Comente detalhadamente sobre a experiência de Gay-Lussac - Joule e a experiência de Joule - Thomson.

Passo 1

O enunciado pede um comentário detalhado sobre duas experiências clássicas de termodinâmica: a experiência de Gay-Lussac–Joule (também chamada de expansão livre de Joule) e a experiência de Joule–Thomson. O conteúdo principal é o comportamento térmico de gases puros submetidos a processos isentrópicos e isentalpicos, e o que essas experiências revelam sobre energia interna, entalpia e coeficientes termodinâmicos.

Passo 2

Na experiência de Gay-Lussac–Joule faz-se um gás ideal ou real expandir livremente de um recipiente A para um recipiente B, estando ambos perfeitamente isolados termicamente do exterior (processo adiabático) e conectados por um diafragma que se rompe repentinamente. Como não há trabalho de fronteira (o gás não desloca um pistão) nem troca de calor com ambiente, a primeira lei da termodinâmica reduz-se a
\Delta U = Q - W = 0 - 0 = 0,
ou seja, a variação de energia interna \Delta U é nula. Em gases próximos ao comportamento ideal, observa-se experimentalmente que a temperatura não muda \Delta T=0. Isso mostra que para um gás ideal U=U(T) e não depende de V. O coeficiente de Joule \mu_J = \bigl(\partial T/\partial V\bigr)_U é aproximadamente zero em condições ordinárias, confirmando a ideia de que gás ideal tem energia interna função apenas de temperatura.

Passo 3

Na experiência de Joule–Thomson faz-se o gás fluir de alta pressão p_1 para baixa pressão p_2 através de uma válvula de estrangulamento (ou orifício de Joule–Thomson), mantendo as paredes bem isoladas de modo que não haja troca de calor com o ambiente. Esse processo é aproximado como isoentalpico, pois na entrada e saída o trabalho de fluxo cancela e Q=0, logo
\Delta H = 0.
O que se mede é a variação de temperatura \Delta T = T_2 - T_1. Para gases reais, \Delta T pode ser negativo (resfriamento) ou positivo (aquecimento), dependendo da temperatura inicial e do tipo de gás. Define-se o coeficiente de Joule–Thomson
\mu_{JT} = \Bigl(\frac{\partial T}{\partial p}\Bigr)_{H}.
Se \mu_{JT}>0 o gás resfria ao expandir (caso de \mathrm{CO_2}, \mathrm{N_2} a temperaturas abaixo da sua temperatura de inversão), e se \mu_{JT}<0 aquece (como ocorre com o hidrogênio e o hélio em condições ambientes). A curva de inversão no diagrama T\!\times\!p separa regiões de aquecimento e resfriamento.

Passo 4

Em termos termodinâmicos, a experiência de Gay-Lussac–Joule demonstra que para gás ideal \mu_J=0, o que validou o modelo de gás ideal e a dependência U=U(T). A experiência de Joule–Thomson revela efeitos de não idealidade associados às forças intermoleculares e volume finito das moléculas, fornecendo dados para ajustar equações de estado reais (Van der Waals, Redlich–Kwong etc.) e permitindo projetar ciclos de refrigeração.

Resposta

Gay-Lussac–Joule: expansão livre adiabática com \Delta U=0, sem variação de temperatura em gás ideal, confirmando U=U(T) e \mu_J\approx0.
Joule–Thomson: estrangulamento isoentalpico com \Delta H=0, onde a variação de temperatura \Delta T depende da não idealidade do gás e do sinal de \mu_{JT}, originando efeitos de resfriamento ou aquecimento conforme a curva de inversão.

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