CQ028

Físico-Química Geral

Profa. Liliana Micaroni

1º semestre de 2014

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 =

Nota 70 AprovadoNota < 40: Reprovado40 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.

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, quantidadede substância, n, pressão, p e temperatura,T.

𝑝= 𝑓 (𝑇 ,𝑉 ,𝑛)

Pressão

𝑝=𝐹𝐴

SI: Pascal (Pa) 1Pa = 1Nm -2

105 Pa (1 bar): pressão padrão p0

1N = 1 Kgms-2 1 Pa = 1 Kgm-1s-2

Medida de pressão

Barômetro (Torricelli) : mede a pressão exercida pela atmosfera

𝑝=𝜌 h𝑔

𝐹=𝑚𝑔=𝜌𝑉𝑔=𝜌 h𝐴 𝑔

Exemplo (no quadro)

1 atm = 760 mmHg = 760 torr

Manômetro: mede a pressão de uma amostra de gás no interior de um recipiente.

𝑝=𝑝𝑒𝑥𝑡+𝜌 h𝑔

Temperatura

Mudança de estado físico: resultado de fluxo de energia, na forma de calor, de um corpo para outro

A temperatura, T, é a propriedade que nos informa o sentido deste fluxo de energia

Fronteiras que separam 2 corpos:

Fronteira diatérmica (permeável ao calor)

energia A →B T (A) > T (B) até Equilíbrio térmico

Fronteira adiabática (não permeável ao calor)

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

𝑇𝐾

=𝜃℃

+273,15

As leis dos gasesEquação 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

𝑉 𝛼1𝑝𝑜𝑢𝑝𝛼

1𝑉

𝑝=𝑐𝑡𝑒𝑉

𝑜𝑢𝑝𝑉=𝑐𝑡𝑒

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

Isotermas

Lei de Boyle falha em altas pressões

A Lei de CharlesPara uma quantidade fixa de gás sob pressão constante, o volume varia linearmente com a temperatura

𝑉 𝛼𝑇 𝑉=𝑐𝑡𝑒𝑥𝑇 ,𝑎𝑝𝑐𝑡𝑒Isóbaras

V (0) a -273,15 oC

(0 na escala Kelvin)

O princípio de AvogadroO 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=𝑐𝑡𝑒𝑥𝑛(𝑎𝑝𝑒𝑇 𝑐𝑡𝑒𝑠)

p

A pressão de um gás tende a zeroquando sua temperatura tende a zero (escala absoluta, Kelvin)

A lei do gás ideal (gás perfeito)𝑝𝑉=𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑥𝑛𝑇

𝑉 𝛼1𝑝𝑜𝑢𝑝𝛼

1𝑉

𝑉 𝛼𝑇

p

𝑉 𝛼𝑛

constantes

n e T

n e V

n e V

p e T

R: constante dos gases ideais,independe da identidade do gás

Equação dos gases ideais

𝑝𝑉=𝑛𝑅𝑇Um 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=

𝑝𝑉𝑛𝑇

R = 8,314 J/Kmol = 0,08206 Latm/Kmol = 8,314x10 -2 Lbar/Kmol

Exemplo (no quadro)

Aplicações da lei do gás ideal-Predizer o volume molar de um gás ideal

𝑉𝑚=𝑉𝑛

=𝑅𝑇𝑝

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

CNTP (condições normais de T e p): 0 oC e 1 atm Vm = 22,41 L/mol

-Lei dos gases combinadas

nR=cte

Condições iniciais: p1, V1, T1 e condições finais: p2, V2, T2

Exemplos (no quadro)

-Determinar a massa molar a partir da densidade

-Estequiometria de reações com gases ( exemplos no quadro)

𝑝𝑉=𝑛𝑅𝑇 𝑝𝑉=𝑚𝑀

𝑅𝑇 M

Mistura de gasesLei de Dalton:Pressão exercida por uma mistura de gases ideais é a soma das pressões parciais dos gases

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 𝐽𝑅𝑇𝑉

Frações molares e pressões parciais

𝑥𝐽=

𝑛 𝐽

𝑛𝑇

𝑛𝑇=𝑛𝐴+𝑛𝐵+…

𝑝=𝑝𝐴+𝑝𝐵+…

𝑝 𝐽=𝑥 𝐽 𝑝Exemplo (no quadro)

𝑥𝐴+𝑥𝐵+…=1

O movimento molecular

Difusão: dispersão gradual de uma substância em outra, como um gás em outro

Efusão: Fuga de um gás para o vácuo,através de um orifício

Lei de efusão de Graham2 gases A e B, à T constante: 𝑣𝑒𝑓𝐴

𝑣𝑒𝑓𝐵=√𝑀 𝐵

𝑀 𝐴

𝑣𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝐴

𝑣𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐 𝐵

=√𝑀 𝐵

𝑀 𝐴

Com experiências efusão em diferentes T:

𝑣𝑒𝑓 𝑎𝑇 2

𝑣𝑒𝑓 𝑎𝑇 1

=√𝑇 2

𝑇 1

𝑣𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑎𝑇 2

𝑣𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑎𝑇 1

=√𝑇 2

𝑇 1

Refinando o modelo de gás:𝑣𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐α  ( 𝑇𝑀 )

12

O modelo cinético dos gasesHipóteses:1-O gás é constituído de moléculas de massa m em movimento aleatório incessante2-O tamanho das moléculas é desprezível3-As partículas se movem em linha reta até colidirem4-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 repulsãoentre as moléculas do gás ideal, exceto durante as colisões e nos permite obter a relação quantitativa entre pressão e velocidade média das moléculas

𝑃=𝑁𝑚𝑐2

3𝑉 𝑃=𝑛𝑀 𝑐2

3𝑉ou

P: pressãoV: volume do recipienteN: número total de moléculasM:massa molar das moléculasn: quantidade de matéria de moléculas de gásC: raiz quadrada da velocidade quadrática média das moléculas

𝑃𝑉=13𝑛𝑀𝑐2

termo PV ≈ lei gás ideal

13𝑛𝑀𝑐2=𝑛𝑅𝑇

𝒄=(𝟑𝑹𝑻𝑴 )𝟏 /𝟐

Modelo cinético dos gases é consistente com lei do gás ideal e fornece expressão para c.

A distribuição de velocidades de Maxwell

Os gases reaisOs 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

Liquefação dos gases

A Equação de estado dos gases reais

Equação de Van der Waals

𝑝= 𝑛𝑅𝑇𝑉 −𝑛𝑏

−𝑎( 𝑛𝑉 )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 cadacolisão. 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 :

Exercícios

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

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?

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