edmundo azevedo 01 tq gases ideais reais
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Termodinâmica Química
MEQ/MEB
2010/2011
Edmundo Gomes de Azevedo
http://web.ist.utl.pt/ist10738/
Miguel Rodrigues (práticas MEQ)
Ana Paula Serro (práticas MEB)
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BIBLIOGRAFIA
Adoptada:
- Edmundo Gomes de Azevedo, Termodinâmica Aplicada, 2ª. Ed., Escolar
Editora (2000).
Aconselhada:
- R. J. Silbey, R. A. Alberty, M.G. Bawendi, Physical Chemistry, 4ª. Ed., John
Wiley (2004). - J. M. Smith, H. C. Van Ness, M. M. Abbott, Introduction to Chem. Eng.
Thermodynamics, 7ª. ed., McGraw-Hill (2005).
- K. Denbigh, The Principles of Chemical Equilibrium, Cambridge Univ.
Press (1989).
AVALIAÇÃO: Exame final. HORÁRIO DE ATENDIMENTO A ALUNOS: 4ªs. Feiras, 14h - 17h, 11º. Andar, Torre Química [email protected] http://web.ist.utl.pt/ist10738/
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Programa
Introdução: perspetiva histórica. Conceitos básicos. A lei zero. Escala de temperatura do gás ideal. Equação de estado dos gases perfeitos. - - Misturas gasosas ideais. Lei de Dalton. A primeira lei. Processos isotérmicos e adiabáticos. Entalpia. Capacidades caloríficas. Termoquímica: temperatura teórica de chama. Calorimetria. A segunda lei. Entropia e processos espontâneos. A máquina de Carnot. Temperatura termodinâmica. Eficiência térmica. A terceira lei. Equações fundamentais da termodinâmica. Energias de Helmholtz e Gibbs. Relações de Maxwell. Equação de Gibbs-Helmholtz. Potencial químico. Fugacidade. Equação de Gibbs-Duhem. Gases reais. Fugacidade. Equações de estado (van der Waals, Peng-Robinson, Redlich-Kwong). Equação de virial. Princípio dos estados correspondentes. Fator acêntrico de Pitzer. Misturas gasosas reais. Regra de Lewis-Randall. Equação de virial e de estado para misturas. Equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier. Equilíbrio de fases. Regra das fases. Diagramas de fases de componentes puros (diagramas p-T e p-V). Equação de Clausius-Clapeyron. Misturas binárias. Soluções ideais. Equilíbrio líquido-vapor. Leis de Raoult e de Henry. Diagramas de Fases. Volatilidade relativa. Cálculo do equilíbrio de fases. Propriedades coligativas. Pressão osmótica. Soluções reais. Funções de excesso. Coeficientes de atividade (convenção simétrica e assimétrica). Diagramas de fase. Azeotropia. Equilíbrio líquido-líquido. Critério de miscibilidade. Sistemas imiscíveis e parcialmente miscíveis. Diagramas de fase. Lei de Nernst. Equilíbrio sólido-líquido. Diagramas de fase. Pontos eutécticos e peritécticos. Curvas de arrefecimento.
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pV = nRT
pVm = RT
PTN (standard temperature and pressure , STP):
0oC (273.15 K); 1 atm (760 torr)
Vm = 22.4 dm3/mol
Gases Ideais
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P(abs) = P(relativa) + 1 atm
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pV = nRT
pV
constante=Mantendo T e n constantes: (lei de Boyle)
Mantendo p e n constantes: (lei de Charles) (nRV T Tp constante)=
Mantendo p e T constantes: (lei de Avogadro) (nRV T np constante)=
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Escala de Temperatura de Gás Ideal
1 lim
pT = pV
nR 0( ) t(ºC) = T(K) – 273.15
-273.15OC = 0 K
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A BBA= =
n RT n RTp p
V V
Misturas de Gases Ideais
B CA
B CA
B CA
( )
i
i
RTp n n nV
RT RT RTn n nV V V
nRTp p p p pV
A AAA= = y
p n RT /V nnp nRT /V
AA= yp p Lei de Dalton
y
y
y
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n RT n RT nRT RTp p p n nV V V V
p p
2H
2
2
2He = ( + )H He H He
+H He
= =
Partial Pressure of a Gas:
The pressure that the gas would exert if it were the only gas present in
the container.
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Gases Reais
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pVznRT
= Gás Ideal z = 1
B, B´ = 2º. coeficente de virial C, C´ = 3º. coeficente de virial ……
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...1mm
pVpV BznRT RT V
=
B (
cm3/m
ol)
T (K)
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Equação de van der Waals
2 - -m m
RT ap =VV b
2
2+ )( -n a
pV
V nb RT
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Equação de van der Waals: cálculo de volumes molares
2
2+ )( -n a
pV
V nb RT 2m m
--
RT ap =V b V
Exemplo: H2O, 200ºC, 15 bar
a = 5.536 atm L2 mol-2
b = 0.03049 L mol-1
- +m m mbRTp
a abV V Vp p3 2 + - = 0
Vm(1) = 0.044 L mol-1
Vm(2) = 2.505 L mol-1
Vm(3) sem realidade física
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c
c
m
2
2m
0
0
T T
T T
p
V
p
V
2m m
c c c2
= --
8= = = 3
2727
RT aP
V b V
a ap T V b
Rbb
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p T Vp T Vp T Vr r rc c c
T
p -V V2
rr
r r
8 33 -1
Princípio dos Estados Correspondentes
Benzeno: 445 K, 36 atm
Azoto: 100 K, 25 atm
Mesmo pr, Tr Mesmo z
Igual desvio ao comportamento de
gás ideal
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Princípio dos Estados Correspondentes
z = z (pr,Tr)
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sat=0.7
log( ) 1.0 T
pr rMetano: = 0.011 Azoto: = 0.039 n-Octano: = 0.398
z = z(0) (pr,Tr) + z(1) (pr,Tr) Factor acêntrico
de Pitzer