Equilíbrio de fases_ebviar

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ 
INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS E NATURAIS – ICEN 
FACULDADE DE QUÍMICA 
CURSO DE QUÍMICA INDUSTRIAL 
FÍSICO QUÍMICA TÉORICA A 
PROF: ANA PAULA CARRICO DE LIMA 
 
 
 
 
 
 EQUILÍBRIO DE FASES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém/PA – 2022 
 
 
 
 
 
 
 EQUILÍBRIO DE FASES 
 
 
O trabalho foi elaborado elas alunas da disciplina Físico-química teórica A, Química Industrial, utilizado como requisito para obtenção de nota. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém/PA – 2022 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO	4 
2 DESENVOLVIMENTO	4 
2.1 Fases, componentes e grau de liberdade	4 
2.2 Teoria geral do equilíbrio: o potencial químico	4 
2.3 Condição de equilíbrio entre fases	6 
2.4 A regra das fases	9 
2.5 Diagrama de fase para sistema de um componente	10 
3 CONCLUSÃO	14 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA	15 
INTRODUÇÃO 
O estudo do equilíbrio de fases é de suma importância nas aplicações da termodinâmica, em que são utilizadas suas equações para pressupor os limites de estabilidade entre os diferentes estados físicos da matéria (SANTOS, 2020). A esse respeito, o diagrama de fases consiste na apresentação gráfica destes limites de estabilidade de fases, os quais dependem de certa forma das forças de interação entre as moléculas constituintes das substâncias. Nesta perspectiva, o presente trabalho pretende fazer uma breve explanação sobre a temática equilíbrio das fases, abordando desde a definição das fases, componentes, e grau de liberdade como também tratando da regra de gibbs, potencial químico, condições de equilíbrio, explanando sobre dos parâmetros que regem os diagramas de fases, bem como pretende-se analisar e discutir dois exemplos de aplicação. 
DESENVOLVIMENTO 
Fases, componentes e grau de liberdade 
Fases são formas de matéria de mesma composição ou estado físico. Matérias de mesmo estado físico que não se misturam (apresentam demarcação) são considerados fases diferentes (ATKINS, PAULA E KEELER, 2018). 
Por definição, qualquer parte homogênea de um sistema constitui uma fase. Entendemos como parte homogênea qualquer parte do sistema que possui as mesmas propriedades físicoquímicas macroscópicas (densidade, por exemplo). Assim, nas condições ordinárias, a água pode existir sob três fases: gelo, água líquida e vapor de água. Gelo moído, bem como um iceberg, é um conjunto macroscopicamente homogêneo e constitui, então, uma só fase. Uma mistura de diversos gases, como o ar, ou de diversos líquidos e sólidos dissolvidos, como o chá ou o vinho, constituem também uma fase única. 
Conforme Atkins, Paula e Keeler (2018) O número de componentes (C) é o número mínimo de espécies independentes necessárias para definir a composição de todas as fases do sistema. O número de graus de liberdade (F) é o número de variáveis intensivas que são independentes umas das outras. 
Teoria geral do equilíbrio: o potencial químico 
Para Fernandes (2017), quando duas ou mais fases de uma substância estão em contato, ocorre naturalmente uma transferência de massa entre as fases. Essa transferência ocorre de forma espontânea até um determinado ponto onde não é possível mais verificar nenhuma mudança nas fases do sistema. Quando isso ocorre dizemos que temos um equilíbrio de fases, onde o potencial químico é igual em todo sistema. 
O equilíbrio de fases acontece quando as fases presentes em algum sistema apresentam potenciais químicos iguais, já que a variação da energia livre de Gibbs é igual a zero. O estudo do equilíbrio de fases é uma das principais aplicações da termodinâmica, cujas equações podem ser utilizadas para, entre outras coisas, prever os limites de estabilidade entre os diferentes estados físicos da matéria, um exemplo simples de fases em equilíbrio é um recipiente fechado com água (FERNANDES, 2017). 
Inicialmente a evaporação fará com que a água passe da fase líquida para fase gasosa, porém em um determinado instante a taxa de evaporação será igual à taxa de condensação e logo teremos um equilíbrio de fases. O vapor de uma substância em equilíbrio com sua fase condensada chamamos a pressão parcial da substância de pressão de vapor. 
