Unidade V - 1a. parte

Prévia do material em texto

*
*
Unidade – V Estados da Matéria
*
*
Estados da matéria
http://www.algosobre.com.br/fisica/quinta-estado-da-materia-o.html
*
*
té o século XIX, era muito simples. Os estados da matéria eram três: sólido, líquido e gasoso. No século XX, surgiram dois outros. O quarto, chamado de plasma, não causou grande sensação porque era relativamente simples. Lembrava um gás muito quente, no qual o calor havia desmanchado todos os átomos, separando os seus núcleos dos elétrons que os cercam. O resultado era um gás de núcleos e elétrons, em vez de átomos inteiros como nos gases comuns. O Sol e todas as outras estrelas são assim, grandes esferas de plasma.         A descoberta do quinto estado, em contrapartida, foi um anúncio revolu-cionário. O mundo soube de sua existência num texto publicado por Einstein em 1925. Com esse trabalho, Einstein fechou com chave de ouro uma investigação cujo resultado final tornava iguais a matéria comum, composta por átomos, e a luz, que até a virada do século era apenas um enigma. Em poucas palavras, Einstein disse que, em certas condições, a matéria comum poderia se comportar como a luz.	
O quarto estado, chamado de plasma, não causou grande sensação porque era relativamente simples. Lembrava um gás muito quente, no qual o calor havia desmanchado todos os átomos, separando os seus núcleos dos elétrons que os cercam. O resultado era um gás de núcleos e elétrons, em vez de átomos inteiros como nos gases comuns. 
O Sol e todas as outras estrelas são grandes esferas de plasma.
Estados da matéria
*
*
Quarto estado da Matéria - Plasma
O plasma, é um gás ionizado constituído de elétrons livres, íons e átomos neutros, em proporções variadas e que apresenta um comportamento coletivo.
Representa 99,99% da matéria visível do Universo
*
*
 Plasma de alta temperatura (>70.000 – Bilhões K)
 99% do Universo: Sol, Estrelas, Galáxias
 Bomba de Hidrogênio
 Reator de Fusão Nuclea
Plasma: Quarto Estado da Matéria 
 Plasma de baixa temperatura (3.000 – 70.000 K)
 Plasma Frio 
 baixa pressão (vácuo)
 lâmpada fluorescente, descarga luminescente
 temperatura dos elétrons >> temperatura dos íons
 No plasma frio, os elétrons (20000 K) estão bem mais quentes que as partículas pesadas (átomos, moléculas, íons, 600 K)
 
