CQ028 Físico-Química Geral

Apresentação em tema: "CQ028 Físico-Química Geral"— Transcrição da apresentação:

1 CQ028 Físico-Química Geral
Profa. Liliana Micaroni 1º semestre de 2014

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4 Nota = 𝑃1+𝑃2+𝑃3 3 +𝑒𝑥𝑒𝑟𝑐í𝑐𝑖𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒𝑔𝑢𝑒𝑠
Avaliação: 1ª PROVA: 26/03 (gases e termodinâmica) 2ª PROVA: 30/04 (soluções e equilíbrio químico) 3ª PROVA: 28/05 (eletroquímica e cinética) 2ª. Chamada: 04/06 (solicitação na secretaria, com atestado médico) Aulas de exercícios antes das provas (19/3, 23/4 e 21/5) Exercícios entregues: 10, valendo 1 ponto cada(~ 1 exercício/aula) Nota = 𝑃1+𝑃2+𝑃3 3 +𝑒𝑥𝑒𝑟𝑐í𝑐𝑖𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒𝑔𝑢𝑒𝑠 Nota  70 Aprovado Nota < 40: Reprovado 40  Nota < 70: Exame Exame: 16/07 Bibliografia: P.W. Atkins “Físico-Química”, ed. LTC. P. Atkins “Princípios de Química”, ed. Bookman. J.C. Kotz “Química Geral e reações químicas” J. E. Brady “Química Geral”, ed. LTC. J.B. Russel “Química Geral”, ed. Pearson.

5 As propriedades dos gases
O gás perfeito Um gás é um conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente e aleatório, com velocidades que aumentam quando a temperatura se eleva. Um gás é diferente de um líquido por ter as moléculas muito separadas umas das outras. O estado do gás O estado físico de uma amostra de uma substância se define por suas propriedades físicas. O estado do gás puro fica definido pelos valores de volume que ocupa, V, quantidade de substância, n, pressão, p e temperatura,T. 𝑝=𝑓 (𝑇,𝑉, 𝑛)

6 Pressão 𝑝= 𝐹 𝐴 SI: Pascal (Pa) 1Pa = 1Nm -2
1N = 1 Kgms Pa = 1 Kgm-1s-2 105 Pa (1 bar): pressão padrão p0

7 𝑝=𝜌𝑔ℎ Medida de pressão
Barômetro (Torricelli) : mede a pressão exercida pela atmosfera 𝐹=𝑚𝑔=𝜌𝑉𝑔=𝜌𝐴ℎ𝑔 𝑝=𝜌𝑔ℎ Exemplo (no quadro) 1 atm = 760 mmHg = 760 torr

8 Manômetro: mede a pressão de uma amostra de gás no interior de um recipiente.
𝑝= 𝑝 𝑒𝑥𝑡 + 𝜌𝑔ℎ

9 Temperatura Mudança de estado físico: resultado de fluxo de energia, na forma de calor, de um corpo para outro Fronteiras que separam 2 corpos: Fronteira diatérmica (permeável ao calor) A temperatura, T, é a propriedade que nos informa o sentido deste fluxo de energia energia A →B T (A) > T (B) até Equilíbrio térmico Fronteira adiabática (não permeável ao calor)

10 Lei zero da termodinâmica
Se A está em equilíbrio térmico com B e se B está em equilíbrio térmico com C, então, C também está em equilíbrio térmico com A. Escala Celsius (): temperatura determinada por: -comprimento da coluna de líquido no capilar em contato com gelo em fusão: 0 da escala -comprimento da coluna de líquido no capilar em equilíbrio com água em ebulição. A diferença entre os dois comprimentos é dividida em 100 partes iguais e cada parte é um “grau” (oC) Escala de temperatura termodinâmica, T, dada em Kelvin, K 𝑇 𝐾 = 𝜃 ℃ +273,15

11 As leis dos gases As leis empíricas dos gases A lei de Boyle
Equação de estado de um gás a pressões baixas foi elaborada pela combinação de várias leis empíricas: As leis empíricas dos gases A lei de Boyle O volume de uma quantidade fixa de gás diminui quando a pressão sobre ele aumenta, a T constante 𝑉𝛼 1 𝑝 𝑜𝑢 𝑝 𝛼 1 𝑉 𝑝= 𝑐𝑡𝑒 𝑉 𝑜𝑢 𝑝𝑉=𝑐𝑡𝑒

