aula 06 estados da materia - sólidos, líquidos e gases - prof. nelson virgilio

Aula 06© Prof. Nelson Virgilio

Química Geral e Experimental

1º. Sem./2010Engenharias

Aula 06© Prof. Nelson Virgilio•2

Aula 06© Prof. Nelson Virgilio•3


Programa – I Unid.

•4

1. Estrutura Atômica2. Periodicidade Química 3. Estrutura Atômica e Espectroscopia - Teste de

Chama 4. Ligações Químicas 5. Estados Físicos da Matéria

•Avaliação: Nota Relatório 1º. Experimento


Programa – II Unid.

•5

6. Tipos de Sólidos Cristalinos (iônicos; covalentes; moleculares; metálicos)

7. Eletroquímica 8. Células Galvânicas e Células Eletrolíticas 9. Funções Inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos. 10.Funções Orgânicas: hidrocarbonetos saturados e

insaturados, compostos oxigenados, nitrogenados e sulfurados.

•Avaliação: 04/06 (Conforme Calendário Area1)


Ligação de hidrogênio

Forças Intermoleculares




+-+-

+- +-


Ligação de hidrogênio• As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:

– Flutuação do gelo• Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos;• Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos.• O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a

ligação H.• Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água.• Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å.• O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å.• O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular

aberto.• Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O.



Viscosidade• Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir.

• Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras.

• Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a viscosidade.

Algumas Propriedades dos Líquidos


Viscosidade



Tensão superficial


Tensão superficial• As moléculas volumosas (no

líquido) são igualmente atraídas pelas suas vizinhas.

forças de adesão

forças de coesão


Tensão superficial

• As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no sentido das moléculas volumosas.

– Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais densamente empacotadas do que as moléculas volumosas.

• A tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área superficial de um líquido.

• As forças de coesão ligam as moléculas entre si.

• As forças de adesão ligam as moléculas a uma superfície.




Menisco da água comparando com o menisco do mercúrio

forças coesão > forças adesão

forças adesão > forças coesão


Tensão superficial• Menisco é a forma da superfície do líquido.

– Quando as forças de adesão entre o líquido e a superfície (vidro) são mais fortes do que as forças de coesão do líquido, a superfície do líquido é atraída para a superfície do recipiente. Portanto, o menisco tem formato de U (ex.: água em um copo).

– Quando as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão, o menisco é curvo para baixo (ex.: Hg).

• Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água, o menisco puxa a água para o topo do tubo.



Mudanças de Fase

... é a proximidade das partículas que a constitui. Essa característica obedece a fatores como: Força de Atração: as moléculas se aproximem umas das outras. Força de Repulsão: as moléculas se afastem umas das outras.

O que é que determina o

estado físico da matéria?


Outros estados físicos da matéria

Adição de energiaAdição de energia


PLASMA - 4º. estado físico da matéria

• Composição das estrelas e do Cosmo• Raios• Aurora Boreal• Lâmpadas fluorescentes• TV Plasma

o plasma se caracteriza pela presença de íons superaquecidos que constituem o chamado gás ionizado, uma forma diferente

do estado gasoso


Liberação de energiaLiberação de energia

Outros estados físicos da matéria


... e tem mais ?


DEPOSIÇÃO

FUSÃO VAPORIZAÇÃO

CONGELAMENTO CONDENSAÇÃO

SUBLIMAÇÃO

A vaporização, pode ocorrer:

• sem bolhas – Evaporação (temp. amb.)

• com bolhas – Ebulição (fervura)

LIQUEFAÇÃO

Mudanças de Fase


Mudanças de Fase

VAPORIZAÇÃO

CONDENSAÇÃO

FUSÃO CONGELAMENTO

SU

BL

IMA

ÇÃ

O

PROCESSO CALOR ABSORVIDO

FUSÃO 80 cal/g

VAPORIZAÇÃO 600 cal/g

SUBLIMAÇÃO 680 cal/gD

EP

OS

IÇÃ

O

PROCESSO CALOR LIBERADO

CONDENSAÇÃO 600 cal/g

CONGELAMENTO 80 cal/g

DEPOSIÇÃO 680 cal/g


Mudanças de Fase


Variações de energia acompanhado as mudanças de fase

• Processos com Absorção de Calor

• Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica).

• Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica).

• Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).

• Processos com Liberação de Calor

• Deposição: Hdep < 0 (exotérmica).

• Condensação: Hcond < 0 (exotérmica).

• Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica).

Mudanças de Fase


Variações de energia acompanhando as mudanças de fase

• Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do que o calor de vaporização :

– mais energia é gasta para separar completamente as moléculas do que para separá-las parcialmente.

