o evaporador sendo regulado através da válvula de 
expansão, completando o ciclo.
Segundo Moran et al. (2013), a segunda lei da termodinâmica 
coloca limites no desempenho de ciclos de refrigeração e bombas de 
calor da mesma maneira que o faz para ciclos de potência. De acor-
do com o princípio da conservação de energia, em um sistema que 
74
percorre um ciclo se comunicando termicamente com dois reserva-
tórios, o ciclo descarrega a energia da fonte quente (QA) por trans-
ferência de calor para o reservatório quente, igual à soma da energia 
recebida por transferência de calor do reservatório frio (QB), com a 
entrada líquida de trabalho (Wciclo). Logo:
Dependendo de sua função primária, esse ciclo pode ser um 
ciclo de refrigeração, caso o objetivo seja de remover energia do re-
servatório frio; ou um ciclo de bomba de calor, caso a função seja 
de fornecer energia para o reservatório quente. Conforme assumido 
por Çengel e Boles (2013, p. 287), um refrigerador comum, coloca-
do na janela de uma casa com a porta aberta para o ar frio exterior, 
durante o inverno, funcionará como uma bomba de calor, pois ele 
tentará esfriar o lado de fora, removendo calor do espaço externo 
e descarregando-o dentro da casa, por meio da serpentina traseira 
(condensador).
Como vimos anteriormente, uma medida mais apropriada do 
desempenho para refrigeradores e bombas de calor é o coeficiente 
de desempenho em vez da eficiência térmica. Sendo assim, pode-
mos fazer uma releitura dos coeficientes de desempenho para esses 
dispositivos, utilizando as quantidades de calor extraídas a partir 
das fontes quente ou fria, em cada caso.
O coeficiente de desempenho ou coeficiente de performance 
para um ciclo de refrigeração pode ser escrito por:
Onde QA e QB representam, respectivamente, as magnitudes 
(positivas) do calor rejeitado para o ambiente quente e do calor re-
movido do compartimento refrigerado. Repare que a razão QA/QB 
corresponde a um valor maior que a unidade, uma vez que, em um 
ciclo de refrigeração, o calor extraído da fonte à baixa temperatura 
75
sempre será ordinariamente maior que o calor transferido para o 
reservatório de alta temperatura.
Dessa forma, o coeficiente de desempenho de um refrigera-
dor pode ser maior que a unidade, significando que a quantidade de 
calor removida do espaço refrigerado pode ser maior que a entrada 
de trabalho.
Para uma bomba de calor, o coeficiente de desempenho é 
dado por:
Uma relação entre os coeficientes de performance desses dis-
positivos permite afirmar que, para valores fixos de temperatura:
Ou seja, o coeficiente de desempenho 𝛾 de uma bomba de calor 
sempre será maior que a unidade, uma vez que 𝛽 é uma quantida-
de positiva. Dessa forma, a bomba de calor funcionará, no mínimo, 
como um aquecedor à resistência elétrica, fornecendo tanta energia 
para a casa quanto a bomba de calor pode consumir.
Ciclo de carnot
Até este ponto, concentramos os nossos estudos nas máquinas tér-
micas, que são dispositivos cíclicos que operam realizando trabalho 
a partir de, ou sobre um fluido de trabalho, que retorna ao seu esta-
do inicial após o fim de cada ciclo. Nesses casos, o trabalho líquido e 
a eficiência do ciclo podem ser maximizados com o uso de processos 
reversíveis que exijam o mínimo de trabalho e que resultem no má-
ximo de trabalho.
A maioria dos dispositivos que produzem potência operam 
em ciclos, e o estudo dos ciclos de potência é uma parte importante 
76
da termodinâmica. De acordo com Borgnakke e Sonntag (2013, p. 
385), os ciclos encontrados em dispositivos reais são difíceis de se 
analisar por causa da presença de efeitos complicadores, como atri-
to e a falta de tempo suficiente para o estabelecimento de condições 
de equilíbrio durante o ciclo. Por isso, de acordo com Çengel e Boles 
(2013), “para possibilitar o estudo analítico de um ciclo, temos de 
manter as complexidades em um nível controlável e utilizar algu-
mas idealizações”.
Em muitos casos práticos, a remoção de todas as irreversi-
bilidades e complexidades do ciclo real permite que fiquemos com 
um ciclo que se parece muito com o ciclo real, mas que é formado 
totalmente por processos internamente reversíveis: é o chamado 
ciclo ideal.
Todos os ciclos ideais são internamente reversíveis, mas, ao 
contrário do ciclo de Carnot, eles não são necessariamente exter-
namente reversíveis. Desse modo, eles podem envolver irreversibi-
lidades externas ao sistema, como transferência de calor com uma 
diferença de temperatura finita.
Neste modelo de ciclo idealizado, por estarmos desprezando 
os efeitos de atrito, o fluido de trabalho não sofre quedas de pres-
são ao escoar em tubos ou dispositivos como os trocadores de ca-
lor e, por isso, todos os processos de expansão e compressão são de 
quase-equilíbrio.
Além disso, segundo Çengel e Boles (2013), os tubos que co-
nectam os diversos componentes de um sistema são bem isolados 
e a transferência de calor ao longo deles é desprezível, nos fazen-
do ignorar também as trocas pelas variações das energias cinética 
e potencial do fluido, uma vez que, em dispositivos que envolvem 
trabalho de eixo, como turbinas, compressores e bombas, os termos 
energia cinética e energia potencial normalmente são muito peque-
nos com relação aos outros termos do balanço de energia.
Embora os ciclos reversíveis sejam mais eficientes e apro-
priados em termos de um melhor aproveitamento energético, esses 
ciclos não podem ser realizados na prática porque as irreversibili-
dades associadas a cada processo não podem ser eliminadas. Para 
Çengel e Boles:
77
As máquinas térmicas e os refrigeradores que 
operam em ciclos reversíveis servem como 
modelo com os quais podem ser comparados 
os refrigeradores e máquinas térmicas reais. Os 
ciclos reversíveis também servem como pon-
to de partida para o desenvolvimento de ciclos 
reais e são modificados, conforme necessário, 
para atender a certas exigências (ÇENGEL; BO-
LES, 2013, p. 298).
O ciclo de potência de Carnot
Vamos admitir que uma máquina térmica que opera entre os dois 
reservatórios térmicos dados perfaça um ciclo no qual todos os pro-
cessos são reversíveis. Podemos assumir que, se cada processo é 
reversível, o ciclo é também reversível e, se o ciclo for revertido, o 
motor térmico torna-se um refrigerador.
De acordocom Sonntag (2011), um ciclo que opera segundo 
esses princípios de reversibilidade de processos é chamado de ciclo 
de Carnot, nomeado em homenagem ao engenheiro francês Nicolas 
Léonard Sadi Carnot (1796-1832), que estabeleceu os fundamentos 
da segunda lei da termodinâmica, em 1824. Um exemplo de motor 
térmico que opera segundo o ciclo de Carnot, chamada de máquina 
de Carnot, é demonstrado esquematicamente na Figura 10.
78
Figura 10 - Representação esquemática de um dispositivo que opera um ciclo de 
Carnot.
Fonte: adaptado de SONNTAG (2011, p. 120) pelo editorial Digital Pages (2020).
Em um ciclo de Carnot, o sistema que está executando o ciclo 
passa por quatro processos internamente reversíveis: dois proces-
sos adiabáticos alternados com dois processos isotérmicos. Consi-
deremos um sistema fechado composto por um gás dentro de um 
arranjo cilindro-pistão adiabático. Os processos executados pelo 
ciclo são mostrados no gráfico p-V da Figura 11, no qual as transfe-
rências de calor ocorrem nos sentidos das setas.
79
Figura 11 - Diagrama p-V para um ciclo de Carnot realizado por um gás.
Fonte: adaptado de Shutterstock (2020) pelo editorial Digital Pages (2020).
Podemos identificar que os quatro processos associados ao 
ciclo são:
Expansão isotérmica reversível (processo 1-2)
O gás se encontra inicialmente no estado 1, em que a temperatura 
TA corresponde ao contato do cilindro com o reservatório de alta 
temperatura. O gás, então, se expande isotermicamente à tempe-
ratura TA enquanto recebe energia QA do reservatório quente por 
transferência de calor.
Expansão adiabática reversível (processo 2-3)
No estado 2, o reservatório que estava em contato com o cilindro é 
removido e substituído por um isolamento, de maneira que o sis-
tema se torna adiabático. O gás continua a se expandir lentamente, 
realizando trabalho sobre a vizinhança até que sua temperatura caia 
de TA para TB (estado 3).
80
Compressão isotérmica reversível (processo 3-4)
No estado 3, o isolamento é removido e o conjunto cilindro-pistão é 
colocado em contato com um reservatório à temperatura TB. O gás 
é então comprimido isotermicamente até o seu estado inicial, en-
quanto descarrega a energia QB para o reservatório frio por trans-
ferência de calor.
Compressão adiabática reversível (processo 4-1)
O estado 4 é alcançado quando o reservatório de baixa temperatura 
é removido e o isolamento é recolocado em torno do cilindro com o 
gás sendo comprimido de maneira reversível e voltando ao seu es-
tado inicial (estado 1). Durante esse processo, a temperatura sobe de 
TB para TA em uma compressão adiabática reversível, completando 
o ciclo. 
Para cada um dos quatro processos internamente reversíveis 
do ciclo de Carnot, o trabalho pode ser representado como uma área 
sob a curva do processo, como na Figura 11. As áreas sob as linhas 
dos processos 1-2 e 2-3 representam o trabalho realizado pelo gás 
à medida que ele se expande. Vemos, então que a área sob a curva 
1-2-3 é o trabalho realizado pelo gás durante a parte de expansão 
do ciclo. As áreas sob as linhas do processo isotérmico 3-4 e adiabá-
tico 4-1 correspondem ao trabalho realizado para comprimir o gás 
nesses processos, em que a área sob a curva total 3-4-1 é o trabalho 
realizado sobre o gás durante a parte de compressão do ciclo.
A área sombreada, delimitada pelas linhas no gráfico p-V, 
compreendida pelas curvas do ciclo, corresponde à diferença entre 
as duas áreas e representa o trabalho líquido desenvolvido pelo ci-
clo. Embora os processos em sistemas fechados sejam mais simples 
de se analisar, o ciclo de Carnot não se limita aos processos de siste-
ma fechado que ocorrem em um conjunto cilindro-pistão, podendo 
ser executado também em um sistema com escoamento em regime 
permanente, como nos ciclos de potência a vapor.
A Figura 12 mostra o esquema e o gráfico p-V corresponden-
tes para um ciclo de Carnot executado por água circulando em re-
gime permanente através de quatro componentes interligados, que 
81
têm características em comum com uma instalação de potência a 
vapor simples.
Figura 12 - Ciclo de potência a vapor de Carnot.
Fonte: Moran et al. (2013, p. 205) adaptado pelo editorial Digital Pages (2020).
Vamos analisar os processos que ocorrem ao longo desse ci-
clo, com base nas explicações de Moran et al. (2013). Inicialmente, 
à medida que a água flui através da caldeira (processo 4-1), uma 
mudança de fase de líquido para vapor na temperatura constante 
TA ocorre como resultado da transferência de calor do reservatório 
quente. Como a temperatura permanece constante durante a mu-
dança de fase, a pressão também se mantém constante. Em segui-
da, o vapor d’água que deixa a caldeira se expande adiabaticamente 
através da turbina (processo 1-2), onde é produzida uma quantida-
de de trabalho de saída.
Na sequência desse segundo processo, a temperatura decres-
ce até a temperatura TB do reservatório frio e ocorre um decréscimo 
equivalente na pressão. À medida que o vapor d’água passa através 
do condensador (processo 2-3), ocorre uma transferência de calor 
para o reservatório frio, e parte do vapor d’água condensa à tempe-
ratura constante TB.
Como a temperatura permanece constante, a pressão tam-
bém permanece constante enquanto a água passa através do con-
densador. O quarto componente é uma bomba ou compressor, 
que recebe uma mistura bifásica de líquido-vapor do condensador 
82
(processo 3-4) e a faz retornar adiabaticamente ao estado na en-
trada da caldeira (processo 4-1). Durante esse processo, que requer 
fornecimento de trabalho à bomba para elevar a pressão, a tempe-
ratura aumenta de TB para TA.