 Plasma Térmico 
 pressão atmosférica
 arco elétrico, raio, tocha de plasma
 temperatura dos elétrons = temperatura dos íons
*
*
 Tocha de Corte de Aço (8 kW)
*
*
O sol emitindo radiação eletromagnética na faixa do ultravioleta
Fonte- NASA
*
*
Satyendra Nath Bose (1894-1974)
Numa carta a Einstein, Bose solicitava a este último os seus bons ofícios para que conseguisse a publicação do artigo no “Zeitschrift für Physik”, se entendesse que tinha mérito.
Quinto Estado da Matéria
*
*
Em 1925, Einstein mencionou o hidrogênio, o hélio e o gás de neutrons como possíveis candidatos para observação da condensação de Bose-Einstein
Em Dezembro de 1924, Einstein escreveu a Ehrenfest:
A partir de uma certa temperatura, as moléculas “condensam-se” sem forças atrativas, isto é, acumulam-se a velocidades nulas. A teoria é atraente, mas haverá nela alguma coisa de verdade?
*
*
A descoberta do quinto estado foi um anúncio revolucionário. O mundo soube de sua existência num texto publicado por Einstein em 1925. Com esse trabalho, Einstein fechou com chave de ouro uma investigação cujo resultado final tornava iguais a matéria comum, composta por átomos, e a luz, que até a virada do século era apenas um enigma. Em poucas palavras, Einstein disse que, em certas condições, a matéria comum poderia se comportar como a luz.
Estados da matéria
 Quinto Estado
*
*
A previsão Einstein foi demonstrada em laboratório somente 1995
pelos físicos da Universidade do Colorado, nos Estados Unidos (EUA) Eles concentraram e congelaram um conjunto de 2 mil átomos de rubídio a uma temperatura de apenas 170 bilionésimos de grau acima do zero absoluto (273 graus Celsius negativos). Com isso, pela primeira vez construíram um condensado de Bose-Einstein – uma minúscula porção de matéria cujas partículas se comportam de maneira extremamente organizada, vibrando com a mesma energia e a mesma direção, como se constituíssem um único superátomo.
Quinto estado da matéria
*
*
Para produzir um condensado de Bose-Einstein (CBE), um gás tem de ser resfriado até atingir a temperatura (extremamente baixa) a que o seu comprimento de onda de De Broglie se torna superior à distância média.
 Como: 
um CBE só pode formar-se a uma temperatura de 170 nK 
*
*
Quinto estado da matéria
Rubídio
1 2 3
1: Antes da formação do condensado de Bose-Einstein. 
2: Condensado formado 
3: Após a formação
*
*
TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR DA MATÉRIA Esta teoria descreve o comportamento e as propriedades da matéria de acordo com quatro postulados:
	1-Toda matéria é constituída por partículas que podem ser átomos ou moléculas cujo tamanho e forma características se mantém nos estados sólido, líquido e gasoso.
	2-Estas partículas estão em permanente movimento aleatório. No caso dos estados sólidos e líquidos, este movimento está limitado pelas forças de coesão. 
	3-A energia cinéticas das partículas depende da temperatura. Quanto maior a temperatura maior será a velocidade e maior será a energia cinética de cada partícula. 
	4-As colisões entre as partículas são perfeitamente elásticas. A energia cinética total do sistema não é perdida. O valor da temperatura está associada ao nível de agitação das partículas de um corpo. Portanto quanto maior a temperatura maior o estado de agitação.
*
*
A Teoria Cinético-Molecular, define TEMPERATURA como sendo a medida indireta do grau de agitação dos átomos e moléculas de um corpo.Deste modo:
Corpo Quente→ alto grau de vibração atômica.
Corpo frio → baixo grau de vibração.
*
*
SÓLIDOS, LÍQUIDOS E GASES
Energia cinética maior do que a força de atração.
Energia cinética média determinada apenas pela temperatura do gás.
Partículas com liberdade total de movimento. 
Sem volume e forma definidos.
Muito compressíveis.
LÍQUIDOS: Forças de atração mais fortes que vibração .
Possuem volume definido e forma não definida.
Pouco compressíveis.
SÓLIDOS: Força de atração muito mais forte que vibração.
Possuem volume e forma definidos.
Teoricamente incompressíveis.
Estados da matéria
Teoria Cinética Molecular
GASES:
*
*
Forças intermoleculares
As forças intermoleculares são responsáveis por manter as moléculas unidas, principalmente no estado líquido e no estado sólido, ou seja, matéria condensada. 
Mesmo em alguns gases podemos observar dímeros, trímeros e clusters de moléculas e átomos.
forças de Van der Waals
 pontes de hidrogênio
*
*
 Van der Waalls
Físico holandês.
Em 1873 propôs a existência de forças de interações entre as moléculas.
Recebeu um prêmio Nobel em Física pela sua pesquisa com os estados gasoso e líquido da matéria. 
*
*
Estado físico e Forças intermoleculares
Os compostos moleculares encontram-se, à temperatura ambiente nos três estados físicos, devido as diferenças na intensidade das interações entre suas moléculas.
Quando em composto molecular passa do estado sólido para o líquido ou do liquido para o gasoso, ocorre uma desorganização e um afastamento de suas moléculas, ou seja, somente as forças intermoleculares são rompidas.
*
*
As forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos.
São fracas, se comparadas às ligações covalentes, iônicas e metálicas. 
Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais voláteis será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição.
**
Tipos de forças intermoleculares
PONTES DE HIDROGÊNIO:
Interações fortes;
Capazes de alterar algumas propriedades físicas(como ponto de fusão e ebulição), dos compostos que apresentam este tipo de interação.
Condições:
Ocorre entre átomos pequenos de eletronegatividade elevada(F,O,N).
O átomo tem que possuir pelo menos um par de elétrons livre.
Tem que estar ligado a um átomo de hidrogênio.
*
*
b) DIPOLO PERMANENTE ou DIPOLO-DIPOLO:
 Ocorre entre moléculas polares;
É mais fraca que as pontes de hidrogênio;
Ocorre devido à diferença de eletronegatividade entre os ligantes;
Ocorre principalmente entre hidrogênio e qualquer ametal menos eletronegativo que o F, O e N.
Outros exemplos de substâncias polares em que suas moléculas interagem por dipolo-dipolo:
 HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2
*
*
c) DIPOLO INDUZIDO:
Ocorrem entre moléculas apolares;
Este tipo de interação é a mais fraca dentre as três;
Também chamada de forças de London.
O núcleo de uma molécula(ou átomo) atrai os elétrons da molécula (ou átomo)
 Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas
 Nesse instante, forma-se um dipolo (dipolo instantâneo)
Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo induzido: H2,O2,Cl2,CO2, CH4, C2H6
*
*
Forças intermoleculares e temperaturas de fusão e ebulição
DOIS FATORES INFLUEM NAS TEMPERATURAS DE EBULIÇÃO:
1- O tipo de força intermolecular: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior a sua TE.
2- O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TE maior.
*
*
	Para comparar as TE de diferentes substâncias, devemos considerar esses dois fatores da seguinte maneira:
Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais:
“QUANTO MAIOR A INTENSIDADE DE INTERAÇÃO, MAIOR A SUA TE.”
ORDEM CRESCENTE DE INTENSIDADE DE INTERAÇÃO
 Dipolo induzido- dipolo induzido
 Dipolo-dipolo
 Pontes de Hidrogênio
*
*
Em moléculas com mesmo tipo de interação:
“QUANTO MAIOR O TAMANHO DA MOLÉCULA, MAIOR A SUA TE.”
POLARIDADE, FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE
Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares.
 Exemplo: Os derivados do petróleo são apolares, miscíveis entre si e imiscíveis com a água. 
*
*
Estudo dos Gases
*
*
gás é uma substância que normalmente se encontra no estado gasoso na temperatura e pressão ambiente. 
 