Mudanças de Fase

PROCESSO CALOR ABSORVIDO

FUSÃO 80 cal/g

VAPORIZAÇÃO 600 cal/g

SUBLIMAÇÃO 680 cal/g


Mudanças de Fase


Curvas de aquecimento• O gráfico de variação da temperatura versus calor fornecido é uma

curva de aquecimento.

• Durante a mudança de fase, a adição de calor não provoca nenhuma variação na temperatura.

– Esses pontos são usados para calcular o Hfus e o Hvap.

• Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo de seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido.

• Atingido através da manutenção da temperatura baixa e do aumento da energia cinética para a quebra das forças intermoleculares.

Mudanças de Fase


Curva de aquecimento (Simulação)

No aquecimento ou no

resfriamento de substâncias

puras, a temperatura permanece constante

enquanto a mudança de estado físico

estiver ocorrendo


Temperatura e pressão críticas• Existe uma diferença entre vapor e gás ?

• O gás é um estado da matérial onde seus constituintes se encontram muito afastado (baixa interação)

• Como uma substância gasosa pode passar para o estado líquido?

• Abaixando a “T” ou aumentando a “P”

• Dados experimentais demonstram que para cada substância existe uma Temperatura Crítica acima da qual ela só pode retornar ao estado líquido com o abaixamento da “T” (a “P” não atua)

• Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um gás utilizando pressão.

• Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação.

Mudanças de Fase


Temperatura e pressão críticas

Mudanças de Fase


Explicando a pressão de vapor no nível molecular

• Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso.

• Essas moléculas se movimentam na fase gasosa.

• À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao líquido.

• Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de vapor.

Pressão de Vapor


Explicando a pressão de vapor no nível molecular

Pressão de Vapor

• (a) supondo que não existem moléculas na fase gasosa – P=0


Explicando a pressão de vapor no nível molecular• Equilíbrio termodinâmico: o ponto em que tantas moléculas

escapam da superfície quanto as que atingem.

• A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico.

Volatilidade, pressão de vapor e temperatura• Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora.

• As substâncias voláteis evaporam rapidamente.

Pressão de Vapor


Volatilidade, pressão de

vapor e temperatura• Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética

média, mais rapidamente o líquido evaporará.

Pressão de Vapor


Volatilidade, pressão de vapor e temperatura

Pressão de Vapor


Pressão de Vapor

1 atm


Pressão de vapor e ponto de ebulição• Os líquidos entram em ebulição quando a pressão externa se iguala

à pressão de vapor.

• A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a pressão aumenta.

Pressão de Vapor


Pressão de vapor e ponto de ebulição• Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a

temperatura ou diminuir a pressão.

– As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão o ponto de ebulição da água é mais alto do que a 1 atm. Conseqüentemente, há uma temperatura mais alta em que a comida é cozida, reduzindo o tempo necessário de cozimento.

• O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1 atm).

Pressão de Vapor


• Diagrama de fases: gráfico da pressão versus temperatura resumindo todos os equilíbrios entre as fases.

• Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de fases nos dizem qual fase existirá.

• Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em uma curva representa uma fase única.

Diagrama de Fases


Diagrama de Fases


• Características de um diagrama de fases:

– (A) Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases estão em equilíbrio.

– (B) Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás.

– (C) Ponto de equilíbrio sólido-gás

– (D) Ponto de equilíbrio sólido-líquido

– Curva de pressão-vapor: geralmente, à medida que a pressão aumenta, a temperatura aumenta.

– Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a fase sólida é favorecida, se o sólido é mais denso do que o líquido.

– Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm.

Diagrama de Fases


Diagramas de fases de H2O e CO2

Diagrama de Fases



• Água:

– A curva do ponto de fusão inclina para a esquerda porque o gelo é menos denso do que a água.

– O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 4,58 mmHg.

– O ponto de fusão (congelamento) é 0C.

– O ponto de ebulição normal é 100C.

– O ponto crítico é 374C e 218 atm.

Diagrama de Fases



• Dióxido de carbono:

– O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm.

– O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2 sublima, ele não funde.)

– O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm.

Diagrama de Fases


Extração por fluído supercrítico• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C

Diagrama de Fases


Extração por fluído supercrítico• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C

Diagrama de Fases

• O material a ser processado é colocado no extrator. O material que se deseja extrair dissolve-se no CO2 supercrítico a alta “P”; aseguir é preciptado no separador quando a pressão de CO2 for reduzida. O CO2 é reciclado por compressor com uma quantidade fresca de material no extrator


O que são os Cristais Líquidos?