Conforme explica Çengel e Boles:
O ciclo de Carnot, por ser um ciclo reversível, 
é o mais eficiente a operar entre dois limites 
de temperatura especificados. Ainda que esse 
ciclo não possa ser executado na realidade, a 
eficiência dos ciclos reais pode ser melhora-
da com a tentativa de fazê-los se aproximar o 
máximo possível do ciclo de Carnot (ÇENGEL; 
BOLES, 2013, p. 299).
Os princípios de Carnot
Os limites impostos à operação dos dispositivos cíclicos pelos enun-
ciados da segunda lei exprimem explicitamente as impossibilidades 
de uma máquina térmica operar trocando calor com um único reser-
vatório, assim como um refrigerador não pode operar sem forneci-
mento líquido de energia de uma fonte externa. Esses enunciados 
são válidos para as medidas de eficiência e desempenho dos ciclos 
reversíveis, isto é, quando não existem irreversibilidades dentro do 
sistema à medida que ele percorre o ciclo, e irreversíveis, quando as 
transferências de calor entre o sistema e os reservatórios ocorrem 
com algumas perdas.
As duas conclusões principais referentes à eficiência das má-
quinas térmicas reversíveis e irreversíveis obtidas a partir desses 
enunciados da segunda lei conduzem aos chamados princípios ou 
corolários de Carnot, que postula que a eficiência térmica de um 
ciclo de potência irreversível é sempre menor do que a eficiência 
térmica de um ciclo de potência reversível operando entre os dois 
reservatórios térmicos.
Sendo assim, a ideia básica do primeiro princípio de Car-
not segue as conclusões obtidas com base na discussão da segun-
da lei até agora, em que a presença de irreversibilidades durante a 
83
execução de um ciclo certamente alterará o seu desempenho. Po-
demos imaginar que, se dois sistemas operando entre os mesmos 
reservatórios recebem cada um a mesma quantidade de energia de 
uma fonte de alta temperatura, e um deles executa um ciclo rever-
sível enquanto o outro executa um ciclo irreversível, é intuitivo que 
o trabalho líquido desenvolvido pelo ciclo irreversível será menor, 
fazendo com que o ciclo irreversível apresente uma menor eficiên-
cia térmica.
O segundo princípio de Carnot refere-se apenas a ciclos re-
versíveis, e nele é afirmado que todos os processos de um ciclo re-
versível são executados perfeitamente. Dessa maneira, segundo 
Moran e colaboradores (2013,p. 205), se dois ciclos reversíveis ope-
rando entre os mesmos reservatórios recebessem cada um a mesma 
quantidade de energia de um único reservatório, mas um deles pu-
desse produzir mais trabalho do que o outro, o resultado certamen-
te seria mais vantajoso para a substância que compõe o sistema ou 
para a série de processos que compõem o ciclo.
Sendo assim, poderíamos ter uma máquina que produz uma 
quantidade líquida de trabalho enquanto troca calor com um único 
reservatório, o que claramente constitui em uma violação da se-
gunda lei da termodinâmica. Esse segundo princípio nega ambas as 
possibilidades e indica que os ciclos ou máquinas térmicas reversí-
veis operando entre os mesmos reservatórios precisam ter a mesma 
eficiência, independentemente de como o ciclo é executado ou do 
tipo de fluido de trabalho utilizado.
Eficiência em um ciclo de Carnot
De acordo com Moran et al. (2013), podemos desenvolver expressões 
para a eficiência térmica máxima dos ciclos de potência e para os 
coeficientes de desempenho máximos dos ciclos de refrigeração e 
bomba de calor em termos das temperaturas dos reservatórios ava-
liadas na escala Kelvin. Essas expressões são usadas como padrão 
de comparação para ciclos reais de potência, refrigeração e bomba 
de calor.
84
A partir da Equação 15, estabelecemos uma relação para a 
eficiência térmica de um sistema ou máquina térmica que percorre 
um ciclo de potência reversível, enquanto opera entre reservatórios 
térmicos a temperaturas alta TA e baixa TB. Esse sistema hipotéti-
co que opera no ciclo reversível de Carnot é chamado de máquina 
térmica de Carnot, e sua eficiência, conhecida como eficiência de 
Carnot, é dada por:
Onde as temperaturas devem ser consideradas nas escalas 
absolutas Rankine ou Kelvin.
Recordando-se dos dois corolários de Carnot, deve ficar evi-
dente que a eficiência dada pela Equação 15 é a eficiência térmica 
de todos os ciclos de potência reversíveis, que operam entre dois 
reservatórios a temperaturas TA e TB, correspondendo à eficiência 
máxima que qualquer ciclo de potência pode ter enquanto operar 
entre os dois reservatórios.
Todas as máquinas térmicas irreversíveis (ou seja, reais) 
que operam entre esses limites de temperatura superior e inferior 
apresentam uma eficiência menor. Uma máquina térmica real não 
atinge esse valor máximo de eficiência teórica porque é impossível 
eliminar completamente todas as irreversibilidades relacionadas ao 
ciclo real. Assim, esse valor só pode ser menor, ou no máximo igual 
à eficiência, no caso reversível. Por inspeção, o valor da eficiência de 
Carnot aumenta à medida que TA se eleva ou TB é reduzida.
Ainda de acordo com Moran et al. (2013), os ciclos conven-
cionais de produção de potência têm eficiência térmica variando 
até cerca de 40%. Esse valor pode parecer pouco se compararmos 
com o desempenho máximo de um ciclo real (100%); entretanto, 
quando o desempenho das máquinas térmicas reais é avaliado, a 
eficiência não deve ser comparada a 100%. Em vez disso, segundo 
Çengel e Boles (2013), essa eficiência deve ser comparada à de uma 
85
máquina térmica reversível que operaria entre os mesmos limites 
de temperatura, porque esse é o verdadeiro limite teórico superior 
da eficiência.
Por consequência, pode-se concluir que a eficiência térmi-
ca de máquinas reais pode ser maximizada com o fornecimento de 
calor à temperatura mais alta possível (obviamente limitada pelos 
valores de resistência térmica do material) e com a rejeição de calor 
da máquina à temperatura mais baixa possível (limitada pela tem-
peratura de resfriamento do meio, como nos rios, lagos ou a própria 
atmosfera).
Ciclos de refrigeração e bomba de calor de Carnot
Podemos, também, relacionar os parâmetros de desempenho dos 
ciclos de refrigeração e bomba de calor reversíveis operando entre 
dois reservatórios térmicos. A diferença principal é que, para eles, 
QB representa o calor adicionado ao ciclo através do reservatório 
frio à temperatura TB na escala Kelvin e QA é o calor descarregado 
para o reservatório quente à temperatura TA.
Utilizando a Equação 16, essas conclusões resultam na ex-
pressão para o coeficiente de desempenho de qualquer sistema que 
percorre um ciclo de refrigeração reversível enquanto opera entre os 
dois reservatórios:
De maneira similar, a substituição da relação de tempera-
turas dos reservatórios na Equação 16 fornece a expressão para o 
coeficiente de desempenho de qualquer sistema que percorre um 
ciclo de bomba de calor reversível, enquanto opera entre os dois 
reservatórios:
86
Segue-se, assim, da discussão anterior, que as equações 16 e 
17 são os coeficientes de desempenho máximos que quaisquer ciclos 
de refrigeração e bomba de calor podem possuir enquanto operarem 
entre os reservatórios a temperaturas TA e TB. Como no caso da efi-
ciência de Carnot, essas expressões podem ser usadas como padrão 
de comparação para refrigeradores e bombas de calor reais.
Contudo, qualquer que seja o tipo de dispositivo ou subs-
tância de trabalho utilizada, o ciclo de Carnot sempre apresenta os 
mesmos quatro processos internamente reversíveis, nos quais a 
eficiência térmica e os coeficientes de desempenho do ciclo de po-
tência de Carnot são sempre dados em termos das temperaturas 
avaliadas na escala Kelvin ou Rankine.
Neste material exploramos o conceito de energia e suas aplicações, 
previstas nas relações entre as formas de energia e suas interações 
com um sistema. Estudamos o princípio de conservação da energia 
aplicado aos sistemas termodinâmicos, apresentando os conceitos 
de energia total e energia interna e as diversas formas de interações 
de energia por calor e trabalho.
Falamos sobre alguns tipos de trabalhos mecânicos e definimos as 
taxas de transferência de calor, aplicando esses conceitos nos ba-
lanços de energia definidos pela primeira lei. Estudamos, também, 
alguns tipos de diagramas de fases para substâncias puras. Anali-
samos os conceitos de transformações de fases ao considerar as re-
lações das propriedades analisadas no diagrama em função de uma 
outra propriedade mantida fixa. Estudamos como as substâncias 
líquidas ou em forma de vapor se comportam para cada tipo de am-
biente, em diferentes temperaturas ou pressões.
SINTETIZANDO
87
No tópico sobre a segunda lei da termodinâmica confirmamos os 
enunciados de Clausius e de Kelvin-Planck, caracterizando o con-
ceito de irreversibilidades em um sistema, associando sua existên-
cia aos processos reais, além do que analisamos a segunda lei da 
termodinâmica do ponto de vista das máquinas térmicas ou dos ci-
clos de geração de potência. 
Vimos os parâmetros de eficiência térmica e desempenho dos ciclos 
de refrigeração e bomba de calor quando analisamos um exemplo 
das trocas térmicas entre os dispositivos de um refrigerador ope-
rando em ciclos. No tópico Ciclo de Carnot, demos início à discussão 
dos ciclos ideais, estudando o ciclo de Carnot e os seus processos. 
Definimos em relação ao parâmetro de eficiência térmica. 
88
UN
ID
AD
E
3
Objetivos
1. Aprender sobre os gases e seus estados; 
2. Entender e solucionar equações de estado;
3. Aprender sobre os gases ideais e gases reais.
90
Introdução
Olá, estudante!
Nesta etapa de estudos, falaremos sobre os gases, que têm bastante 
importância para a continuidade da vida no planeta e o desenvolvi-
mento de novas ciências, considerando seu comportamento e va-
riáveis de estado, aspectos importantes para aprofundar o estudo 
dos conceitos que regem esta disciplina.
É importante destacar que o estudo desses fenômenos resul-
tou na tecnologia que temos na atualidade, a qual é empregada nas 
indústrias de transformação, de transportes, do meio ambiente etc.; 
ou seja, eles estão presentes em simples atividades do dia a dia e, 
por isso, o conhecimento a respeito deles se torna tão importante.
Prontos para mais essa jornada? Vamos juntos!
91
Gases
O estudo dos gases é um fenômeno de grande relevância no desen-
volvimentocientífico, já que nos leva a compreender fatos corri-
queiros do nosso cotidiano, como uma simples subida de um balão; 
os gases refrigerantes que promovem o funcionamento do ar-con-
dicionado; eventos que contribuem para o aumento da poluição, 
como a combustão do motor, a qual possibilita o movimento de um 
automóvel; entre outras situações que têm os gases como elemento 
transformador e gerador de um determinado funcionamento.
Algumas reações físico-químicas são importantes para a 
perpetuação da vida na Terra, tais como as trocas gasosas que ocor-
rem pela fotossíntese das plantas, árvores e algas. Este é o processo 
de maior relevância quanto à transformação de energia na biosfera.
As características dos gases dependem de suas propriedades 
organolépticas, bem como do grau de dispersão de suas moléculas. 
Desse modo, é imprescindível a compreensão do comportamento 
de sua estrutura física, propriedades e variáveis, que podem sofrer 
influências diversas.
Atualmente, os pesquisadores têm se dedicado ao estudo 
dos compostos gasosos, do qual muitos avanços importantes para 
a manutenção do planeta decorrem. Tais pesquisas tornaram pos-
sível compreender, especialmente, situações ligadas à geração da 
chuva ácida, ao efeito estufa, à poluição atmosférica, entre outras 
ocorrências que afetam diretamente o equilíbrio da Terra. Com tais 
descobertas, é possível minimizar esses impactos e encontrar ferra-
mentas para evitá-los.