De acordo com Fernandes (2017), em termodinâmica, o potencial químico de um elemento, também conhecida como a energia livre parcial molar, é uma forma de energia potencial que pode ser absorvida ou libertada durante uma Reação química. Também pode ser importante durante uma Transição de fase. O potencial químico de uma espécie numa mistura pode ser definido como a inclinação da energia livre do sistema no que diz respeito a uma alteração no número de moles de apenas aquela espécie. 
Assim, é uma derivada parcial da energia livre no que diz respeito à quantidade da espécie, todas as outras concentrações de espécies presentes na mistura mantendo-se constante, e a uma temperatura constante. Quando a pressão é constante, o potencial químico é a Energia livre de Gibbs molar. Em condições de Equilíbrio químico ou em fase de equilíbrio, a soma total dos potenciais químicos é zero, assim como a energia livre está no mínimo. O potencial químico pode ser considerado a força motriz para a difusão de átomos, num sentido amplo da palavra (FERNANDES, 2017). 
Numa transformação, a pressão e temperatura constantes, a energia disponível para realizar trabalho designa-se por energia livre de Gibbs, G, ou função de Gibbs[1], [2], [3], [4]. 
O trabalho máximo que pode ser obtido da transformação é: 
ΔG = Gfinal − Ginicial = ΔWmax∆G = Gfinal − Ginicial = ΔWmax (1) 
Onde ΔG é a variação da energia livre entre o estado final e inicial, e ΔWmax é o trabalho máximo que o sistema pode realizar (aparte o trabalho de expansão-compressão). 
Como o trabalho é feito à custa de G, a energia livre diminui, até que o sistema atinja o ponto de equilíbrio, perdendo a capacidade de produzir mais trabalho e a partir daí ΔG = 0. Dum modo geral, ΔG ≤ 0 para processos espontâneos, onde a igualdade indica o ponto de equilíbrio. Isto é, o sistema “resvala” num fosso de energia livre até atingir o fundo do fosso, ou seja, o equilíbrio. Conforme Fernandes (2017), uma transformação pode ou não produzir trabalho, dependendo do modo como seja executada. Por exemplo, a reação de oxi-redução: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Pode realizar-se numa célula eletroquímica ou misturando diretamente os reagentes. Em ambos os casos ΔG ≤ 0, mas no primeiro é obtido trabalho elétrico, enquanto no outro a energia livre degrada-se em energia térmica (“calor”) sem a realização de trabalho. Na realidade, em qualquer transformação, há sempre degradação de energia (2ª lei da termodinâmica) donde ΔWmax é um limite superior praticamente inatingível (FERNANDES, 2017). 
Se o sistema tiver um único componente (gás, líquido ou sólido puros) o potencial químico, µ, é definido como a energia livre molar, a determinada pressão e temperatura: 
𝐺
	𝜇 =	 (2) 
𝑛
Em que a energia livre, G, é uma função da pressão, p, da temperatura absoluta, T, e do número de moles n, ou seja, G = G (p, T, n). 
Para sistemas com vários componentes, G = G (p, T, n1, n2, ...ni, ...), e o potencial químico de cada componente define-se como a energia livre molar parcial: 
	𝜇 = ( 𝑑𝐺 )	 ≡ 𝜇 = ( 𝑑𝐺 )	 (3) 
	𝑑𝑛𝑖	𝑝,𝑇,𝑛𝑗≠𝑛𝑖	𝑑𝑛𝑖	𝑝,𝑇,𝑛𝑗≠𝑛𝑖
Que é a taxa de variação da energia livre causada por uma variação do número de moles do componente i, mantendo constantes a pressão, temperatura e o número de moles das outras espécies, isto é, a derivada parcial de G em ordem a ni FERNANDES, 2017). 
Das propriedades físicas de G, pode estabelecer-se a expressão: 
	𝐺(𝑝, 𝑇, 𝑛1, 𝑛2 … . 𝑛𝑖) = 𝑛1𝜇1 + 𝑛2𝜇2 + ⋯ 𝑛𝑖𝜇𝑖 + ⋯ ) 	 (4) 
Condição de equilíbrio entre fases 
Segundo Fernandes (2017), quando duas fases estão em equilíbrio os seus potenciais químicos, pressões e temperaturas são iguais. Suponhamos um líquido puro (l) e o seu vapor (v) num recipiente fechado a determinada temperatura. Se µ(l) > µ(v), o líquido vaporiza-se e a pressão do vapor aumenta até que a pressão de equilíbrio seja atingida e a partir desse ponto µ(l)= µ(v). Pelo contrário, se µ(l)temperatura e pressão constantes: é a fase com menor energia livre G. Podemos então construir o diagrama de fases de um corpo puro examinando a variação de G com a temperatura e a pressão (DIAS, 2015). 
Fig. 01: Diagrama de fases da matéria. 
 