 Estruturalmente são as substâncias naturais mais simples.
	Ex.: hidrogênio, oxigênio, gás carbônico, metano, ozônio, e outros.
vapor é a forma gasosa de uma substância que normalmente é um líquido ou um sólido na temperatura e pressão ambiente. 
	Ex.: vapor de água ; vapor de éter ; vapor iodo.
Estudo dos Gases
*
*
A Importância do Estudo dos Gases
Na prática, entender processos que envolvem gases, tais como: 
a respiração, a fotossíntese
a combustão do gás natural (queima na presença de oxigênio)
*
*
A Importância do Estudo dos Gases
Do ponto de vista teórico, o estudo dos gases ajudou na compreensão das reações químicas:
Lei da Conservação da Massa – Lavoisier (1743-1794)
Lei das Proporções Definidas – Proust (1754-1826)
Lei das Proporções Volumétricas – Gay-Lussac (1778-1850)
Hipótese de Avogadro (1776-1856)
*
*
Propriedades dos Gases
Um gás expande-se espontaneamente
 para encher um recipiente.
 
O volume de um gás se iguala ao 
volume do recipiente que o contém 
Quando se aplica pressão a um gás, 
seu volume diminui rapidamente 
	
Os gases formam misturas homogêneas entre si independentemente das identidades ou proporções relativas 
*
*
Propriedades dos Gases
Os gases possuem massa
O volume dos gases varia muito com a pressão
O volume dos gases varia muito com a temperatura
*
*
O volume de gás em um balão de previsão de tempo aumentará à medida que ele subir para a atmosfera mais alta, onde a pressão atmosférica é mais baixa que na superfície da Terra.
*
*
Variáveis de Estado dos Gases
Para definir o “estado” de um gás é preciso saber sua massa, volume, pressão e temperatura :
volume: é o próprio volume do local (L, mL, cm3, m3, etc).
pressão: resulta do choque das partículas do gás com as paredes do recipiente.
Unidades de pressão:
SI: 1 N/m2 = 1 Pa.
atm: corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar  1 atm = 10000 Pa.
mmHg  unidade originada do experimento de Torricelli:
*
*
Pressão do Gases
Experimento de Torricelli
Uma coluna de 1 m cheia de mercúrio (Hg) é emborcado em um recipiente contendo mercúrio.
Evangelista Torricelli (1608-1647)
Ao nível do mar a coluna estaciona a uma altura de 760 mm, correspondente à pressão atmosférica (1 atm = 760 mmHg). (1 torr = 1mmHg)
A pressão aatmosférica sobre a superfície do
mercúrio na cuba é equilibrada pela pressão
Do mercúrio no tubo.
*
*
Medida da pressão 
Evangelista Torricelli ( 1609-1647) :
Ar ao redor de nós exerce uma pressão sobre nós e sobre qualquer coisa na superfície terrestre 
Pressão barométrica: ao nível do mar , a pressão atmosférica equilibra uma coluna de Hg de 760 mm
P = d.g.h = ( 1,35951 x 104 kg.m-3 ) ( 9,80665 m.s-2 ) ( 0,760 m ) 
P = 101.325 kg.m-1.s-2 = 101.325 Pa
1 Pascal ( Pa ) = 1 Newton/metro2 = 1 kg.m.s-2 = 1 kg.m-1.s-2
											 m2 
*
*
Pressão do Gases
Um gás, como o ar da atmosfera , exerce pressão
Sobre qualquer superfície.
A pressão de um gás é a medida da força que ele
Exerce sobre as paredes do vaso que o contém.
P = F 
 A
1ª. Lei de Newton : F = m x a (Kg.m/s2) ou Newton (N)
*
*
Pressão do Gases
 Como funciona o barometro?
P = Peso coluna Hg/ A seção reta coluna α mcoluna Hg/Á da coluna
m = V x d, então:
 PHg na coluna α Vcoluna x d/A da coluna
 