Segundo a física, o gás é um estado adquirido pela matéria; 
não possui volume e forma definidos. Em suma, é um conjunto de 
partículas que pode ser formado por átomos, moléculas, elétrons, 
entre outros elementos. Tem a movimentação aleatória como prin-
cipal característica, isto é, um estado de desordem que ocorre pelo 
deslocamento independente de cada partícula. É importante desta-
car que, neste estado, há mínima interação entre suas partículas.
92
Figura 1. Movimentação e desordem molecular.
Fonte: FONSECA (2013, p. 15), adaptado pelo Editorial Digital Pages (2020).
A desordem e o movimento aleatório das partículas provocam 
o choque entre moléculas, ocorrendo o que chamamos de pressão, 
que pode resultar da força por uma determinada unidade de área. 
O simples aquecimento das moléculas aumenta a velocidade des-
tes movimentos, que, consequentemente, aumentam sua energia 
cinética.
Outros fatores que podem ser observados são a expansibili-
dade e a compressibilidade, ou seja, a capacidade que as moléculas 
possuem de ocuparem o espaço/recipiente em que estão. É impor-
tante saber que os gases, quando não estão alojados em determina-
do reservatório, não possuem volume nem forma constantes.
A energia cinética está diretamente relacionada aos movimentos 
dos corpos, ao passo que o resultado está inteiramente ligado aos 
valores de massa e velocidade. Tem como unidade internacional de 
medida o Joule (J), em homenagem ao cientista inglês James Pres-
cott Joule. Agora, calculemos, por exemplo, a energia cinética de um 
corredor com massa de 80 kg a uma velocidade de 17 m/s:
EXEMPLO
93
Considerando a densidade dos gases, é importante salientar 
que ela é menor que a densidade de sólidos e líquidos. Outra carac-
terística importante dos gases é a dilatabilidade, que varia de acor-
do com a temperatura a qual estão expostos.
Além disso, eles também têm a capacidade de se misturar 
com outros gases; como exemplo, podemos citar o ar que respi-
ramos, que tem aproximadamente 21% de oxigênio (O2), 78% de 
nitrogênio (N2) e 1% de outros gases (argônio, dióxido de carbono, 
hélio, hidrogênio, neônio, criptônio e xenônio) em sua composição. 
Para um estudo mais aprofundado dos gases, é preciso con-
siderar a pressão, a temperatura e o volume, como veremos mais 
adiante.
Estado dos gases
Todo gás exerce uma pressão, ocupando um certo volume a uma de-
terminada temperatura. A estes valores de pressão, volume e tem-
peratura, atribuímos o nome estado de um gás. Por esses valores 
não serem constantes, podemos afirmar que essas variáveis, que 
chamamos de estado de um gás, interferem diretamente em suas 
propriedades e comportamento.
Logo, em um determinado processo, se uma massa de gás 
estiver num recipiente com capacidade para 10 litros, exercendo 
pressão de 5 atmosferas a uma temperatura de 25°C, essas quantias 
corresponderão aos valores do estado do gás naquele momento.
94
Vejamos, a seguir, um pouco sobre a interferência e impor-
tância de cada uma delas:
Pressão
A pressão pode ser definida como a força que exercemos em direção 
perpendicular sobre determinada superfície em relação à sua área. 
Para a aplicação deste conceito no âmbito dos gases, pode-se afir-
mar que ele ocorre pelos movimentos que geram pressão nas pare-
des de dado recipiente.
A pressão que inicialmente consideramos para o estudo dos 
gases é a pressão atmosférica, que tem origem justamente na 
mistura de diversos gases no meio ambiente. Ela foi medida pela 
primeira vez, em 1643, por Evangelista Torricelli (1608-1647), 
cientista italiano que procedeu às medições por meio do uso do ba-
rômetro de mercúrio.
Em seu experimento, ele encheu um tubo de vidro de um me-
tro com mercúrio (Hg) e o colocou em um recipiente que também 
continha mercúrio. Ao fazer isso, Torricelli observou que o mercúrio 
do tubo desceu até determinada altura e, com isso, pôde estabelecer 
que, ao nível do mar, o nível do mercúrio do tubo também se estabi-
lizava em 76 cm (760 mm). A partir deste estudo, convencionou-se 
que a pressão atmosférica é de 760 mmHg ao nível do mar.
Atualmente, a unidade do Sistema Internacional de Unidades 
(SI) considerada para a pressão é o Pascal (Pa = N/m2), mas outras 
unidades também são consideradas, como a atm e a TORR. Na Tabe-
la 1, podemos visualizar a relação entre estas unidades.
Tabela 1. Equivalência das unidades de pressão.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
95
A pressão é determinada por meio da equação:
p = F/A
em que: p = pressão
(Pa); F = força exercida (N) 
A = área (m²).
Qual a pressão exercida por um cofre com massa igual a 100 Kg, 
considerando que ele está sobre uma área de 170 cm², levando em 
conta, ainda, a gravidade de 10 m/s²?
Considerando que, para resolver a equação, precisamos colocar to-
dos os valores na mesma escala do Sistema Internacional de Uni-
dades (SI), teremos que transformar a área, a qual está em cm², 
para m²; para que isso ocorra, dividimos seu valor de 170 pelo fator 
(10²)², chegando ao resultado de 0,017 m².
Substituindo-o na equação da pressão, temos, portanto:
Volume
Denominamos volume de um gás o espaço por ele ocupado dentro 
de determinado recipiente.
EXEMPLO
96
Para a medição de volume dos gases, medimos a ocupação do 
recipiente que está condicionando o produto, visto que o gás tem 
grande capacidade de expansibilidade.
Para proceder ao cálculo do volume parcial de determinado 
gás, podemos considerar algumas variáveis:
 • quantidade de matéria do gás;
 • quantidade de matéria da mistura gasosa;
 • pressão total da mistura;
 • volume total da mistura;
 • fração em quantidade de matéria;
 • temperatura da mistura em Kelvin.
No SI, o volume é considerado por metro cúbico (m³). Porém, 
na química, o litro (L) é mais costumeiramente utilizado.
Na Tabela 2, podemos observar algumas relações usadas para 
volume:
Tabela 2. Equivalências de unidades de volume.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
97
Temperatura
Na medição de temperatura, a agitação das moléculas do gás é 
observada. A velocidade dessas moléculas é diretamente propor-
cional à temperatura, ou seja, quanto maior a velocidade, maior a 
temperatura.
O equipamento que utilizamos para medir a temperatura é 
chamado de termômetro, que, geralmente, é de mercúrio. Ele pos-
sui uma gradação de escalas para que possamos observar a variação 
de temperatura, a qual é medida pelo deslocamento do mercúrio lí-
quido dentro do tubo, que é provocado por sua dilatação quando há 
o aumento da temperatura. 
Para realizar esta medição, noSI, é considerado o Kelvin (K), 
que também chamamos de escala absoluta. Entretanto, no Brasil, 
utilizamos a escala de graus Celsius (ºC) e, em outros países, ha-
bitualmente é utilizada a escala Fahrenheit (°F). Nessa relação, é 
postulado que 0°C equivale a 273 K, e 100 °C correspondem a 373K, o 
que significa afirmar que, para a conversão de grau Celsius em Kel-
vin, será considerada a soma TK = T°C + 273.
Equação de estado
No século XVII, diversos cientistas fizeram estudos a fim de respon-
der questões a respeito das singularidades das transformações dos 
gases; os pesquisadores de maior representatividade nesse âmbi-
to foram Torricelli, Robert Boyle, Mariotte e Guericke. A dinâmica 
dessas investigações consistia em manipular uma das variáveis e 
observar como as demais se comportavam.
As transformações gasosas são fenômenos que podem ser 
observados ou medidos quando os valores das variáveis de estado 
de determinado gás ideal sofrem alteração; quando isso ocorre, di-
zemos que o gás sofreu uma mudança gasosa. Salientamos que o 
ambiente onde o gás é submetido ao estudo é uma forma de obser-
var como as variáveis de estado (volume, pressão e temperatura) se 
relacionam. Este procedimento visa manter uma das variáveis em 
estado constante, para que se possa observar a variância das demais.
98
Podemos observar as variações da seguinte forma:
 • caso a temperatura permaneça inalterada – transformação 
isotérmica;
 • caso a pressão permaneça inalterada – transformação 
isobárica;
 • caso o volume permaneça inalterado – transformação 
isovolumétrica. 
Para prosseguir com o estudo de cada transformação, relem-
bremos a Lei Geral dos Gases Perfeitos, que postula que uma massa 
de gás inicialmente determinada pelas variáveis de estado p1, V1 e 
T1, ao sofrer uma alteração gasosa, passa a possuir as variáveis de 
estado p2,V2 e T2, que irão caracterizar seu estado final. 
Essas variáveis se relacionam da seguinte maneira:
Transformação isotérmica ou lei de 
Boyle-Mariotte
A origem da palavra isotérmica vem da Grécia, em que o prefixo iso 
indica igualdade e thermo, temperatura; logo, essa transformação 
gasosa tem como característica a temperatura constante, ao con-
trário das demais variáveis (pressão e volume), que sofrem mudan-
ça durante o processo.
Os precursores no estudo da variação isotérmica foram os 
cientistas Robert Boyle (1627-1691) e Edme Mariotte (1620-1684), 
que deram seus nomes à lei de Boyle-Mariotte, a qual postula que, 
mantendo-se a temperatura constante, a massa de determinado 
gás ocupará um volume inversamente proporcional à sua pressão. 
Em outras palavras, se procedermos com o aumento da pressão so-
bre o gás, seu volume diminuirá.
99
Figura 2. Transformação isotérmica
Fonte: FONSECA (2013, p. 18), adaptado pelo Editorial Digital Pages (2020).
Denominamos transformação isotérmica de um gás a mu-
dança na pressão e no volume a partir do estado inicial 1 para o es-
tado final 2 e, em seguida, fixamos sua temperatura, tornando-a 
constante entre os dois estados.
Observemos que as duas grandezas são inversamente pro-
porcionais quando seu produto origina uma constante. Vejamos:
Em que:
p1 = Pressão inicial; 
V1 = Volume inicial;
p2 = Pressão final; 
V2 = Volume final.
Tabela 3. Transformação isotérmica (pressão e volume).
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
100
Graficamente, podemos observar que a Tabela 3 representa 
a transformação isotérmica. Seu comportamento pode ser visto no 
Gráfico 1, chamado de isoterma.
Gráfico 1. Curva isoterma.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Determinada massa de gás H2 (hidrogênio) ocupa um volume de 
0,760 L, submetido a uma pressão de 125 mmHg em dada tempera-
tura. Qual é o volume de ocupação da massa de H2, considerando a 
mesma temperatura sob uma pressão de 0,100 atm?
Para resolvermos essa problemática, precisamos, primeira-
mente, transformar as unidades de pressão para atm, por meio da 
regra de três:
EXEMPLO
101
Resolvendo a fórmula, obteremos:
Transformação isobárica
Isobárico é um termo de origem grega formado pelo prefixo iso, que 
significa igual, e baros, que significa pressão, denotando uma trans-
formação gasosa que tem como variável constante a pressão, en-
quanto outras variáveis (temperatura e volume) sofrem alteração.
Os estudiosos da transformação isobárica foram os cientis-
tas Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) e Jacques Alexandre Cesar 
Charles (1746-1823). Por volta do ano 1808, Gay-Lussac deu início à 
pesquisa ao trabalhar sobre o conceito de atmosfera superior com a 
utilização de balões, estudando as propriedades e o comportamen-
to dos gases. Também fez experimentos a respeito da eletrólise da 
água, acreditando que tinha descoberto a composição química deste 
elemento.
Figura 3. Comportamento da pressão.
Fonte: FONSECA (2013, p. 20), adaptado pelo Editorial Digital Pages.
A Figura 3 mostra o comportamento da pressão em duas si-
tuações. Na situação A, a garrafa é mergulhada em água quente, 
102
gerando o aumento do volume do gás dentro da garrafa, o que enche 
o balão. Já na situação B, a garrafa é colocada em água fria, fazendo 
com que a pressão da garrafa diminua e, por consequência, esvazie 
o balão.