Fonte: https://www.biologianet.com/upload/conteudo/images/2015/02/diagrama-de-fases.jpg 
Conforme Dias (2015) aponta, nota-se que a variável pressão está no eixo x e a variável temperatura no eixo y. É composto por três regiões, sendo elas: A, B, C; três curvas (entre C e A, entre C e B, entre A e B) e um ponto central D, que vai interligar as três curvas. 
Divisão: Regiões e curvas 
A Região A é a região que nos mostra as condições de temperatura e 
pressão para que o estado líquido seja predominante (mais estável). A Região B é a região que nos mostra as condições de temperatura e pressão para que o estado de vapor seja predominante (mais estável). E a Região C é a região que nos mostra as condições de temperatura e pressão para que o estado sólido seja predominante (mais estável). 
Em relação as curvas, entre C e A é chamada de curva solidificação, na qual temos as condições de temperatura e pressão para que as fases sólida e líquida coexistam em equilíbrio. É zona limítrofe entre os estados sólido e líquido. O que indica que, qualquer ponto localizado sobre ela terá a substância nos estados sólido e líquido. 
E em consonância com Dias (2015), entre C e B é chamada de curva res-sublimação, na qual temos as condições de temperatura e pressão para que as fases sólida e gasosa coexistam em equilíbrio. É zona limítrofe entre os estados sólido e vapor. Assim, qualquer ponto localizado sobre ela indica que teríamos a substância nos estados sólido e vapor. 
Entre A e B: é chamada de curva condensação, na qual temos as condições de temperatura e pressão para que as fases líquida e gasosa coexistam em equilíbrio. Vai ser a zona limítrofe entre os estados líquido e vapor. Assim, qualquer ponto localizado sobre ela indica que teríamos a substância nos estados líquido e vapor. 
O ponto Central (D), é chamado de ponto triplo, já que nele temos uma condição de temperatura e pressão na qual encontramos a substância nos três estados físicos da matéria (sólido, líquido e vapor) ao mesmo tempo (DIAS, 2015). 
Citar 2 exemplos de diagrama de fase para sistema de um componente e com análise do diagrama P. T (Pressão-Temperatura) 
Exemplo 01- O diagrama de fases da água e o grau de liberdade 
Temos abaixo um exemplo de um diagrama de fases específico de uma substância, a água. Nele, podemos observar alguns detalhes que são muito importantes como as condições para a ocorrência do ponto triplo, as condições específicas de cada estado, o ponto crítico etc. Fig.02- Diagrama de fases da Água 
 
Fonte:https://www.biologianet.com/upload/conteudo/images/2015/02/diagrama-de-fases-da-agua.jpg 
O ponto crítico (C) irá indicar qual é a condição para que a divisória entre líquido e vapor desapareça, ou seja, a partir deste ponto teremos a substância no estado gasoso, assim haverá uma única fase uniforme. No caso da água, isso ocorre a uma temperatura crítica (tc) de 374 oC e uma pressão de 218 atm. A partir desses valores de temperatura e pressão temos a água gasosa (DIAS, 2015). 
Outro detalhe que pode ser avaliado no diagrama de fases é o que chamamos de grau de liberdade (denomina-se grau de liberdade o número de variáveis que podem ou não ser alteradas, sem que o número de fases físicas se altere). É importante dizer que o grau de liberdade depende da parte do diagrama que estivermos avaliando: curva, região ou ponto triplo (DIAS, 2015). 
Analisando o diagrama de fases da água podemos discutir bem a questão do grau de liberdade. Por exemplo, no ponto T, que é o ponto triplo, temos um grau de liberdade igual a zero, pois não temos a liberdade de variar nem a temperatura nem a pressão. J á na região Sólida, temos que se determinarmos um valor específico de temperatura (de baixo para cima, na vertical, teremos vários valores de pressão que determinariam esse estado. Se fizermos o inverso, determinando um valor fixo de pressão (da esquerda para a direita) o mesmo ocorreria com a temperatura. Por conta disso dizemos que o grau de liberdade é igual a 2 (DIAS, 2015). 
Sobre a curva de solidificação, nela observa-se que se marcamos um ponto sobre a curva, esse ponto estará relacionado a um valor de pressão único e um valor de temperatura único. Assim, escolhida uma temperatura sobre um ponto da curva, automaticamente estaremos escolhendo o valor de pressão que corresponde àquela temperatura e vice-versa. Por conta disso dizemos que o grau de liberdade aqui é igual a 1 (DIAS, 2015). 
Fig.03- Diagrama de fase do Carbono. 
 