P α h coluna Hg x A coluna Hg x d/ A coluna Hg
P α h da coluna x dHg
 
P = F/A , mas F = m x a 
P = m.a/A 
P = m.g = m . g.h = d.g.h
	A V
*
*
Manômetro de tubo aberto e fechado
Com gás
*
*
Manômetros
*
*
Manômetros 
Manômetro de tubo aberto (manômetro diferencial)
				Pmano = P – Po 
Pman = pressão manométrica
P = pressão do gás 
Po = pressão barométrica 
Manômetro de tubo fechado (manômetro absoluto)
				 Pmano = P 	
*
*
*
*
Variáveis de Estado dos Gases
Temperatura: mede o grau de agitação das partículas do gás; quanto maior a temperatura, maior a velocidade dessas partículas (°C, °F, K).
Escala Kelvin: escala absoluta de temperatura:
zero K (-273,16°C) é a menor temperatura que pode ser atingida;
não há movimento dos átomos e moléculas;
a resistência dos metais cai a zero – supercondutores.
T(K) = T(°C) + 273
Conhecendo-se, então, os valores de T, P e V de um gás, define-se o “estado do gás”.
William Thomson – Lorde Kelvin (1824-1907)
*
*
Leis Físicas dos Gases
Como o volume do gás varia com a pressão e com a temperatura?
Variação do volume com a pressão, a temperatura constante (Lei de Boyle-Mariotte).
Robert Boyle (1627-1691)
Edme Mariotte (1620-1684)
*
*
Leis Físicas dos Gases
Lei de Boyle – Compressibilidade dos gases
V  1/P  PV = cte,
P1V1 = P2V2 
*
*
Transformação Isotérmica
“Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é inversamente proporcional a sua pressão”
*
*
Lei de Boyle
Exercício 
O gás N2 no air bag de um carro tem pressão de 745 mm Hg com volume de 35 L. S e o gás for transferido para um saco de 25 L, sob a mesma temperatura, qual a pressão com o novo volume?
*
*
Transformação Isobárica
Variação do volumecom a temperatura, a pressão constante (Lei de Gay-Lussac).
Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)
V  T  V/T = cte,
V1/T1 = V2/T2
*
*
Transformação Isobárica
“Sob pressão constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta”
*
*
Transformação Isocórica ou Isométrica
Variação da pressão com a temperatura, a volume constante (Lei de Charles).
Jaques Alexandre César Charles (1746-1823)
P  T  P/T = cte,
P1/T1 = P2/T2
*
*
Transformação Isocórica ou Isométrica
“Sob volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta”
*
*
EXERCÍCIO
Uma seringa selada contém 25 mL de C O2 à temperatura de 20 oC. 
Qual o volume final do gás se a temperatura atingir 37 oc?
*
*
Equação Geral dos Gases
Resumindo as leis físicas dos gases, quando a massa do gás não varia:
esta lei é válida em condições especiais: baixas P e altas T, quando ele é chamado de “gás ideal”. No gás real as moléculas do gás interagem, principalmente a altas P e baixas T, desviando bastante do comportamento ideal.
CNTP (condições normais de temperatura e pressão):
0°C ou 273 K e 1 atm.
Condições Ambientes: 25°C e 1 atm.
*
*
Leis Químicas dos Gases
Leis Volumétricas das Reações Químicas
Lei Volumétrica de Gay-Lussac  comprovou experimentalmente várias relações entre os volumes dos gases que reagem quimicamente. 
Ex.: reação de hidrogênio e cloro:
		 reação de hidrogênio e oxigênio:
				 