Podemos observar na Figura 4 que, ao manter a massa de gás 
e de pressão constantes, o volume ocupado pelo gás será direta-
mente proporcional à sua temperatura absoluta.
Figura 4. Transformação isobárica.
Fonte: FONSECA (2013, p. 20), adaptado pelo editorial Digital Pages (2020)
Desse modo, a lei chamada de primeira lei de Charles e Gay-
-Lussac descreve que, se a pressão se mantiver constante, a massa 
de determinado gás ocupará um volume diretamente proporcional 
à sua temperatura termodinâmica. A partir dessa definição, pode-
mos concluir que, ocorrendo o aumento da temperatura, o volume 
que o gás ocupa também aumentará, expandindo-o. Considerando 
o inverso, com a redução da temperatura, o gás irá se contrair, di-
minuindo, assim, o volume. 
Salientemos que as relações descritas nas transformações 
gasosas estudadas são verdadeiras apenas quando a temperatura 
termodinâmica é considerada, ou seja, a temperatura na escala Kel-
vin. Observemos:
103
Em que:
V1 = Volume inicial;
T1 = Temperatura inicial;
V2 = Volume final;
T2 = Temperatura final.
Consideremos, por exemplo a massa fixa de um gás num re-
cipiente fechado a uma temperatura de 100 K e volume V. Caso haja 
o aumento da temperatura para 200 K, ou seja, caso seu valor dobre, 
o volume também dobrará, chegando a 2V.
Transcrevendo os dados das transformações isobáricas para 
um plano cartesiano que relaciona as variáveis de pressão e volume, 
chegaremos a uma reta, assim como mostra o Gráfico 2.
Gráfico 2 - Transformação isobárica.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
104
Vejamos um exemplo prático: um gás no estado inicial (1) apresenta 
volume de 14 L a uma pressão de 5 atm e uma temperatura de 300 
K. Determinemos o volume do gás em um estado final (2) para uma 
temperatura que seja o dobro da pressão constante.
Diante disso, realizaremos o cálculo da seguinte forma:
V1 = 14 L 
T1 = 300 K 
V2 = ?
T2 = 600 K
Transformação isocórica ou isovolumétrica
O termo isocórica também vem do grego iso, que significa igual, 
e coros, que significa volume. Por conseguinte, o termo isocórica 
faz referência a uma transformação gasosa que ocorre em volume 
constante, enquanto as demais variáveis (temperatura e pressão) 
sofrem variação.
A segunda lei de Charles e Gay-Lussac afirma que, com o vo-
lume constante, a pressão exercida pela massa de determinado gás 
é diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica; em 
outras palavras, podemos considerar que, se ocorrer um aumento 
EXEMPLO
105
na temperatura do sistema, a pressão exercida pelo gás também au-
mentará. Observe a Figura 5.
Figura 5. Transformação isocórica.
Fonte: FONSECA (2013, p. 24) adaptado pelo Editorial Digital Pages (2020).
Considerando as variáveis matemáticas, temos:
Em que:
p1 = Pressãoinicial;
T1 = Temperatura inicial;
p2 = Pressão final;
T2 = Temperatura final.
Dessa maneira, assim como ocorre no caso das transforma-
ções isobáricas, a subordinação entre a pressão e a temperatura 
sempre será uma reta nas representações gráficas das transforma-
ções isocóricas.
106
Gráfico 3 - Gráfico de transformação isocórica ou isovolumétrica.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Podemos observar esta constante ao dividir o valor da pres-
são pela respectiva temperatura termodinâmica, encontrando sem-
pre um valor constante:
3/100 = 0,03
6/200 = 0,03
9/300 = 0,03
12/400 = 0,03
Um motorista decidiu viajar e, para tanto, calibrou os pneus do seu 
carro com 2 atm de pressão. A temperatura era de, aproximadamen-
te, 27°C no momento do procedimento. Quando chegou ao destino 
da viagem, fez novamente a medição da pressão dos pneus e en-
controu 2,2 atm de pressão. Se desprezarmos a variação do volume, 
EXEMPLO
107
qual seria a temperatura, em graus Celcius, do pneu no momento da 
chegada?
Para realizar esse cálculo, consideremos os seguintes valores:
p1 = 2 atm;
T1 = 27 °C, que deve ser convertido para K, logo: 27 + 273 = 300 K;
p2 = 2,2 atm;
T2 = ?
Transformações gerais dos gases
As transformações gerais dos gases são as transformações em que 
todas as variáveis de estado (T, p e V ) sofrem mudanças em seus 
valores simultaneamente. Combinando as três equações anteriores, 
será dada uma expressão que relaciona integralmente as variáveis 
de estado neste tipo de transformação. Tal equação é conhecida 
como a equação geral dos gases e está representada abaixo:
108
Em que:
p1 = Pressão inicial;
V1 = Volume inicial;
T1 = Temperatura inicial;
p2 = Pressão final;
V2 = Volume final;
T2 = Temperatura final.
Em um gás perfeito de volume de 10 L, foi observado o aumento da 
pressão de 1 para 2 atm. Também constatamos o aumento da tem-
peratura de -73 °C para 127 °C. Qual é o volume final apresentado 
pelo gás?
Considerando que, para resolver a equação, temos que converter as 
temperaturas em Kelvin (K), façamos as seguintes operações:
T(K) = T(C°) + 273 T(K) = -73 + 273 T(K) = 200 K
T(K) = T(C°) + 273 T(K) = 127 + 273 T(K) = 400 K
Resolvendo a equação:
A partir disso podemos, então, observar as variáveis de estado.
EXEMPLO
109
Gases ideais e gases reais
No universo em que vivemos, não é possível estabelecer um proces-
so sobre condições ideais, uma vez que as variáveis utilizadas para 
estudo podem sofrer alterações. Situações como dilatação, contra-
ção, expansibilidade e reações endotérmicas e exotérmicas contri-
buem para que a condição ideal não seja plenamente estabelecida. 
No caso do gás real, todas essas variáveis apresentam carac-
terísticas que podem afetar o processo; elas são adicionadas aos cál-
culos, tornando possível uma aproximação das situações reais, no 
caso da otimização de um processo, ou até mesmo na determinação 
de um critério de decisão envolvendo alternativas a partir das con-
dições impostas. Nesse sentido, vejamos os tópicos a seguir.
Gás ideal
Os gases são altamente complexos e possuem uma infinidade de 
moléculas energéticas de gás que podem colidir, possibilitando 
uma grande interação. É importante reafirmar que as variáveis de 
temperatura, pressão e densidade são conhecidas como variáveis 
de estado. A dificuldade em descrever um gás real está na questão 
hipotética da existência de um gás ideal, o qual também apresenta 
algumas regras para classificação:
1. É importante observar que, nos gases ideais, suas moléculas 
não se atraem nem se repelem. Ocorre apenas um tipo de in-
teração entre as moléculas de um gás ideal: a colisão elásti-
ca no impacto entre elas ou contra o recipiente em que estão 
contidas.
2. As moléculas de gás ideal não preenchem nenhum volume. O 
gás tem a característica de ocupar um volume, pois suas mo-
léculas têm a capacidade de se expandir em grande proporção 
no espaço, entretanto, as moléculas de gás ideal são pontuais, 
ou seja, não têm a capacidade de ocupar determinado volume.
Conceituar o gás ideal é muito útil para as mais diversas pes-
quisas e estudos a respeito do tema. Sabemos que é utópico afirmar 
110
que existe a possibilidade de um gás ideal existir, pois não encontra-
mos na natureza nenhum com tais características; porém, conside-
rando as temperaturas que se aproximam da temperatura ambiente 
e as pressões que também estão próximas da pressão atmosférica, 
muitos gases essenciais têm características praticamente ideais. 
Esta lei é a combinação das leis de Boyle, de Charles, de Gay-Lussac 
e Avogadro.
A lei de Boyle foi formulada por Robert Boyle (1627-1691), químico 
irlandês que descreveu a desenvoltura do gás ideal quando sua tem-
peratura se mantém constante (transformação isotérmica).
A lei de Avogadro, formulada por Amedeo Avogadro (1776-1856), 
em 1811, considera que volumes iguais de dois gases quaisquer nas 
mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo nú-
mero de mols de moléculas de gás. Sua representação é NA (ou L). O 
número de Avogadro é 6,022 · 1023 mol-1, e sua equação matemática 
é:
Em que:
V = volume;
n = quantidade de substâncias do gás;
k = constante de proporcionalidade.
Podemos afirmar que um gás ideal tem como base de funda-
mentação a cinética dos gases, isto é, a composição de quantida-
de numerosa de pequenas partículas, que chamamos de moléculas, 
de movimentação rápida e aleatória, nas quais podem ocorrer co-
lisões elásticas, de maneira que não se perdem quantitativamente 
SAIBA MAIS
111
aos movimentos; além disso, as moléculas são ínfimas em relação à 
ação das forças de atração. 
Ainda que a lei dos gases tenha sido deduzida para os gases 
ideais, ela descreve, quase perfeitamente, como a atmosfera, que é 
uma junção de diversos gases, se comporta. Salientamos que, caso 
ocorram diferenças de pressão ou temperaturas muito baixas, po-
demos constatar que haverá um distanciamento da lei dos gases 
ideais.
Após muito estudo e pesquisa, a lei dos gases foi expressa da 
seguinte maneira:
Em que p, ρ e T são, respectivamente, pressão, densidade e 
temperatura absoluta. O R representa a constante do gás para o ar 
seco (sem vapor d’água). 
Já na equação abaixo, podemos observar o enquadramento da 
modificação para o cálculo, considerando o ar úmido:
A lei dos gases endossa que a pressão exercida por um gás é 
proporcional à sua densidade e temperatura absoluta. Nesse sen-
tido, um aumento na temperatura ou na densidade pode provocar 
uma elevação da pressão, caso a outra variável (densidade ou tem-
peratura) permaneça constante. Alternativamente, se a pressão 
permanece constante, uma queda na temperatura resulta num au-
mento da densidade.
Até aqui, já definimos o que é um gás ideal, porém é impor-
tante conhecer as características deste composto para melhor en-
tendermos seu comportamento:
 • Suas partículas são puntiformes, ou seja, de tamanho despre-
zível; dessa maneira, não realizam o movimento de rotação;
 • Possuem força de interação elétrica entre partículas nulas, 
isto é, elas devem estar afastadas para que não seja gerada 
força elétrica;
112
 • Apenas ocorrem interações entre moléculas durante as coli-
sões, que têm característica perfeitamente elástica; após coli-
direm, não ocorre perda de energia na forma de calor.
A termodinâmica é um ramo da Física que estuda transferências de 
energia, visando entender as relações entre calor, energia e traba-
lho, além de expor quantidades de calor trocadas e os trabalhos rea-
lizados em um processo físico. Ela foi inicialmente desenvolvida por 
estudiosos que procuravam uma maneira de aprimorar o maquiná-
rio no período da Revolução Industrial, alavancando sua eficiência. 
Na atualidade, este conhecimento tem sido aplicado em diversos 
momentos do dia a dia; a título de exemplo, podemos citar as má-
quinas térmicas, refrigeradores, os motores automotivos e proces-
sos de transformação nas indústrias.
A equação de Clapeyron, que leva o nome do francêsBenoit 
Paul Émile Clapeyron (1799-1864), um engenheiro, físico-químico 
e um dos percussores da termodinâmica, associa a mudança de es-
tado de uma substância pura e fornece o percentual de alteração de 
temperatura da pressão no estado de equilíbrio entre as fases, em 
termos do calor de transição e os volumes das fases antes e depois 
da transição.
Paul Émile definiu que a relação pV/T será constante para 
uma massa fixa de determinado gás; se esta quantidade de gás for 
1 mol, a constante será representada por R e receberá o nome de 
constante universal dos gases. Podemos calcular seu valor se um 
dos estados do gás estiver nas condições normais de temperatura e 
pressão, conhecidas como CNTP, isto é, T0 = 273 K, P0 = 1 atm ou 760 
mmHg e V0 = 22,4 L. Assim, teremos:
SAIBA MAIS
113
Este valor de R é constante para 1 mol de quaisquer gases, em 
qualquer pressão, volume e temperatura admitidas. Generalizando, 
teremos para n mols um valor igual a 0,082 · n. Então, a expressão 
passará a ser:
Vejamos um exemplo: um gás está preso em um recipiente de 
50 L, sob uma pressão de 8 atm, a uma temperatura de 20 °C. Quan-
tos mols de gás estão contidos neste recipiente?