Fonte:https://www.respondeai.com.br%2Fconteudo%2Fdiagrama-de-rfases%2Fexercicios%2Fdiagrama-fasescarbono-mostrado-seguir-indica-condicoes-extremas-necessarias-formar-6265 
Conforme Atkins e Jones (2012), observa-se que existe duas formas sólidas do carbono, sendo que ambas são formas alotrópicas, ou seja, conformações estruturais diferentes que um mesmo átomo pode assumir, onde a diferença entre eles é a organização dos átomos no sólido, a grafita e o diamante tem uma organização geométrica completamente diferentes, resultando em suas propriedades diferentes. 
Olhando no gráfico iremos notar que, o limite de fase grafita - diamante é atingido em aproximadamente 6GPa, a 2000K., a pressão mínima para a grafita se transformar em diamante é de aproximadamente 6GPa. Nas pressões abaixo de 10000atm, a grafita é a forma mais estável até aproximadamente 4100K, ou seja, quando o limite de fase grafita – líquido for alcançado, a forma mais estável passa a ser o estado líquido (ATKINS E JONES, 2012). 
Podemos ver que nas condições normais de temperatura e pressão, a forma mais estável do carbono é a grafita, e não os diamantes. Assim, a tendência dos diamantes nessas condições se transformar em grafita. Sendo assim, se um diamante for aquecido até a forma líquida, tal se resfriaria e ficaria na forma mais estável, em forma de grafita (ATKINS E JONES, 2012). 
CONCLUSÃO 
Pela observação dos aspectos analisados, concluímos que entender cada parte do equilíbrio das fases é de grande relevância nas aplicações da termodinâmica, pois suas equações e teorias nos mostram o caminho para prevê os limites da estabilidade entre os diferentes estados físicos da matéria. Dito isso, vimos em detalhes o diagrama de fases e suas respectivas funcionalidades, tais como exemplos aplicados para melhor ilustração e compreensão do respectivo tópico. 
 
 	 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
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Atkins, Peter; Jones, Loretta. Princípios de química, 5ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2012, pp. 274. Exercício 9.16. Disponível em: https://www.respondeai.com.br/aprender/topico/125/1435/exercicio/6265. Acesso em: 22 de jan. de 2022. 
 
Atkins, Peter; Paula, Julio De; Keeler, James (2018). Química Física de Atkins (Décima primeira ed.). Imprensa da Universidade de Oxford. pp. 123 & ndash. 
 
DIAS, Diogo Lopes. O diagrama de fases. Manual da química, 2015. Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/o-diagramafases.htm#:~:text=Denomina%2Dse%20grau%20de%20liberdade,de%20fases%20f%C3%A Dsicas%20se%20altere. Acesso em: 21 de jan. de 2022. 
 
FERRNANDES, F.M.S.S. Potencial Químico, Fugacidade e Atividade. Rev. Ciência Elem., V5(4):053, 2017. 
 
SANTOS, V. P. Equilíbrio de Fases: Influência das Forças Intermoleculares nos 
Diagramas de Fases. Rev. Virtual Quim., 2020, 12 (6), 1541-1558. Data de publicação na Web: 16 de Outubro de 2020. Disponível em: chromeextension://efaidnbmnnnib pcajpcglclefindmkaj/viewer.html?pdfurl=http%3A%2F%2Fstatic.sites.sbq.org.br%2Frvq.sbq. org.br%2Fpdf%2Fv12n6a14.pdf&clen=7647357. Acesso em: 23 de jan. de 2022. 
 
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SIQUEIRA, Kisla P. F . Equilíbrio entre fases condensadas. Professor ufop, 2019. Disponível em: chrome-extension://efaidnbmnnnibpcajpcglclefindmkaj/viewer.html? 
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