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MÓDULO 1 5. ESTADOS DE AGREGAÇÃO
Prof. Marcello Moreira Santos 2009/2
Estados: sólido, líquido e gasoso.
- Sólidos - apresentam forma e volume constantes.
- Líquidos - apresentam volume constante mas sem forma definida.
- Gases - nem forma nem volume são constantes.
Alterações na temperatura ou na pressão podem alterar o estado de agregação de um sistema. Cada mudança recebe uma denominação.
- Temperatura de fusão ou ponto de fusão (pF) - temperatura em que se inicia a fusão.
- Temperatura de ebulição ou ponto de ebulição (pE) - temperatura em que se inicia a ebulição.
Temperatura na mudança de estado.
(A) - mais de uma substância
(B) - substância pura.
Em (B) durante a fusão e a ebulição a temperatura permanece constante.
Gás é um estado fluido da matéria que pode ser facilmente comprimido. Seu comportamento é determinado pelas variáveis de volume, pressão, temperatura e número de mol.
Condições normais de pressão e temperatura (CNTP)
Como referência no estudo dos gases, utiliza-se a temperatura de 0oC (273K) e a pressão de 1atm (760mmHg). Observou-se que 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 2,4L.
Equação do gás ideal (Equação de Clapeyron)
A relação entre as variáveis de estado de um gás pode ser expressa pela equação:
Essa equação sumariza a lei de um gás individual. Contém todas as relações
R = constante universal dos gases, que dependendo das unidades das variáveis terá os seguintes valores:
⇒ [T constante]
→ o aumento da pressão é inversamente proporcional ao volume.
Lei de Gay Lussac:
⇒ [ P constante]
→ o aumento do volume é diretamente proporcional à temperatura.
⇒ [ V constante]
→ a variação na pressão é diretamente proporcional à variação na temperatura.
Avogadro → volume molar ⇒
→ volume molar é o volume que um mol de gás ocupa na CNTP.
V V nm =
⇒ Sob mesmas condições de temperatura e pressão, um dado número de moléculas de gás ocupam o mesmo volume independentemente de sua identidade.
Lei das pressões parciais de Dalton - válida para gases ideais
Numa mistura de dois gases que não reagem colocados em um reservatório, a pressão total do sistema é a soma das pressões de cada gás, ou seja,
Pt = PA + PB + PC +
Os gases se comportam como gases puros.
Para pressões no limite P=0, os gases se comportam idealmente. Os gases reais não obedecem a lei dos gases em todas as condições de temperatura e pressão. As leis dos gases foram determinadas com base em alguns princípios, como do volume dos gases ser desprezível.
Vreal = Videal + nb
onde b equivale uma correção em virtude do volume excluído.
Outra suposição é que não há forças atrativas entre as moléculas de um gás. Contudo isso não é verdade; para corrigir este desvio Van der Waals propôs uma correção para a pressão, ou seja,
Equação de Van der Waals:
onde a e b são as constantes de Van der Waals que dependem da natureza do gás. A constante a é dependente da intensidade das atrações intermoleculares.
A constante b é uma corrige o volume excluído.
Um líquido é composto por partículas que se movem constante e randomicamente. O que mantém as moléculas de um líquido juntas são a chamadas forças de Van der Waals, por exemplo tipo dipolo-dipolo, pontes de hidrogênio ou de London. Contudo, não estão juntas ou estruturadas como num sólido; os líquidos exibem características intermediárias entre o estado gasoso e o sólido.
As forças de London atuam sobre todas as moléculas. Aumenta com aumento da massa molar e moléculas mais pesadas, com maior número de elétrons têm uma maior mobilidade da densidade eletrônica, o que leva a um aumento nas forças de London. No caso de moléculas muito ramificadas, as forças de London são mais fracas do que em moléculas lineares.
1. Forma e Volume: Os líquidos mantêm um volume definido, mas por ter habilidade de fluir, suas formas dependem do recipiente que os contém.
2. Compressão e Expansão: Os líquidos são praticamente incompressíveis, ou seja, o aumento da pressão tem pouco efeito sobre o volume. A variação da temperatura causa, também, pequenas alterações no volume dos líquidos (comparado com um gás).
3. Difusão: A difusão de um líquido através das moléculas do outro é muito menor do que a difusão de dois gases.
4. Viscosidade: A viscosidade de um líquido é sua resistência a fluir. Quanto maior a viscosidade mais lenta a fluidez.
A viscosidade aumenta com as forças intermoleculares porque essas forças mantêm as moléculas juntas não deixando as mesmas se moverem.
Ex.: a água é mais viscosa do que o benzeno pois a primeira possui mais pontes de hidrogênio.
5. Tensão superficial: Tensão superficial de um líquido é a quantidade de trabalho necessária para expandir a superfície de um líquido. É dependente da intensidade das forças direcionadas para o interior do líquido. Essas forças são responsáveis pela tendência dos líquidos em formarem gotas e a ação de capilaridade.
Num sólido as forças atrativas entre átomos, moléculas ou íons são intensas e faz com que estes fiquem ligados em um arranjo estrutural rígido. Existem dois tipos de sólidos:
a) Cristalino
⇒ quando o arranjo entre as partículas é bem ordenado;
b) Amorfo
⇒ quando as partículas ficam arranjadas num estado caótico, randômico.