Passando os valores para SI, teremos:
T = 273,15 + 20 = 293 K;
V = 50 L (10-3 m3/L) = 0,050 m3;
p = 8 atm (1,013 . 105 Pa/atm) = 8(1,013 · 105) Pa
Dessa maneira, obteremos:
Gás real
Já falamos sobre os gases ideais e conhecemos a equação que os re-
presenta, a qual considera como variáveis a pressão (P), o volume 
(V), o número de mols de gás (n) e a temperatura (T). Porém, ficam 
os seguintes questionamentos: quando utilizar a ótica dos gases 
reais em detrimento dos gases ideais? Quando os gases devem seguir 
a lei dos gases ideais? É oportuno estudar um gás dentro do conceito 
de gás real? Levando tudo isso em consideração, ao utilizar uma lei 
para os gases reais, devemos observar os seguintes aspectos: 
 • O volume ocupado pelas moléculas idealizadas pelo conceito 
de gás ideal é ignorado;
114
 • Não há atração nem repulsão das moléculas de gases reais.
Todavia, temos o conhecimento de que, no dia a dia, os gases 
são compostos por moléculas e se misturam a outros gases, ocu-
pando algum volume definido; também temos a ciência de que a in-
teração entre moléculas e átomos ocorre, neste caso, sob a presença 
de forças intermoleculares.
Uma forma de verificar como a lei dos gases ideais descreve 
nosso contexto é realizando a comparação entre o volume molar do 
gás real e o volume molar do gás ideal. De forma mais direta, por 
meio da temperatura, podemos identificar o número de mols do gás 
para mensurar o volume que ele ocupa em determinada pressão. Po-
demos fazer o cálculo do volume molar do gás ideal na mesma tem-
peratura e pressão e, depois, calcular a razão entre os dois volumes.
A seguir, podemos observar a representação matemática:
Esta equação é conhecida como compressibilidade ou fator 
de compressão Z. Considerando o comportamento ideal de um gás, 
temos uma igualdade entre o Vm do gás e o Vm do gás ideal; assim, 
Z será igual a 1 (Z = 1). Este fato tem razoável precisão para gases 
reais, dependendo bastante das circunstâncias nas quais ele está 
sendo pesquisado, como também do próprio gás em experimento.
Gráfico 4 - Fator de compressão – vários gases.
 Fonte: NETZ; ORTEGA (2002, p. 28)
115
A partir do gráfico acima, podemos fazer a seguinte leitura:
 • Gráfico do fator de compressão Z na faixa de pressões, consi-
derando os gases N2 (nitrogênio), H2 (hidrogênio) e CO2 (dió-
xido de carbono).
 • O formato da curva aparenta ser um pouco diferente para cada 
gás real.
 • Existe, apenas, maior semelhança quando a reta do gás ideal 
começa a inclinar-se em Z = 1, em que observamos a limitação 
da faixa de pressão.
É importante saber que, em pressões muito baixas, todos os 
gases reais Z tendem a ser menores que 1; isso é uma forte indicação 
de que o volume molar é menor que o de um gás ideal. Além disso, 
dependendo do gás estudado, Z sofrerá alteração de valor conforme 
o aumento de pressão, distanciando-se cada vez mais de 1; melhor 
dizendo, em altas pressões, o Vm do gás será maior que o Vm do gás 
real, e o Vm referente ao gás real se elevará com a pressão.
Submetidas a altas pressões, as moléculas de gás aglome-
ram-se cada vez mais, reduzindo, assim, a quantidade de espaço 
vazio entre elas, o que pode afetar Vm e Z. É imprescindível lembrar 
que o volume considerado na equação dos gases perfeitos é o vo-
lume vazio, no qual as moléculas de gás fazem seus movimentos, 
usualmente, este é considerado o volume do receptáculo, que con-
siste na ocupação de pouco espaço pelas moléculas de gás.
É importante entender que, à determinada pressão, o gás real 
vai acabar preenchendo um volume maior do que o descrito pela lei 
dos gases ideais, uma vez que também temos que considerar o vo-
lume excedente das moléculas de gás.
Em relação ao gás ideal, este fato gera um aumento no volu-
me molar, tendo como resultado um valor de Z maior que 1. Quanto 
mais comprimido for o gás, mais distorcido é o erro no valor molar; 
dessa maneira, a diferença entre Z e os gases real e ideal se eleva 
com a pressão.
116
Para investigar o efeito das forças intermoleculares, temos 
que considerar a compressibilidade de um único tipo de gás em 
temperaturas alternadas.
Gráfico 5 - Fator de compressão do nitrogênio (N2)
Fonte: MAHAN; MYERS (1995, p. 39)
Analisando o N2 (nitrogênio), observa-se que:
 • Quando T = 293 K e 673 K com pressões abaixo de 200 bar, a 
curva tem semelhança aproximada ao comportamento espe-
rado de um gás ideal;
 • Diminuindo a temperatura para 200 K e 100 K, a curva tende a 
se afastar da característica dos gases ideais.
Especificamente em baixa pressão, temos Z < 1 para os gases 
reais com o valor de p = 200 atm, porém, quanto mais se aproxi-
ma de T = 100 atm, é possível observar um valor de z menor do que 
1. Analisando o Gráfico 5, ainda podemos verificar que, em baixas 
117
temperaturas, o comportamento de desaceleração e de proximidade 
das moléculas é notado; por exemplo, caso imaginemos estas mo-
léculas em um recipiente, haverá o choque das moléculas de gás nas 
paredes com menor intensidade.
Como resultado, observamos uma redução de volume se a 
pressão não sofre variação, confrontando os resultados esperados 
com fundamentação na equação dos gases perfeitos. A queda do 
volume tem como resultado uma redução que corresponde ao Vm, 
caso comparemos ao gás ideal; nesse sentido, Z é menor do que 1. 
As forças intermoleculares têm maior ocorrência em temperaturas 
mais baixas, devido às moléculas possuírem menos energia cinética 
para vencer a atração intermolecular.
Temos diferentes equações para descrever o comportamen-
to dos gases reais, porém a mais usual, pela simples resolução, é a 
equação de Van der Waals, visto que ela simplesmente não despre-
za o efeito do volume de moléculas de gás e das forças intermolecu-
lares na equação dos gases perfeitos:
Em que:
p = medida da pressão;
V = volume do recipiente;
n = mols de gás;
R = constante do gás;
T = temperatura (em Kelvin).
Considerando baixa temperatura e baixa pressão, o ajuste vo-
lumétrico pode ser pouco representativo se observarmos a impor-
tância da variável pressão; desse modo, Z é menor que 1. Em altas 
pressões, o ajuste do volume das moléculas tem maior representa-
tividade, assim, Z é maior do que 1. Além disso, é possível que, em 
alguma faixa de pressão intermediária, os dois ajustes se anulem, 
118
o que faz com que o gás aparente siga a relação determinada pela 
equação dos gases perfeitos.
Olá, caro aluno(a)!
Nesta etapa de estudos, aprendemos, inicialmente, sobre a impor-
tância dos gases para o meio em que vivemos e para o desenvol-
vimento do mundo moderno. Pudemos entender o que é um gás e 
analisar as características e variáveis que interferem diretamen-
te em seu estado. Compreendemos, também, o que são estruturas 
complexas, as quais vivem em constante desordem no ambientee 
têm a habilidade de se misturarem com outros gases.
Além disso, vimos que as relações de volume, pressão e tempera-
tura interferem no comportamento dos gases, assim como fala-
mos sobre as unidades que representam essas propriedades no SI. 
Em outro momento, estudamos sobre a importância de conhecer as 
variações isotérmicas, isobáricas e isovolumétricas, como também 
suas representações matemáticas, pois, a partir delas, podemos ob-
servar como manipular as variáveis de forma favorável e aplicá-las 
corretamente no mundo atual.
Continuando, percebemos que as contribuições de Boyle-Mariotte, 
Gay-Lussac e de outros cientistas tiveram muita importância para 
a evolução dos estudos que conhecemos hoje. Ademais, estudamos 
que a variável de estado dos gases nos permite construir motores, 
equipamentos e ferramentas mais eficientes para o mundo moder-
no, interferindo diretamente na qualidade dos processos em geral.
Por fim, entendemos que o estudo dos gases reais e ideais servem 
apenas à pesquisa, pois os gases ideais são modelos utilizados e não 
sofrem efeito de variáveis como temperatura e calor, ao passo que 
os gases reais sofrem com estas variáveis e possuem um compor-
tamento não constante, como, por exemplo, nas pesquisas para 
a construção de aeronaves espaciais, nas quais há a necessidade 
de aproximar a condição dos gases ao mais real possível a fim de 
SINTETIZANDO
119
diminuir as margens de erro para as variáveis de calor, temperatura 
e pressão.
Aguardamos vocês na próxima etapa de estudos. Até lá!
120
UN
ID
AD
E
4
Objetivos
1. Aprender sobre os fundamentos da eletroquímica;
2. Compreender os conceitos de ânodo e cátodo;
3. Entender a equação de Nernst e as equações de oxidação e 
redução;
4. Aprender sobre eletrodisposição e sobre processos bioquími-
cos, industriais, de combustão, de corrosão e fotossintéticos.
122
Introdução
Olá, estudante! Prontos(as) para mais esse desafio?
Como você já deve saber, a matéria tem em sua composição par-
tículas eletricamente carregadas. Deste modo, não é surpresa a 
ocorrência de obtenção da energia química a partir da força da ele-
tricidade e vice-versa. Discussões difundidas sobre a natureza da 
força elétrica não são exclusivamente objeto de estudo da Física: 
algumas especificidades a respeito da sua produção e utilização são 
objeto de pesquisa da Química e da Físico-Química e utilizadas na 
área da transformação dos materiais. A eletroquímica faz o estudo 
do papel do emprego da eletricidade em transformações de ordem 
química em sítios eletrolíticos; deste modo, estuda também a ob-
tenção de reações químicas em eletricidade nas unidades galvânicas 
(pilhas ou baterias).
Dito isto, neste material falaremos sobre a eletroquímica e 
todos os fenômenos que ocorrem em seu meio.
Vamos começar?
123
Fundamentos da eletroquímica
As células eletroquímicas ocorrem em células galvânicas ou eletro-
líticas. Na eletrólise, verificamos a passagem de um volume sufi-
ciente de eletricidade por meio de uma solução, o que provoca uma 
reação não espontânea. Assim, pode-se produzir sódio de forma só-
lida e cloro na forma de gás a partir da solução de cloreto de sódio. 
Da mesma maneira que o manganês, o elemento zinco, o magnésio 
e os particulados cuprosos são elementos metálicos obtidos indus-
trialmente por meio do processo de condução eletrolítica.
Nas pilhas, por meio de uma reação espontânea, é produzi-
do um volume de eletricidade suficiente para ligar uma lâmpada ou 
acionar um motor de pequeno porte. Os artefatos que necessitam do 
auxílio de pilhas vão desde os relógios, carrinhos de controle remoto 
a equipamentos mais sofisticados, como calculadoras e dispositivos 
móveis modernos. O meio automobilístico também utiliza em gran-
de proporção as baterias de chumbo.
Figura 1 - Esquema de uma pilha seca.
Fonte: adaptado de Chang (2010, p. 640) pelo editorial Digital Pages (2020).
Não podemos esquecer de mencionar a contribuição impor-
tante no progresso das células de combustível obtidas através das 
energias elétrica e térmica em reações eletroquímicas na separação 
da água em moléculas de hidrogênio e oxigênio sem a ocorrência 
da combustão, surgindo como uma alternativa promitente para 
124
produzir energia por meio de fontes naturais de grande abundância, 
como riachos, energia nuclear e solar. É importante salientar que, 
em seu processo, a constituição de uma célula galvânica possui a 
responsabilidade pelo processo de corrosão observado na união de 
dois metais diferentes.