12 Volume diminui e mais moléculas colidem com as paredes,
em um determinado tempo

13 Isotermas Lei de Boyle falha em altas pressões

14 A Lei de Charles Para uma quantidade fixa de gás sob pressão constante, o volume varia linearmente com a temperatura 𝑉 𝛼 𝑇 𝑉=𝑐𝑡𝑒𝑥𝑇, 𝑎 𝑝 𝑐𝑡𝑒 Isóbaras V (0) a -273,15 oC (0 na escala Kelvin)

15 O princípio de Avogadro
A pressão de um gás tende a zero quando sua temperatura tende a zero (escala absoluta, Kelvin) O princípio de Avogadro O volume de uma amostra de gás é proporcional à quantidade de matéria (ao número de mol) presente e que a constante de proporcionalidade é independente da identidade do gás 𝑉=𝑐𝑡𝑒 𝑥 𝑛 (𝑎 𝑝 𝑒 𝑇 𝑐𝑡𝑒𝑠)

16 A lei do gás ideal (gás perfeito)
𝑝𝑉=𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑥 𝑛𝑇 constantes 𝑉𝛼 1 𝑝 𝑜𝑢 𝑝 𝛼 1 𝑉 n e T 𝑉 𝛼 𝑇 n e V R: constante dos gases ideais, independe da identidade do gás p 𝛼 𝑇 n e V 𝑉 𝛼 𝑛 p e T

17 Equação dos gases ideais
𝑝𝑉=𝑛𝑅𝑇 Um gás que obedece essa equação em quaisquer condições é um gás ideal (gás perfeito) Gás real (gás que se manipula e observa) tem comportamento mais semelhante ao de um gás perfeito quanto mais baixa a pressão, no limite p 0 R é determinada experimentalmente: 𝑅= 𝑝𝑉 𝑛𝑇 R = 8,314 J/Kmol = 0,08206 Latm/Kmol = 8,314x10 -2 Lbar/Kmol Exemplo (no quadro)

18 Aplicações da lei do gás ideal
-Predizer o volume molar de um gás ideal 𝑉 𝑚 = 𝑉 𝑛 = 𝑅𝑇 𝑝 P e T padrão (SI): 1 bar (105 Pa) e 25 oC (298,15 K) Vm = 24,79 L/mol 1 atm e 25 oC: Vm = 24,47 L/mol Vm = 22,41 L/mol CNTP (condições normais de T e p): 0 oC e 1 atm

19 𝑝 1 𝑉 1 𝑇 1 = 𝑝 2 𝑉 2 𝑇 2 -Lei dos gases combinadas 𝑝𝑉= 𝑚 𝑀 𝑅𝑇 𝑝𝑉=𝑛𝑅𝑇
nR=cte Condições iniciais: p1, V1, T1 e condições finais: p2, V2, T2 𝑝 1 𝑉 1 𝑇 1 = 𝑝 2 𝑉 2 𝑇 2 Exemplos (no quadro) -Determinar a massa molar a partir da densidade 𝑝𝑉=𝑛𝑅𝑇 𝑝𝑉= 𝑚 𝑀 𝑅𝑇 M= 𝑅𝑇 𝑝 -Estequiometria de reações com gases ( exemplos no quadro)

20 Mistura de gases 𝑝= 𝑝 𝐴 + 𝑝 𝐵 +… 𝑝 𝐽= 𝑛 𝐽 𝑅𝑇 𝑉 𝑥 𝐽= 𝑛 𝐽 𝑛 𝑇
Lei de Dalton: Pressão exercida por uma mistura de gases ideais é a soma das pressões parciais dos gases 𝑝= 𝑝 𝐴 + 𝑝 𝐵 +… Pressão parcial de um gás ideal numa mistura é a pressão que o gás exerceria se ocupasse, sozinho, todo volume da mistura 𝑝 𝐽= 𝑛 𝐽 𝑅𝑇 𝑉 Frações molares e pressões parciais 𝑥 𝐽= 𝑛 𝐽 𝑛 𝑇 𝑛 𝑇= 𝑛 𝐴 + 𝑛 𝐵 +… 𝑥 𝐴 + 𝑥 𝐵 +…=1 𝑝 𝐽 = 𝑥 𝐽 𝑝 Exemplo (no quadro)

21 O movimento molecular Difusão: Efusão:
dispersão gradual de uma substância em outra, como um gás em outro Efusão: Fuga de um gás para o vácuo, através de um orifício