				 		 
contração do V
1H2 + 1Cl2  2HCl
2H2 + O2  2H2O
*
*
Leis Químicas dos Gases
Hipótese de Avogadro:
“Volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos a mesma pressão e temperatura, possuem o mesmo número de moléculas.”
Se o número de moléculas for 6 . 1023, temos:
Volume Molar (VM)
É o volume ocupado por um mol de qualquer gás, em determinada pressão e temperatura.
Nas CNTP (0°C e 1 atm), o VM é 22,4 L/mol
Amadeo Avogadro (1776-1856)
*
*
EQUAÇÃO GERAL DOS GASES
*
*
Lei do Gás ideal
P, V , t e n - grandezas relacionadas
Lei de Boyle 
 (T e n constantes)
V α 1/P 
Lei Charles
 (P e n constantes
V α T
Lei e Avogadro
 (T e P constantes)
V α n
Combinando as leis: V α nT/P ou V = R (nT/P)
R = constante universal dos gases 
Assim, PV = nRT – Equação geral dos gases ideais
*
*
Equação de Clapeyron
A lei física dos gases, P.V/T = cte, é valida para uma massa fixa de gás.
	E quando ocorre variação da massa, como achar os valores de P, V e T?
Equação de Clapeyron
PV = nRT
n = número de mols de gás; n = m/M
R = constante universal dos gases
	0,082 atm.L/mol.K; 
62,3 mmHg.L/mol.K;
	8,314 Pa.m3/mol.K
Benoit Pierre Émile Clapeyron (1799-1864)
*
*
Exercício 
O gás N2 no air bag de um carro tem pressão de 745 mm Hg a 25oC com volume de 35 L. Quantos mols de N2 estão no air bag?
PV = nRT
Reações que ocorrem no airbag do carro:
1. NaN3 → 2 Na + 3N2 
2. 10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2 
3. K2O + Na2O + SiO2 → silicato alcalino 

*
*
Equação de Clapeyron, d e M do gás
É possível calcular a densidade do gás a partir da Equação de Clapeyron:
PV = nRT
como n=m/M,
Para determinar a massa molar do gás, M



*
*
Densidade dos gases
	PV = nRT
	n = P 
	V R.T
	d = M.n = M.P 
	 V R.T 
Exercício 
	Calcular a densidade do dióxido de nitrogênio gasoso a 0°C e 1,00 atm
*
*
Misturas de Gases
Lei de Dalton :	Em uma mistura de gases ideais , cada 					gás exerce uma pressão como se ele 						estivesse presente sozinho no 								recipiente. 
Pressão Parcial : A pressão exercida por cada gás 							 componente em uma mistura de gases.
						
*
*
Lei de Dalton 
*
*
Para uma mistura de dois gases ideais: 
	P1 = n1.R.T e P2 = n2.R.T 
	 V V 
	 Ptotal = ( n1 + n2 ) R.T 
 V 
*
*
Equação de van der Waals 
para os gases reais 
Johannes van der Waals (1873)
		[ P + a . n2 ] [ V – bn ] = nRT
			 V2
	a e b : constantes de van der Waals
	O termo an2/V2 leva em conta as forças intermoleculares 
	O termo bn corrige o volume observado, o volume realmente disponível para as moléculas de gás.
*
*
*
*
Constantes de van der Waals
*
*
Exemplo : 
Investigadores usando as propriedades físicas de um gás que seria usado como um refrigerante em uma unidade de ar condicionado precisaram calcular sua pressão quando 1,50 mol foi confinado em 5,00 L a O°C. Das tabelas de coeficientes de van der Waals, eles sabiam que a = 16,2 L2.mol.atm-2 e b = 8,4 x 10-2 L.mol-1. 
*
*
Solução:
	A pressão pode ser obtida como 
		 P= nRT/V-nb – an2/V2
 
 
P = (1,50 mol) (0,082 L.atm.mol-1.K-1) (273 K) - (16,2 L2.atm.mol-2 ) (1,50 mol )2 
	 5,00 L – (1,50 mol) x (8,4 x10-2 L.mol-1 ) ( 5,00 L )2
 = 5,44 atm 
Um gás ideal sob as mesmas condições tem uma pressão de 6,72 atm. 
*
*