Condução metálica ou eletrônica
O fluxo de corrente pode ser considerado como uma migração de 
partículas que possuem carga elétrica, ou a mudança de carga no 
ambiente onde se localiza um condutor, existindo um gap de po-
tencial elétrico entre os extremos. Pode ocorrer de estas partículas 
serem iguais, como os elementos metálicos, os chamados elétrons 
de valência ou elétrons livres, que se movimentam por meio do pro-
cesso de condução de íons ou condução acerca de um metal.
No entanto, com frequência, estão presentes no proces-
so de condução dois elementos de natureza iônica mergulhados 
em uma mistura eletrolítica. Nessa mistura, movem-se os íons de 
mesma carga. Este processo é conhecido como migração iônica ou 
eletrolítica.
Uma das características mais marcantes dos materiais metá-
licos é o fluxo de corrente. Em temperatura ambiente, os interiores 
iônicos positivos em um cristal de um condutor em metal têm sua 
vibração ao redor dos referentes pontos de equilíbrio e possuem a 
capacidade de se movimentar em várias posições diferentes. Os elé-
trons livres permutam continuamente, trocando energia na rede 
com os íons por meio de colisões.
Não existindo um campo elétrico exterior, a movimentação 
dos particulados com carga elétrica acontece em sentido aleatório, 
e como a direção entre os elétrons não ocorre em um sentido prefe-
rencial, não existe uma corrente elétrica global.
Caso seja aplicado um campo elétrico de força em um con-
dutor elétrico, ocorrerá a aceleração dos elétrons até uma dada ve-
locidade na direção contrária a este campo. Os elétrons promovem 
choques entre os interiores iônicos na rede e há dissipação de ener-
gia cinética durante as colisões.
125
O campo elétrico, cuja região do espaço possui uma força 
elétrica específica e possibilita que cargas se movimentem, é uma 
forma qualquer de corrente contínua (uma bateria ou um gerador). 
Quando um metal é submetido a um campo, os elétrons se transfe-
rem e são os possuidores de carga negativa; logo, há uma atração 
entre as cargas opostas, gerando um ambiente de cargas neutras 
eletricamente em virtude dos elétrons que migram de região, que 
são trocados por elétrons que saem de outro local por uma fração 
de tempo.
Exemplificando situações de migração de elétrons através 
de corrente elétrica, temos a prata metálica, com os íons Ag+ fixos 
nas suas posições de equilíbrio – exceto quando estão submetidos a 
uma grande tensão. No entanto, existe um universo de elétrons pra-
ticamente livres quanto à direção de suas velocidades (que formam 
a nuvem eletrônica) e que possuem alta energia cinética.
Desta forma, a atividade e a condução metálica seriam ele-
vadas se não tivessem o efeito da resistência no sistema. Essa resis-
tência está relacionada ao movimento vibracional dos íons da rede 
cristalina que se eleva quando a temperatura do sódio aumenta e, 
por consequência, a condutividade do metal diminui.
Equações de oxidação e redução
Podemos afirmar que na reação de oxidação acontece a perda de elé-
trons, ao passo que na reação de redução temos o ganho de elétrons.
A oxidação pode ocorrer em três situações:
 • quando temos a adição de oxigênio à substância;
 • quando há perda de hidrogênio em uma substância;
 • quando há perda de elétrons por parte de uma substância.
Podemos citar como exemplo uma taça de saladas de frutas: 
as frutas tendem a escurecer quando expostas ao ar por conta da 
ação do oxigênio, que promove a oxidação. Umaobservação im-
portante para que isso não aconteça é acrescentar suco de limão ou 
126
laranja à sobremesa, uma vez que a vitamina C encontrada nas fru-
tas cítricas não permite a ação oxidante do oxigênio. 
A redução, por outro lado, ocorre inversamente ao processo 
de oxidação. Existem três formas de ocorrência:
 • quando há a perda de oxigênio por parte de uma substância;
 • quando há ganho de hidrogênio;
 • quando há ganho de elétrons.
Podemos utilizar como exemplo a colocação de óxido de co-
bre (negro) em aparelhagem apropriada (câmara) para fins de sua 
redução: o gás hidrogênio se mistura com o óxido de cobre aquecido 
e, como resultado, ocorre o desprendimento de oxigênio e a mu-
dança de cor para rosa, uma vez que está acontecendo a redução do 
cobre.
Para a reação de oxirredução, sabemos que a oxidação e a re-
dução ocorrem simultaneamente na mesma reação química; esse 
fato é conhecido como reação redox. Essas reações são responsáveis 
pela transferência de elétrons entre substâncias, influenciando no 
número de oxidação (nox) de um determinado composto para que 
um elemento aumente sua carga, enquanto outro tenha o seu nox 
reduzido.
É importante salientar que não devemos confundir esse pro-
cesso com as ligações iônicas (ocorrência de doação de elétrons de 
um elemento a outro), mas relacioná-lo a um processo de oxida-
ção (perda de elétrons) em uma substância e de redução (ganho de 
elétrons) em outra. Podemos afirmar que, em uma determinada 
reação, a substância que tem perda de elétrons e sofre oxidação é 
designada como elemento redutor, enquanto a matéria que tem ga-
nho de elétrons e sofre redução é chamada de agente oxidante.
Algumas das reações já comentadas são de grande utilida-
de nos segmentos industriais. O elemento ferro, por exemplo, é 
captado na indústria metalúrgica pela junção do minério de ferro 
misturado ao monóxido de carbono (CO) sob efeito de grande calor 
(forno).
127
Nessa reação, o elemento tem perda de oxigênio para que 
possa compor o ferro (Fe) e o monóxido de carbono (CO), recebendo 
oxigênio para se transformar em CO2 (dióxido de carbono). A ferru-
gem é resultado de uma reação redox em que o ferro sofre oxidação 
e origina o óxido de ferro (chamado de ferrugem), e é reduzido tam-
bém o oxigênio do ar.
Podemos citar também a reação redox do elemento prata na 
presença do ar. Os materiais cuja prata está presente tendem a re-
duzir seu aspecto brilhoso em função do tempo, transformando-se 
em um objeto sem brilho e com coloração escurecida. Isso acontece 
pelo fato dos átomos de prata presentes na superfície do artefato 
reagirem quimicamente com outros elementos, como o oxigênio. 
Consideramos a partir deste fato que houve a oxidação da prata, ou 
seja, passou por um processo de oxirredução.
Condução eletrolítica ou iônica
Para iniciarmos o estudo sobre condução eletrolítica ou iônica, é 
importante entendermos o que é condução. Podemos definir con-
dução como a transferência de calor ou eletricidade por algum meio 
– sabendo que o mais comum é o metal. Quando o calor é transpor-
tado pelo material, os átomos que o compõem começam a vibrar. 
Quanto maior for o calor adicionado, mais os átomos colidem entre 
si. Possivelmente, esses átomos são jogados contra os próximos, 
não expostos imediatamente ao calor. Ao passo que as colisões se 
movimentam pelo meio, o calor é transmitido como resultado.
Para entendermos a condutividade elétrica do metal, ou con-
dução metálica, devemos compreendê-la como sendo a transferên-
cia de eletricidade por meio de metais, onde a ligação metálica tem 
um grau elevado de força e os elétrons dos seus átomos estão em 
compartilhamento constante de elétrons (em vez de ligados apenas 
a um átomo em particular).
A teoria do mar de elétrons sugestiona que metais classifi-
cados como puros consistem em um interstício espaçado de íons 
metálicos (núcleo dos átomos) circundados de um “mar de elé-
trons”. O motivo pelo qual os metais são condutores de eletricidade 
128
é que esses elétrons se movimentam por meio do metal de um modo 
equiparado ao dos gases, e é por este motivo que o modelo mar de 
elétrons é por muitas vezes conhecido como gases de elétrons. Fa-
zendo uma comparação, é necessária pouca energia para movimen-
tar esses elétrons livres.
Na condução eletrolítica pode ser observado o movimento 
dos íons por meio de um líquido ou solução. Íons são carregados por 
partículas subatômicas e, no geral, formados pela retirada de elé-
trons carregados com carga negativa de seu núcleo positivamente 
carregado. Eles são comumente suspensos em uma solução aquosa.
Como exemplo, a água pura conduz eletricidade, mas a água 
com adição de sal dissolvido forma uma solução que possui condu-
ção elétrica muito mais eficiente. Este fato acontece porque os íons 
negativamente carregados do sal são atraídos pelos eletrodos pos-
suidores de carga positiva. A condutividade da solução tem seu au-
mento com a temperatura.
Uma solução, para ser concebida como condutora de eletri-
cidade, deve possuir a capacidade de deixar que cargas internas se 
movimentem entre diversos pontos com o objetivo de complemen-
tar o circuito elétrico, favorecendo a migração de elétrons.
Nas soluções que possuem eletrólitos, a liberdade de movi-
mentos está associada à quantidade de elétrons presentes na subs-
tância; cada íon promove uma movimentação oposta à carga do 
eletrodo. Na condução eletrolítica, podemos observar a ocorrência 
do processo de oxirredução quando os íons da substância dissolvida 
se misturam com os dos eletrodos. Deste modo, ocorre uma oxida-
ção do ânodo e uma diminuição (redução) do cátodo.
Na condução eletrolítica, contrária à condução metálica, a 
elevação da temperatura, no geral, aumenta o poder de condutivi-
dade da solução. Isto porque, nestas soluções, durante o processo, a 
energia cinética média dos íons aumenta proporcionalmente à ele-
vação da temperatura, além de reduzir a viscosidade do dissolvente. 
Deste modo, os íons podem se movimentar com velocidade maior e 
ter sua condutividade melhorada.
129
Um exemplo importante do processo de condução: um re-
cipiente com água, uma lâmpada e dois fios condutores. Uma das 
extremidades dos fios deve ser conectada à lâmpada e as outras co-
locadas dentro do recipiente com água, conforme a Figura 2. 
Figura 2 - Condução eletrolítica.
Fonte: adaptado de Peruzzo (2013, p. 32) pelo editorial Digital Pages (2020).
Observe se a lâmpada acende ou não; após isso, coloque sal na 
água e observe se houve alguma variação na lâmpada. Faça o mesmo 
processo do experimento e, ao invés de colocar sal, substitua por 
açúcar.
O que podemos observar com este simples experimento é que 
a água sozinha não conduz corrente elétrica, porém, quando adicio-
namos a ela o cloreto de sódio (NaCl), criamos uma solução eletro-
lítica que passa a produzir a corrente elétrica.
Em solução aquosa, os íons Na+ e Cl- que formam os retí-
culos cristalinos são desassociados pelas moléculas de água; em 
consequência, ficam livres na solução e têm sua representação pela 
equação:
130
Quando trocamos o sal pelo açúcar, observamos que não há 
a condução de corrente elétrica, pois o açúcar não é uma substância 
iônica, e sim uma substância de ligações moleculares que, em dilui-
ção com a água, não produz carga elétrica. É importante frisar que 
a água conduz a corrente elétrica em meio a altas voltagens, pois 
possui minerais nela dissolvidos.
Pilha eletroquímica
É atribuído o nome de pilha eletroquímica em função da primeira a 
ser desenvolvida – em meados de 1800 por Alessandro Volta – ter 
discos de zinco, de cobre e pedaços de algodão umedecidos com sal-
moura entre eles. Este conjunto era colocado de forma alternada, 
um sobre o outro, empilhando os discos que formavam uma grande 
coluna. Como era observada uma pilha de discos, convencionou-se 
chamar desta forma.
As pilhas são formadas a partir de dois eletrodos e um ele-
trólito. O elemento positivo é conhecido como cátodoe é aquele que 
tem a probabilidade de ocorrência da reação de redução; o elemento 
negativo é chamado de ânodo, sendo aquele que tem a probabilida-
de de ocorrência na reação de oxidação; já o eletrólito, denominado 
comumente de ponte salina, tem a função importante de conduzir 
os íons na solução.
Para que possamos entender como isso acarreta corrente elé-
trica, observemos a construção de uma das primeiras pilhas, conhe-
cida como pilha de Daniell. Para a realização desse experimento, é 
necessário possuir dois recipientes distintos. O primeiro recipiente 
com uma mistura de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) e, imersa nessa 
solução, uma placa de cobre.