22 Lei de efusão de Graham 2 gases A e B, à T constante:
𝑣 𝑒𝑓𝐴 𝑣𝑒𝑓𝐵 = 𝑀 𝐵 𝑀 𝐴 𝑣 𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝐴 𝑣 𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝐵 = 𝑀 𝐵 𝑀 𝐴 Com experiências efusão em diferentes T: 𝑣 𝑒𝑓 𝑎 𝑇2 𝑣 𝑒𝑓 𝑎 𝑇1 = 𝑇 2 𝑇 1 𝑣 𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝑎 𝑇2 𝑣 𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝑎 𝑇1 = 𝑇 2 𝑇 1 Refinando o modelo de gás: 𝑣 𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 α 𝑇 𝑀

23 O modelo cinético dos gases
Hipóteses: 1-O gás é constituído de moléculas de massa m em movimento aleatório incessante 2-O tamanho das moléculas é desprezível 3-As partículas se movem em linha reta até colidirem 4-As moléculas não interagem umas com as outras, exceto durante as colisões. Modelo cinético de um gás propõe que não há força de atração e repulsão entre as moléculas do gás ideal, exceto durante as colisões e nos permite obter a relação quantitativa entre pressão e velocidade média das moléculas

24 𝑃= 𝑁𝑚 𝑐 2 3𝑉 𝑃= 𝑛𝑀 𝑐 2 3𝑉 ou 𝑃𝑉= 1 3 𝑛𝑀 𝑐 2 termo PV ≈ lei gás ideal
𝑃= 𝑁𝑚 𝑐 2 3𝑉 𝑃= 𝑛𝑀 𝑐 2 3𝑉 ou P: pressão V: volume do recipiente N: número total de moléculas M:massa molar das moléculas n: quantidade de matéria de moléculas de gás C: raiz quadrada da velocidade quadrática média das moléculas 𝑃𝑉= 1 3 𝑛𝑀 𝑐 2 termo PV ≈ lei gás ideal 1 3 𝑛𝑀 𝑐 2 =𝑛𝑅𝑇 𝒄= 𝟑𝑹𝑻 𝑴 𝟏/𝟐 Modelo cinético dos gases é consistente com lei do gás ideal e fornece expressão para c.

25 A distribuição de velocidades de Maxwell

26 Os gases reais Os gases reais exibem desvios em relação à lei dos gases ideais em virtude das interações moleculares ou forças intermoleculares (atrações e repulsões entre moléculas. Desvios mais notáveis: p elevadas e T baixas

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28 Liquefação dos gases

29 A Equação de estado dos gases reais
Equação de Van der Waals 𝑝= 𝑛𝑅𝑇 𝑉−𝑛𝑏 −𝑎 𝑛 𝑉 2 a e b: constantes de van der Waals (características de cada gás e independe de T) Interações repulsivas entre as moléculas do gás são levadas em conta: volume de cada molécula não é nulo, cada qual se movimenta num volume V-nb, menor que o volume V ocupado pelo gás. A parcela nb é ~ o volume total ocupado pelas moléculas A pressão do gás depende da frequência das colisões com as paredes e da força de cada colisão. Ambas se reduzem pelas forças atrativas que atuam proporcionalmente à concentração molar sobre as moléculas da amostra do gás. Pressão é reduzida proporcionalmente ao quadrado da concentração molar : 𝑎 𝑛 𝑉 2

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31 Exercícios 1-Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K num vaso de volume constante. Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, qual será a sua pressão na temperatura de trabalho, se o seu comportamento for o de um gás perfeito? 2-A combustão do gás butano (C4H10) no ar produz CO2 e H2O. a) escreva a equação balanceada b) quantos mol de C4H10 são necessários para formar 11,6 mols de CO2? c) Quantos gramas de água são formados a partir de 2,69 mols de C4H10? d) Qual o volume, nas CNTP, de CO2 produzido a partir de 13 kg de butano? R: b) 2,9 mol; c) 242g d) 20,1x103L

32 2 Al (s) + 2 OH- (aq) + 2 H2O (l)  3 H2 (g) + 2 AlO2- (aq)
3- Considere a reação abaixo. Qual o volume (em cm3) de H2, medidos nas CNTP, que serão liberados quando 0,150 g de Al forem dissolvidos? 2 Al (s) + 2 OH- (aq) + 2 H2O (l)  3 H2 (g) + 2 AlO2- (aq) 4-O ar é usado como fonte de reagentes em muitos processos químicos e físicos: o oxigênio é usado para a combustão e respiração e o nitrogênio é usado como um material inicial para a produção de amônia. Uma certa amostra de ar seco de massa total 1,00 g consiste quase completamente em 0,76 g de N2 e 0,24 g de O2. Calcule as pressões parciais destes gases quando a pressão total é 1,00 atm. R: pN2=0,78 atm e pO2 = 0,22 atm