• O Cristal Líquido é um estado da matéria intermediário entre o estado sólido e o líquido: um estado mesomórfico (do Grego mesos morphe: entre dois estados).

• O cristal líquido também pode ser definido como sendo um líquido 'orientacionalmente ordenado' ou um sólido 'posicionalmente desordenado‘.

Cristais Líquidos


O que são os Cristais Líquidos?

Cristais Líquidos


O que é um sólido ?• Parece óbvio áte uma criança tem uma boa explicação• Mas para um químico, temos que olhar para sua

estrutura atômica, então …• “Um sólido é uma substância que apresenta suas partículas

constituintes dispostas num arranjo regularmente ordenado”


Seria correto afirmar que os sólidos apresentam volumes e formas definidas ?

• Será ?!• E a dilatação térmica ?• Sob o efeito da Pressão o que acontece ?


O que são cristais ?

• Um cristal é um sólido formado por arrajos internos de átomos e moléculas regularmente repetidas, e é distinguido pelas suas faces externas planas.

Como podemos provar isso ?• Através da técnica chamada ...• Difração de Raio X• Como ondas revelam a estrutura

atômica de cristais?


Conhecendo a Difração de Raio X

• Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais?

Max von Laue 1879 - 1960

É baseado num conceito muito simples ... Qualquer radiação eletromagnética pode sofrer desvio de sua trajetória, basta passar por uma barreira “grade de difração”. Entendeu ? Há “grade de difração” é uma séria de objetos (lentes ou átomos) colocados de uma maneira regular a uma distância aproximadamente igual à o comprimento de onda da radiação


Conhecendo a Difração de Raio X


• A Difratometria de raio X é uma das principais técnica de caracterização microestrutural de matérias cristalinos• engenharia e ciências dos materiais• engenharias metalúrgicas, química e de minas• geociências


Células unitárias• Sólido cristalino: arranjo definido e bem ordenado de moléculas,

átomos ou íons.

• Os cristais têm uma estrutura ordenada, que se repete.

• A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária.

• A célula unitária é a menor unidade com toda a simetria de um cristal inteiro.

• Uma pilha tridimensional de células unitárias é a rede cristalina.


Célula unitária

Estruturas dos sólidos


Células unitárias• Três tipos comuns de células unitárias.

– Cúbica primitiva, átomos nas extremidades de um cubo simples,• cada átomo é compartilhado por oito células unitárias.

– Cúbica de corpo centrado (ccc), átomos nos vértices de um cubo mais um no centro do corpo do cubo.

• Os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e o átomo central está completamente incluso em uma célula unitária.

– Cúbica de face centrada (cfc), átomos nas extremidades de um cubo mais um átomo no centro de cada face do cubo.

• os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e os átomos das faces são compartilhados por duas células unitárias.



Células unitárias



A estrutura cristalina do cloreto de sódio• Duas maneiras equivalentes de definir a célula unitária:

– os íons de Cl- (maiores) estão nas extremidades da célula, ou

– os íons de Na+ (menores) estão nas extremidades da célula.

• A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a mesma para o cristal. No NaCl, cada célula unitária contém o mesmo número de íons de Na+ e de Cl-.

• Observe que a célula unitária para o CaCl2 precisa de duas vezes

mais íons Cl- do que íons Ca2+.



A estrutura cristalina do cloreto de sódio



Empacotamento denso de esferas• Os sólidos têm forças intermoleculares máximas.

• As moléculas podem ser modeladas por esferas.

• Os átomos e íons são esferas.

• Os cristais moleculares são formados através de empacotamento denso de moléculas.

• Racionalizamos a força intermolecular máxima em um cristal através do empacotamento denso de esferas.



Empacotamento denso de esferas• Quando as esferas são empacotadas da maneira mais densa

possível, há pequenos espaços entre as esferas adjacentes.

• Os espaços são denominados orifícios intersticiais.

• Um cristal é formado pela superposição de camadas de esferas densamente empacotadas.

• Existe apenas uma posição para a segunda camada de esferas.



Empacotamento denso de esferas• Existem duas opções para a terceira camada de esferas:

– A terceira camada fica eclipsada com a primeira (arranjo ABAB). Esse é chamado de empacotamento denso hexagonal (edh).

– A terceira camada está em uma posição diferente em relação à primeira (arranjo ABCABC). Esse é chamado de empacotamento denso cúbico (edc).



Empacotamento denso de esferas



Empacotamento denso de esferas• Cada esfera é cercada por 12 outras esferas (6 em um plano, 3

acima e 3 abaixo).