No segundo recipiente, deve haver uma solução de sulfato de 
zinco (ZnSO4(aq)) e uma placa de zinco imersa. Os dois recipientes 
são interligados por meio de uma ponte salina, e se confecciona um 
tubo de vidro com o formato em “U” invertido com uma mistura 
de sulfato de potássio (K2SO4(aq)) com lã de vidro em suas extre-
midades, facilitando a migração entre os íons. Finalmente, as pla-
cas são interligadas por um circuito externo, juntamente com uma 
131
lâmpada, e ocorrendo seu acendimento, o mesmo indica a passa-
gem de corrente elétrica.
Figura 3 - Pilha de Daniell.
Fonte: adaptado de Bessler (2013, p. 72) pelo editorial Digital Pages (2020).
Podemos verificar durante a ocorrência que o zinco possui 
maior probabilidade de se oxidar, ou seja, de doar elétrons. Desse 
modo, o zinco metálico da lâmina tem seu funcionamento como um 
eletrodo negativo, o ânodo, havendo a ocorrência da oxidação.
Equação de Nernst
Aproximadamente na segunda metade do século XIX, o alemão Wal-
ther Herman Nernst aprimorou, a partir de estudos, uma equação 
matemática com a finalidade de calcular a quantificação da diferen-
ça de potencial (ddp), também denominada de variação do potencial 
que uma pilha eletroquímica possui em um instante de tempo du-
rante seu desempenho. Vejamos a equação de Nernst:
132
Sendo que:
ΔE: corresponde à diferença de potencial de uma pilha;
ΔEo: corresponde ao potencial padrão da pilha, mais preci-
samente, sua voltagem total;
[C] e [D]: correspondem à geração de produtos na reação da 
equação, sendo c e d os coeficientes desses elementos;
[A] e [B]: correspondem aos elementos reagentes da equação, 
sendo a e b os coeficientes desses elementos;
n: corresponde ao número de elétrons responsáveis no pro-
cesso de oxidação e redução da pilha.
No processo de funcionamento da pilha, um determinado 
metal sofrerá oxidação e um cátion sofrerá redução.
Considerando a ocorrência da oxidação, um metal tende a se 
oxidar e se transformará em um cátion aquoso, conforme podemos 
observar:
Para o processo de redução, teremos um cátion aquoso que 
sofre redução e se transforma em um metal (sólido), conforme po-
demos observar:
Quando fazemos a soma das equações, obtemos a seguinte 
equação global:
Salientando que os componentes sólidos não estão presentes 
nos cálculos, uma vez que não sofrem alteração durante a reação, 
podemos reescrever a equação de Nernst assim:
133
Além de ser utilizada para calcular a voltagem final de uma 
pilha em um determinado instante de seu funcionamento, a equa-
ção citada também é utilizada na medição em um equipamento co-
nhecido como potenciômetro.
O potenciômetro é utilizado em laboratório para realização 
de medição do potencial hidrogeniônico (pH) em uma mistura ou 
para obter o produto de solubilidade (Kps) em um sal, verificando o 
índice de solubilidade presente na solução.
Célula galvânica e reações espontâneas
Dentre muitas atribuições, a pilha galvânica também é conhecida 
como voltaica ou célula galvânica. Ela pode ser descrita como um 
dispositivo que tem a capacidade de produzir força elétrica por meio 
de uma reação química, e recebe o nome de galvânica em homena-
gem aos cientistas Alessandro Giuseppe Antônio Anastásio e Luigi 
Aloísio Galvani.
As reações espontâneas ocorrem em células eletroquími-
cas, no entanto, estas reações podem acontecer em tipos de células 
diferentes:
 • efeitos da concentração (diluição e expansão);
 • fenômeno da precipitação;
 • efeitos da neutralização (pilhas, concentração, redox, 
neutralização);
 • reações redox.
Podemos considerar a equação da reação de oxirredução a 
seguir:
134
Esta reação tem ocorrência espontânea, ou seja, se mer-
gulharmos alguma peça de zinco metálico em solução aquosa de 
CuSO4, a reação irá acontecer espontaneamente. A partir dela, po-
demos observar:
 • sobre a superfície de zinco Zn (Zn(s)) vemos uma camada 
escura;
 • a solução de íons Cu (H2O)2+4 é gasta e vemos a mudança de 
cor;
 • zn metálico sofre corrosão lenta (ou seja, o eletrodo é gasto).
O zinco sólido sofre oxidação e os íons cúpricos sofrem 
reduções:
Conforme podemos observar, a reação depende de fatores 
como a natureza do elemento, do estado e concentração de reagen-
tes e dos produtos. Enquanto houver o fornecimento de uma condi-
ção para que os elétrons migrem do Zn(s) para o Cu2+(aq), a reação 
irá ocorrer.
Descrição da célula galvânica
Os elementos de uma célula galvânica, sendo exemplificadas como 
pilha ou bateria, são:
 • compartimentos: são as duas metades da célula;
 • eletrodos: são as superfícies que ocorrem as reações;
 • semipilhas: são eletrodos e o meio onde está imerso;
 • circuito externo: é o circuito elétrico que faz a conexão dos 
eletrodos e possibilita o fluxo intenso de elétrons através des-
se circuito;
135
 • eletrodo de cobre: promove a redução (cátodo);
 • eletrodo de zinco: promove a oxidação (ânodo).
As semirreações são:
No cátodo: 2e- + Cu (aq)2+ → Cu(s) 
No ânodo: Zn(s) → Zn (aq)2+ + 2e-
Podemos observar durante a experiência que, no eletrodo de 
zinco, ocorre a liberação de elétrons, já no eletrodo de cobre dimi-
nuem os íons cobre; em consequência, teremos os átomos de co-
bre (Cu) se depositando sobre a extensão do eletrodo, ocorrendo a 
eletrodeposição. Simultaneamente, a obtenção desse elemento é 
consequência das semirreações ocorridas por meio dos seguintes 
eventos listados a seguir:
 • variação do potencial elétrico ou da tensão em volts (V) (ob-
servada a partir da medição de um voltímetro);
 • filamento da lâmpada fica incandescente (observada a partir 
da realização de um processo);
 • trabalho elétrico (acréscimo de um motor).
O objetivo da separação diante do material poroso é:
 • permanência dos íons cúpricos afastados do ânodo, com o ob-
jetivo do fluxo de elétrons por meio do circuito externo;
 • permissão da migração entre os íons nos compartimentos (a 
geração de corrente elétrica ocupa o circuito).
136
Figura 4. Elétrons sendo produzidos por oxidação do ânodo.
Fonte: adaptado de Atkins (2018, p. 549) pelo editorial Digital Pages (2020).
Processos da eletroquímica
Observando a natureza, podemos perceber inúmeras transforma-
ções químicas ocorrendo. Muitas delas são explicadas por meio das 
reações de oxirredução, sendo aplicadas desde o caráter industrial, 
como na manufatura do ferro, na queima de combustível para gera-
ção de energia e na extração de metais dos minérios, até mesmo na 
respiração dos seres vivos.
Em nosso cotidiano ela está presente nas pilhas e baterias, 
nos produtos de limpeza em geral, dentre outros, assim como em 
nosso corpo, pois são processos relacionados ao metabolismo que 
137
têm caráter essencial à manutenção da vida, como, por exemplo, o 
ato de respirar, a quebra da glicose que gera energia, a fotossíntese 
etc.
Processos bioquímicos
Considerada como a “química da vida”, a bioquímica é uma ciência 
que visa estudar e compreender os seres vivos. De uma forma ge-
ral, conhecendo as relações entre processos químicos e biológicos, a 
bioquímica objetiva a investigação e a análise da composição e alte-
rações que ocorrem em moléculas e demais estruturas microscópi-
cas presentes no organismo.
Dentro deste campo de estudo temos o metabolismo, que é a 
sequência de reações bioquímicas e das modificações que ocorrem 
dentro deum organismo vivo. Deste modo, estas reações necessá-
rias à vida estão presentes em células e em seus compostos orgâni-
cos chamados de biomoléculas, que são os carboidratos, proteínas, 
lipídeos e ácidos nucleicos.
O metabolismo celular faz referência à ocorrência das rea-
ções químicas que são processadas no interior das células. Contudo, 
a fim de que estas reações ocorram, a energia é imprescindível, pois 
apenas assim os organismos serão capazes de executar suas funções 
biológicas. O processo do metabolismo objetiva conseguir, guardar 
ou consumir essa energia armazenada para o desenvolvimento des-
sas funções.
O ordenamento do processo metabólico pode ser feito em di-
ferentes vias de metabolismo, que simplesmente são sequências de 
reações em que a substância que resulta da reação será consumi-
da como reagente na próxima etapa. Para que isto ocorra, enzimas 
atuarão como catalisadores celulares, fazendo com que as reações 
químicas ocorram em fluxo continuado e de forma organizada.
Sem as enzimas estes processos químicos não ocorrem – ou 
sua velocidade e eficiência são reduzidas. Deste modo, estas reações 
podem ter como finalidade a sintetização de componentes orgânicos 
ou a quebra da molécula desses elementos para que seja produzida 
138
energia, mantendo o equilíbrio necessário para as atribuições celu-
lares. Desse modo, temos assim o anabolismo e o catabolismo.
Anabolismo faz referência ao processo que constrói moléculas 
complexas com base nas moléculas simples, havendo consumo de 
energia.
Catabolismo é o conjunto de reações associadas à degradação ou à 
quebra de moléculas complexas em menores. Esse processo, no ge-
ral, oferta energia para o organismo.
Processos industriais (st)
Uma pilha possui um sistema eletroquímico espontâneo: a 
partir da energia química a energia elétrica é gerada. O processo de 
eletrólise faz o caminho contrário ao da pilha, pois é um proces-
so não espontâneo em que temos a conversão da força elétrica em 
energia química.
A eletrólise é bastante utilizada na indústria, pois, a partir 
desse procedimento, é possível extrair algumas substâncias es-
senciais para a maioria dos processos de produção, como o cloro, o 
alumínio ou o hidróxido de sódio, por exemplo. Da mesma forma, é 
também um processo que objetiva a purificação e a proteção (reves-
timento) de inúmeros metais.
A eletrólise ocorre por meio do fornecimento de energia ad-
vinda de um gerador como, por exemplo, uma bateria. No processo 
eletrolítico, temos o gerador que “puxa” os elétrons que estão no 
elemento positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e os transfere para o 
elemento negativo (cátodo).
DEFINIÇÃO
139
Cuba eletrolítica é o reservatório onde acontece a eletrólise, tam-
bém conhecida como reação de oxirredução.
Podemos observar isso por meio das semirreações a seguir:
1ª semirreação: temos o gerador puxando os ânions A- para o ele-
mento positivo, forçando-os a perder elétrons:
2ª semirreação: temos o gerador provocando os cátions C+ a rece-
berem os elétrons:
Há dois tipos básicos da eletrólise: a eletrólise de forma ígnea 
e a eletrólise de forma aquosa.
A eletrólise ígnea tem sua ocorrência quando há passagem 
da corrente elétrica em uma substância iônica na forma liquefeita, 
ou seja, fundida – daí a origem do nome “ígnea”, que vem do latim, 
igneus, que significa inflamado, ardente.
Esse tipo de reação tem seu uso em grande volume na indús-
tria, em especial para a manufatura de metais. Exemplificando, te-
mos a eletrólise do NaCl (molécula do cloreto de sódio, comumente 
conhecida como sal de cozinha) na fabricação do gás cloro e do sódio 
metálico.
DEFINIÇÃO
140
Já a eletrólise aquosa compõe os íons das substâncias diluí-
das (diga-se soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em 
meio aquoso, temos a fabricação da substância hidróxido de sódio, 
popularmente conhecida como soda cáustica (NaOH), dos gases hi-
drogênio (H2) e cloro (Cl2). 
Observe a reação a seguir:
Podemos observar que houve a formação de dois cátions (Na+ 
e H+) e de dois ânions (Cl- e OH-), mas somente um cátion (H+) e 
um ânion (Cl-) receberam as descargas do eletrodo, os outros íons 
apenas comporão esta reação.
