Mistura Simples

A descrição termodinâmica das misturas

Descrição termodinâmica das misturas

Água e Etanol

Grandezas Parciais Molares

Volume parcial molar

É o coeficiente angular

da curva.O volume parcial em b é negativo

O volume total da amostra diminui

com adição de A

Potencial químico/Energia de Gibbs

Exemplo 7.2

Energia de Gibbs para mistura

Entropia de mistura

Entalpia de MisturaEntalpia de Mistura

∆misG= ∆misH - T ∆misS

Os potenciais químicos dos líquidos

� Soluções ideais

� A puro

� Mistura (A + soluto)� Mistura (A + soluto)

Lei de Raoult

� François Raoult descobriu que a razão entre a pressão parcial de vapor de cada componente e a pressão de vapor do componente puro pa/pa*, é aproximadamente igual à fração molar do igual à fração molar do componente A na mistura líquida.

A pressão total de vapor e as duas

pressões parciais de vapor de uma

mistura binária ideal dependem

linearmente das frações molares dos

componentes

Dois líquidos semelhantes, neste caso benzeno e metilbenzeno

comportam-se quase idealmente, e a variação das respectivas

pressões de vapor com a composição é muito parecida com a

variação numa solução binária ideal.

� As misturas que cumprem esta lei sobre todo o intervalo de composição do A puro até o B puro, são as soluções ideais.

� As equações válidas exclusivamente para as soluções ideais serão identificadas pelo índice superior °

� Esta importante equação pode ser tomada com a definição de uma solução ideal ( e então a lei de Raoult é conseqüência, e não causa da equação).

Interpretação molecular

Representação molecular da lei de Raoult.

As esferas grandes são as moléculas de solvente na superfície

da solução (o plano mais alto de esferas) e as pequenas são as moléculas

soluto. Estas bloqueiam o escapamento das moléculas de solvente para o vapor,

mas não impedem o retorno à fase líquida.

� Desvios da idealidade

Grandes desvios em relação à

idealidade exibem soluções de

líquidos quimicamente diferentes.

Soluções diluídas ideais

� Nas soluções ideais, soluto e solvente obedecem à lei de Raoult. O químico inglês, Willian Henry, descobriu experimentalmente que, no caso de soluções reais com concentrações baixas, embora a pressão de vapor do soluto seja proporcional à fração molar do soluto, a constante de proporcionalidade não é a pressão de vapor constante de proporcionalidade não é a pressão de vapor da substância pura.

� Lei de Henry

� xB é a fração molar do soluto

� KB é uma constante empírica (Pa)

Quando um componente (o solvente) é quase puro, a pressão de vapor

é proporcional à sua fração molar com a constante de proporcionalidade

pB* (lei de Raoult).

Quando é o componente menor (o soluto), a sua pressão de vapor continua

a ser proporcional à fração molar mas a constante de proporcionalidade é KB

Lei de Henry.

Numa solução diluída, as moléculas do

solvente (esferas maiores) estão num ambiente

que pouco difere do ambiente do solvente puro.

As partículas do soluto, no entanto, estão num

ambiente completamente diferente do ambiente

do soluto puro.

Exemplo

As Propriedades das Soluções

� Mistura de Líqudos

� A) Soluções Ideais� Energia de Gibbs ~mistura de gases

Grandezas em excesso e soluções regulares

Grandezas em excesso obtidas experimentalmente

a 25 °C. (a) HE dos sistema benzeno-ciclohexano; o

gráfico mostra que o processo de mistura dos dois

líquidos é endotérmico ( pois ∆misH=0 para uma

solução ideal).

(b) O volume em excesso VE, no sistema

tetracloroetano/ciclopentano; o gráfico mostra que

contração em frações molares de tetracloroetano

Baixas e expansão em altas frações molares

(∆misV=0 para uma solução ideal).

� Referencias:

� Atkins, P.; Paula, J. ATKINS FÍSICO-QUÍMICA v.1; 7ª. ed. LTC, Rio de Janeiro, 2003.