Evaporação: Quando as moléculas de um líquido atingem energia cinética suficiente para vencer as forças atrativas dentro do líquido e escapar pela superfície para o estado gasoso, o líquido se evaporará. A evaporação é dependente da pressão e temperatura. A evaporação ocorre quando a pressão de vapor de um líquido é igual à pressão atmosférica.
Pressão de vapor: A pressão de vapor é a pressão exercida pelo vapor quando o vapor e o líquido estão em equilíbrio dinâmico. Essa pressão depende da temperatura e das forças intermoleculares.
Congelamento: Um líquido se solidifica quando suas moléculas têm baixa energia. A temperatura Tf normal de congelamento é aquela na qual o líquido congela a 1atm. Um líquido abaixo de Tf está supercongelado.
Muitos líquidos congelam a altas temperaturas sob pressão porque a fase sólida é mais densa com as moléculas empacotadas mais perto do que no líquido e a pressão ajuda a manter as moléculas juntas.
OBS.: A água é uma exceção pois o líquido é mais denso do que a sólido.
A pressão de vapor é uma função da temperatura, que determina em equilíbrio entre as fases.
Um gráfico que representa o equilíbrio entre as fases é chamado Diagrama de Fases.
Normalmente, solução consiste de um soluto
(composto em menor quantidade) dissolvido em um solvente (em maior quantidade).
Pode-se ter soluções: sólido x sólido; sólido x líquido; gás x gás; líquido x líquido; gás x líquido.
Unidades de concentração:
As propriedades das soluções são determinadas pelas proporções rrelativas dos componentes dos quais elas são compostas.
Fração molar: é o número de mol de um componente da solução dividido pelo número total de moles dos componentes da mistura.
x n n nA A
Porcentagem molar: é a fração molar multiplicada por 100
Fração em massa: é a massa de um dos componentes dividido pela massa total da solução.
w m m mA A
Porcentagem em massa: é a fração de massa vezes 100. Também conhecida como título (τ) para soluções LxL, unidade grau Gay-Lussac ou Grau GL (ºGL)
Molalidade: é o número de mol do soluto dividido por 1000g (1kg) do solvente - unidade molal ( )
Normalidade: é o número de equivalentes do soluto por litro de solução.
N=eq / L (normal)
Molaridade: número de mol do soluto pelo volume em litros de solução.
M = nº mol / l (mol.l-1)
Princípios de dissolução
Na dissolução de uma substância em outra, as partículas do soluto (moléculas ou íons) devem ser distribuídas através do solvente, ocupando posições, normalmente ocupadas por moléculas do solvente. A facilidade com que as partículas do soluto substituem uma molécula do solvente depende das forças relativas de atração das moléculas do solvente entre si, das partículas do soluto entre si e da intensidade das interações soluto-solvente.
tolueno (apolar) x naftaleno (apolar) - miscíveis água (polar) x etanol (polar) - miscíveis
água (polar) x nafta (apolar) - imiscíveis
Para um sólido como soluto, as partículas para entrarem em solução deverão ter as forças atrativas que mantém o sólido ligado menores do que as forças atrativas: solventesoluto.
Quando uma substância iônica se dissolve em água, os íons adjacentes no sólido tornam-se separados e são cercados por moléculas de água.
⇒ dissolução de sólidos:
Normalmente, para sólidos iônicos o processo de dissolução é endotérmico.
NH4NO3 ∆H > 0 - endotérmico
Exceção: compostos com lítio – LiCl ∆H < 0 - exotérmico
Os processos envolvidos na dissolução são dois: 1) quebra do sólido
2) solvatação ou hidratação dos íons
Quando a energia do processo a é maior que a do b então o processo é endotérmico.
Hidratação de íons individuais: a solvatação de um íon é mais exotérmica caso o íon tenha valor alto de carga (interação entre água polar e o íon). Caso o íon seja pequeno, a transferência do íon do gás para a água é mais exotérmica pois, a água pode se aproximar do centro da carga de um íon pequeno mais facilmente e interagir mais fortemente.
Exceção: íon Ag+ é maior do que Na+ mas sua hidratação é mais exotérmica pois o Ag+ pode formar ligações covalentes com as moléculas de água
Sólidos inorgânicos encarados como rede tridimensional de íons (simplificação - descrição puramente iônica).
1) Energia da rede de íons é proveniente da soma de:
1a) Energia coulombiana (eletrostática) de atração e de repulsão;
1b) Energia de repulsão extra, proveniente da superposição das densidades eletrônicas externas dos íons vizinhos;
1c) Várias parcelas menores, energias de van der Waals e energias vibracionais do ponto zero.
2) Agrupamento eficiente de íons. Os íons de sinais opostos devem ter o maior número de contatos possíveis e os de mesmos sinais devem estar o mais afastado possível.
- Célula Unitária: é a menor unidade do cristal que possui toda a sua simetria, isso é, todo cristal pode ser gerado pela repetição de uma célula unitária.
- Número de Coordenação (NC): é definido como o número de vizinhos mais próximos de um determinado átomo.
Raios-Iônicos
A distância internuclear (d) entre dois íons numa rede cristalina é igual a soma dos raios iônicos: d = r+ + r-.
Verifica-se que raios iônicos são praticamente constantes.
Landé: estimou por métodos indiretos raios iônicos aplicando o teorema de Pitágoras;
Pauling: propôs que dois íons teriam seus raios iônicos inversamente proporcionais às cargas nucleares efetivas (Z*).