• Número de coordenação: é o número de esferas que cerca diretamente uma esfera central.

• Os empacotamentos densos hexagonal e cúbico são diferentes das células unitárias cúbicas.

• Se são utilizadas esferas de tamanhos diferentes, as esferas menores são colocadas em orifícios intersticiais.



• Existem quatro tipos de sólidos:

– Moleculares (formados a partir de moléculas) – normalmente macios, com pontos de ebulição baixos e condutividade ruim.

– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com pontos de fusão muito altos e condutividade ruim.

– Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, com pontos de ebulição altos e condutividade ruim.

– Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – macios ou duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis e dúcteis.

Ligação nos sólidos


Sólidos moleculares• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e

ligações de H.

• Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de fusão.

• Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam sólidos moleculares em baixa temperatura.

• O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas não são esferas regulares).



Sólidos covalentes• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e

ligações de H.

• Átomos mantidos unidos em redes grandes.

• Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC) e nitrito de boro (BN).

• No diamante:

– Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4; cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de átomos.

– O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 C).



Sólidos covalentes



Sólidos covalentes• No grafite

– cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano;

– camadas de anéis interconectados são sobrepostas;

– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 Å versus 1,395 Å no benzeno);

– a distância entre as camadas é grande (3,41 Å);

– Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom condutor).



Sólidos iônicos• Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de

atração.

• Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.



Sólidos iônicos



Sólidos iônicos• A estrutura do NaCl

• Cada íon tem um número de coordenação igual a 6.

• Rede cúbica de face centrada.

• A proporção cátion-ânion é 1:1.

• Exemplos: LiF, KCl, AgCl e CaO.

• A estrutura do CsCl

• O Cs+ tem um número de coordenação igual a 8.

• Diferente da estrutura do NaCl (o Cs+ é maior que o Na+).

• A proporção cátion-ânion é 1:1.



Sólidos iônicos• Estrutura da blenda de zinco

• Exemplo típico é o ZnS.

• Os íons de S2- adotam um arranjo cfc.

• Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4.

• Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons de Zn2+.

• Exemplo: CuCl.



Sólidos iônicos• Estrutura da fluorita

• Exemplo típico CaF2.

• Os íons de Ca2+ tem um arranjo cfc.

• Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula unitária.

• Exemplos: BaCl2, PbF2.



Sólidos metálicos• Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh,

cfc ou ccc.• O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12.• Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e

não há elétrons suficientes para ligações covalentes.• Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de elétrons.• Os metais conduzem porque os elétrons estão deslocalizados e são

volúveis.



Onde Estudar a Aula de Hoje

Nos Livros

• BRADY, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral - Vol.1. LTC, 2006. – Cap. 4 – Ligação Química Conceitos Gerais e Cap. 5 – Ligação Covalente e Estrutura Molecular

• RUSSELL, John B., Química Geral – Vol.1. MAKRON Books, 2ª. Edição – Cap. 4 – Gases, Cap. 9 – Sólidos e Cap.10 – Líquidos e Mudanças de Estado

• Q.Geral Ap. a Eng. – Cap.8 – Moléculas e Materiais

Na Internet

• O Estado Gasoso – Aula Virtual (UFSC)

•http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html


Na Próxima Aula Veremos ...

• Aula Prática – 2º.Experimento - 15/05

•Aula 6 - Estados da Matéria - Sólidos,

Líquidos e Gases (continuação) – 14/05

Química Geral e Exp


Conteúdo da Apresentação

• BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 11 – Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos

• Click na imagem para visitar o site do livro

• Conteúdo baseado no Livro Texto


Referências - Animações

• Slide 10 – animação da molécula da água e formação das ligações de hidrogênio - http://www.johnkyrk.com/

• Slide 30 – Simulação da curva de aquecimento da água – LAPEQ – Laboratório de Pesquisa e Ensino de Química e Tecnologias Educativas – FEUSP - http://quimica.fe.usp.br/

• Slide 40 – Animação – Diagrama de Fases – Recursos visuais do Livro Texto – Química A Ciência Central, disponível no link: http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/

• Slides 56 e 57 – Animações - A difração de raios X por um cristal de acordo com a teoria de W. L. Bragg (Cap. 04 Fig. 4.1) e Fotos de dois aparelhos de difratometria de raios X: um produzido em 1922 (a) e outro (b) em 2005. - http://www.cienciadosmateriais.org/


Contato

•90

Prof. Nelson Virgilio

Engenheiro Químico – UFBAEsp. Processos Petroquímicos e Eng.

Química (Bolonha-Itália)

[email protected]

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