Este fato ocorre durante as eletrólises submetidas ao meio 
aquoso, momento em que acontece a interação dos cátions e dos 
ânions que se envolvem efetivamente com o objetivo de identificar-
mos quais participarão e quais apenas serão coadjuvantes na reação.
Processo de combustão
Podemos definir combustão como sendo uma reação química em 
que um determinado combustível reage com um comburente, que 
é um elemento gasoso que tenha o gás oxigênio (O2), presente no 
ar. Proveniente desta reação sempre tem a liberação de energia por 
meio do calor, que é também conhecida como reação exotérmica.
141
Também há a liberação de outros produtos, especialmente 
quando o combustível tem origem orgânica. Podemos citar os com-
postos dióxido de carbono e a água como exemplos.
É possível encontrar este combustível de três formas:
 • na forma sólida, que compreende elementos como papel, ma-
deira, carvão etc.;
 • na forma líquida, que compreende elementos como álcool, 
gasolina, óleo diesel etc.;
 • na forma gasosa, que compreende elementos como gás hidro-
gênio, gás butano etc.
A reação de combustão é de oxirredução, uma vez que os 
combustíveis sofrem oxidação, ou seja, temos a perda de elétrons e 
o aumento do seu nox. Já o comburente, que neste caso é o oxigênio, 
passa pelo processo de redução, ou seja, tem ganho de elétrons e 
diminuição de seu nox para formar produtos.
O nox, ou número de oxidação de um elemento, corresponde à carga 
elétrica que ele recebe quando acontece uma ligação iônica, ou ao 
caráter parcial (δ) que adquire no momento em que faz uma ligação 
covalente.
Essas reações estão presentes no cotidiano e são de grande 
importância.
Observemos alguns exemplos abaixo.
 • Na queima de combustíveis para movimentação dos veículos;
 • Na queima de combustíveis para o funcionamento de máqui-
nas industriais;
 • Na queima do gás de cozinha;
SAIBA MAIS
142
 • Na queima da madeira;
 • Nas células humanas que realizam combustão para fins da di-
gestão dos alimentos e produção de energia para consumo do 
organismo.
A Tabela 1 nos dá uma perspectiva do quanto é produzido de 
gases tóxicos e impurezas com o processo de combustão. Esta pers-
pectiva é a desvantagem no que tange o processo e justifica a busca 
de cientistas e pesquisadores por processos mais limpos.
Tabela 1 - Gases tipicamente emitidos na combustão.
Fonte: Stephen (2013, p. 04).
Observe que as reações de combustão são realizadas, prin-
cipalmente, para a obtenção de energia térmica na forma de calor 
para geração de outras fontes de energia, tais como as energias me-
cânica, elétrica, aquecimento, dentre outras.
143
A produção de energia por intermédio da queima de combus-
tíveis de origem fóssil, como o carvão, o petróleo e seus derivados, 
tem aumentado em grandes proporções o volume de dióxido de car-
bono (CO2) enviado para a atmosfera, agravando problemas como 
o aquecimento global em função da intensificação do efeito estufa.
Observe no Gráfico 1 uma comparação entre as emissões de 
gases geradores do efeito estufa entre dos anos de 1980 e 2006.
Gráfico 1 - Emissão de gases geradores do efeito estufa.
Fonte: adaptado de Stephen (2013, p. 8) pelo editorial Digital Pages (2020).
Avaliando os valores do gráfico apresentado, é possível obser-
var que, ao longo de 26 anos, a produção de gás nocivo foi reduzida. 
Este estudo foi realizado nos Estados Unidos, e a regressão quanto 
à emissão ocorreu devido às leis implementadas no país na década 
de 1970 que regularam as atividades da indústria de transformação.
Processo de corrosão
A corrosão é uma nomenclatura química bastante utilizada no coti-
diano para se estudar o processo de desgaste estrutural, superficial, 
parcial ou total provocado pela ação do meio. Podemos avaliar tam-
bém a corrosão em metais comosendo um processo natural em que 
144
sua deterioração ocorre por oxirredução, ou seja, entre o próprio 
metal e os agentes naturais, especialmente o oxigênio contido no ar.
Este processo gera enormes prejuízos na ótica econômica e 
social, pois ocasiona danos às estruturas de edifícios, automóveis, 
pontes, embarcações etc. Tornam-se necessários estudos mais 
aprofundados que viabilizem os processos industriais no sentido de 
produzir proteções aos metais com a finalidade de reparar e reduzir 
as substituições aos que foram danificados.
Como exemplo, considerando as estruturas metálicas com 
elementos ferrosos, a ferrugem provoca a perda de bilhões de dóla-
res no mundo inteiro; 20% de todo o ferro é fabricado apenas para 
substituição.
A corrosão acontece porque os metais menos nobres têm po-
tenciais de oxidação mais elevados que os do oxigênio; deste modo, 
eles cedem elétrons para o oxigênio contido no ar. Podemos obser-
var claramente esse fenômeno da corrosão metálica, por exemplo, 
na ferrugem que ocorre em estruturas metálicas, especialmente em 
lugares úmidos, como no litoral.
Há três maneiras de o meio agredir o material, degradan-
do-o; por este motivo, a corrosão é classificada em: corrosão ele-
troquímica, corrosão química e corrosão eletrolítica. Vejamos a 
seguir como se apresenta cada uma delas.
Corrosão eletroquímica
É o tipo de corrosão mais comumente encontrada, pois sua ocor-
rência é observada em metais, principalmente na presença de meio 
aquoso. A corrosão pode se apresentar de duas formas:
a. Com o metal em contato com um eletrólito (condutor iônico 
que associa áreas anódicas e catódicas simultaneamente), 
originando uma pilha de corrosão.
Como exemplo, podemos citar a formação de óxido férri-
co (ferrugem), que é uma corrosão eletroquímica, e ocorre a oxi-
dação quando exposto à umidade do ambiente (oxigênio (O2) mais 
água (H2O)). Essa oxidação tem como resultado o cátion Fe2+, 
145
formando um elemento de carga negativa (perda de elétrons) da pi-
lha eletrolítica.
Reação no ânodo: Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Dentre os diversos processos de redução que podem ser ob-
servados, o mais expressivo é o processo da água:
Reação no cátodo: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Enquanto os cátions Fe2+ se deslocam para o elemento nega-
tivo (cátodo), os ânions OH- seguem para o elemento positivo (âno-
do), ocorrendo, assim, a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2), 
como se observa na seguinte reação:
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2
Quando em meio ao oxigênio, essa mistura se oxida a hidró-
xido de ferro III (Fe(OH)3), que, posteriormente, transforma-se em 
óxido de ferro (III) monoidratado (Fe2O3 . H2O) pela perda de água 
na reação. Esse composto apresenta coloração castanho-averme-
lhada, ou seja, a ferrugem que observamos no dia a dia.
Reações envolvidas: 2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2Fe(OH)3 
2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O
b. No instante em que dois metais reagem em função de um 
eletrólito e formam uma pilha galvânica.
Como exemplo, podemos considerar a colocação de uma pla-
ca de cobre e outra de ferro, ambas imersas em eletrólito neutro 
aerado e colocadas em contato, configurando um circuito elétrico, 
onde cada placa irá se tornar um eletrodo. O ferro terá o papel de 
funcionar como ânodo, oxidando-se e cedendo elétrons que se des-
locarão para a região catódica (placa de cobre), que é reduzida. O 
ânodo será desgastado e teremos a formação da ferrugem.
Corrosão química
Ocorre a partir da interferência do agente químico sobre um mate-
rial específico, que pode ser um metal ou outro tipo de material. Este 
tipo de corrosão ocorre sem a necessidade da presença da água. São 
146
substâncias que promovem eletroafinidade e geram transferência 
de elétrons, como ocorre na corrosão eletroquímica. Podemos citar 
como exemplos:
 • solventes ou agentes oxidantes que agem sobre macromolé-
culas (borrachas e plásticos) quebrando-as, ou seja, degra-
dando o material;
 • o ácido sulfúrico que provoca corrosão no zinco metálico;
 • o concreto armado de construções civis pode sofrer desgastes 
com a corrosão provocada pela ação do tempo e exposição a 
agentes poluentes. O concreto tem, em sua constituição, alu-
minatos de cálcio, silicatos e óxido de ferro, que são sais de-
compostos por ácidos, conforme reação abaixo.
Corrosão eletrolítica
Denomina-se como um processo eletrolítico aquele que se dá a par-
tir da aplicação externa de eletricidade (corrente elétrica). O pro-
cesso eletrolítico não tem caráter espontâneo, o que diverge dos 
outros tipos de corrosão comentados anteriormente. Quando não 
ocorre isolamento, aterramento ou estes têm sua eficiência contes-
tada, temos a formação de corrente de fuga, e quando há o escape 
delas para o solo, são observados pequenos buracos nas instalações.
Para exemplificarmos este tipo de corrosão, citamos o que 
ocorre nas tubulações de água, em canos telefônicos e de bombas 
de combustíveis.
Processos fotossintéticos
A fotossíntese é considerada um processo autotrófico de importân-
cia ímpar para a vida. Refere-se à transformação de matéria inor-
gânica (gás carbônico e água) em matéria orgânica (na maioria das 
vezes, glicose), com liberação de gás oxigênio, sendo realizada por 
corpos clorofilados, que são as algas e os vegetais.
147
Figura 5 - Esquema simplificado da fotossíntese.
Fonte: adaptado de Clink (2007, p. 81) pelo editorial Digital Pages (2020).
Para que haja o desencadeamento dessa atividade bioquími-
ca, os seres fotossintetizantes precisam assimilar frequências espe-
cíficas da radiação solar (energia luminosa) e converter em energia 
de ligações químicas armazenadas entre os átomos da mistura or-
gânica constituída. Temos como representação deste processo a 
equação:
Dessa maneira, o metabolismo fotossintético é de funda-
mental importância durante o processo evolutivo das condições 
ambientais, particularmente no que ocorre na atmosfera, propor-
cionando a construção de um filtro bloqueador de radiação ultra-
violeta conhecido como camada de ozônio. 
Tal situação provocou gradativa estabilidade climática, dan-
do viabilidade a um meio oxidativo favorável ao aparecimento de 
organismos que, a partir de então, começaram a realizar reações 
metabólicas beneficiadas pela respiração aeróbia.
Quanto aos compostos orgânicos (carboidratos) produzidos, 
a fotossíntese ajuda de forma direta e indireta na manutenção dos li-
mites tróficos de uma cadeia alimentar, uma vez que os organismos 
148
autotróficos formam a base sustentadora dos demais níveis, que são 
os consumidores herbívoros e carnívoros.
Vimos neste material que a eletroquímica tem fundamental impor-
tância para o estudo de novas formas de gerar energia, pois seu con-
ceito é estudado a partir das reações químicas e da transformação da 
energia química em elétrica.
Iniciamos os nossos estudos com a idealização da pilha por Alessan-
dro Volta em 1800, que, para a atualidade, arremete-nos à busca por 
mais alternativas de construir fontes de energia que sejam baratas 
e de viabilidade financeira positiva. Podemos mencionar também 
a importância da eletroquímica no desenvolvimento de pesquisas 
médicas e biomédicas, ciências que estudam as reações eletroquí-
micas e seus impactos em células vivas.
Os estudos bioquímicos têm interesse na natureza elétrica relacio-
nada aos impulsos nervosos e, em especial, às células que fazem a 
variação da energia química em elétrica, com potência suficiente 
para gerar impulsos elétricos como mecanismo de defesa.
Quanto à geração de energia, estudamos que esta é produzida por 
diversas atividades que geram reações, que vão desde a respiração 
humana, a fotossíntese, a corrosão, entre outras formas. Tal estu-
do nos ajuda a entender melhor a interface da eletroquímica com a 
biologia.
No momento atual, temos o eletroquímico presente no dia a dia, 
pois, o consumo de produtos movidos a bateria ou pilhas está au-
mentando e, por sua vez, tendem a ser estudadas a fim de prolongar 
sua duração, proporcionando, assim, umautilização maior e mais 
longa do equipamento.
SINTETIZANDO
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Referências
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