Resumo Quimica geral MUDANÇA DE ESTADO E LE CHATELIER

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Mudança de estados
CURVAS DE AQUECIMENTO
Para começar, considere o que acontece quando o calor é fornecido constante e lentamente a um sólido inicialmente próximo ao zero absoluto. Antes do fornecimento de calor, as moléculas (ou átomos ou íons) vibram com baixa intensidade ao redor das posições no retículo cristalino. Nesta temperatura, as moléculas possuem apenas a energia do ponto zero, a energia residual mínima que uma substância possui no zero absoluto. Agora, começamos a fornecer calor à substância a uma velocidade constante, fazendo com que as moléculas vibrem mais ativamente sobre as suas posições, à medida que a temperatura aumenta. Com contínuo fornecimento de calor ao sólido, as vibrações de suas moléculas tornam-se gradativamente mais violentas, até que finalmente as forças entre as moléculas não são mais tão fortes para mantê-las unidas. Neste ponto (t1 na Figura 10.7), as moléculas na superfície do cristal começam a se distanciar de suas vizinhas, e o sólido começa a fundir (estamos assumindo que não esteja ocorrendo um superaquecimento, um fenômeno raro nos sólidos). Entre os instantes t1 e t2 a temperatura permanece constante. Este intervalo corresponde ao ponto de fusão Tf enquanto o sólido se funde gradativamente, absorvendo o calor de fusão. Quando calor é fornecido ao sólido no seu ponto de fusão, por que a temperatura não aumenta? E o que acontece à energia fornecida ao sólido? A temperatura permanece constante porque não existe nenhum aumento na energia cinética média das moléculas. Em vez disso, o calor fornecido produz um aumento na energia potencial média das moléculas. No instante t2 na Figura 10.7, todo o sólido fundiu, e, à medida que continuamos, a fornecer calor, a temperatura aumenta, até que o tempo t3 seja alcançado. Durante este intervalo, a energia cinética aumenta, uma vez que as moléculas tomam-se crescentemente mais ativas. 
Há duas boas razões para se concluir que a energia potencial média aumenta durante o processo de fusão: inicialmente, nós sabemos que assim como a temperatura permanece constante, a energia cinética média não pode demonstrar aumento. Depois, para fundir o sólido, deve ser fornecido trabalho ao mesmo para distanciar as moléculas unias das outras no retículo cristalino. Realizar trabalho sobre um sistema ocasiona aumento de energia potencial do mesmo. Consequentemente, o calor de fusão é uma medida do aumento da energia potencial das moléculas que acompanham o processo de fusão.
Figura 10.7 Curva de aquecimento.
No instante t3, há uma segunda região de temperatura constante. Agora, temos o ponto de ebulição Te. (Como anteriormente, assumimos que nenhum superaquecimento ocorre). O contínuo fornecimento de calor propicia a energia necessária para vencer as forças de atração intermoleculares, e as moléculas deixam o líquido na forma gasosa. Este calor ocasiona aumento na energia potencial média das moléculas, enquanto a energia cinética média permanece constante. A quantidade de calor absorvido de t3 a t4 compreende o calor de vaporização, e é uma medida do aumento da energia potencial média das moléculas que acompanham o processo de vaporização. No instante t4, a temperatura continua a aumentar porque o calor fornecido produz um aumento na energia cinética média das moléculas do gás.
CURVAS DE CONGELAMENTO
O congelamento de uma substância é realizado mediante a remoção de calor da mesma, e a curva de temperatura-tempo resultante é denominada curva de congelamento. Inicialmente, a temperatura decresce, assim que a remoção de energia causa menor movimentação das moléculas do gás. De t1 a t2, ocorre a condensação (liquefação), e a energia potencial das moléculas diminui concomitante à remoção do calor de condensação, ∆Hcond (∆Hcond = –∆Hvap). Entre t3 e t4, a energia cinética média das moléculas no líquido diminui, como é indicado pelo decréscimo na temperatura. Em t3, inicia-se o congelamento (cristalização), e como o calor de cristalização, ∆Hcrist, é retirado, a energia potencial das moléculas diminui (∆Hcrist = –∆Hfus). (Assumimos que não esteja ocorrendo o supercongelamento.) Após todo o líquido ter sido congelado (em t4), a temperatura mais uma vez decresce, à medida que a atividade molecular diminui.
	
Figura 10.8 Curva de congelamento
Quando um líquido supercongela, a transição sólido-líquido é demorada ou, se é formado um vidro, adiada indefinidamente. A Figura 10.9 mostra a porção de uma curva de congelamento próxima ao ponto de cristalização. Na Figura 10.9a, uma substância está congelando sem supercongelar. A Figura 10.9b mostra supercongelamento moderado antes de congelar; a temperatura inicialmente decresce abaixo do ponto de congelamento, à medida que a contínua remoção de calor simplesmente diminui a energia cinética média das moléculas do líquido. Então, o congelamento espontâneo tem início, e a temperatura rapidamente se eleva para o ponto de congelamento, pois calor de cristalização é liberado. A Figura 10.9c mostra uma substância sofrendo prolongado supercongelamento com a formação de um vidro. 
 
 
Figura 10.9 O supercongelamento de um líquido. (a) Sem supercongelamento. (b) Supercongelamento moderado. (c) Supercongelamento intenso.
EQUILÌBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
Princípio = Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se, ou adaptar-se, de modo a reduzir o efeito perturbador, restabelecendo a condição de equilíbrio.
EQUILÍBRIO LÍQUIDO-GÁS E VARIAÇÕES DE TEMPERATURA
Se o sistema não estivesse em equilíbrio (se fosse constituído por apenas uma fase), o calor produziria simplesmente um aumento de temperatura. Todavia, neste sistema o calor produz uma conversão de parte do líquido em gás. Devido a esta conversão ser um processo endotérmico, o aumento de temperatura é menor do que deveria ser se o sistema consistisse em uma única fase. Descrevemos este processo dizendo que o equilíbrio se desloca para a direita. Assim, o sistema passa a ser constituído de mais gás e menos líquido à temperatura elevada do que no início. Além disso, devido a mais gás estar presente após o deslocamento do equilíbrio, a pressão final é maior. (Lembre se, o volume do sistema é constante.) De acordo com o princípio de Le Châtelier, o equilíbrio se desloca para a direita e utiliza parte do calor fornecido, porque deste modo o aumento na temperatura é minimizado. Isso ocorre até que o equilíbrio seja novamente estabelecido. 					A remoção de calor do sistema produz a resposta justamente oposta: o sistema compensa parcialmente a perturbação produzindo calor. Isto ocorre pela conversão de parte do gás em líquido, um processo exotérmico. Em outras palavras, o equilíbrio desloca-se para a esquerda, e o calor liberado minimiza o decréscimo na temperatura. Devido ao gás ser convertido em líquido, ocorre uma diminuição na pressão. Assim, o sistema final se constitui de mais líquido e menos gás nas condições de temperatura e pressão menores.
EQUILÍBRIO LÍQUIDO-GÁS E VARIAÇÕES DE PRESSÃO
Um sistema líquido-gás em equilíbrio é colocado em um recipiente isolado que pode ser sujeito a variações de pressão, movimentando o êmbolo (não pode haver troca de calor entre o sistema e o ambiente, porém o volume pode ser alterado). Repentinamente, o êmbolo é empurrado. De acordo com o princípio de Le Châtelier, o equilíbrio desloca-se para a esquerda porque, das duas fases, a líquida é mais compacta, e se parte do gás é convertido em líquido, o aumento de pressão é amortecido. Após o sistema retomar à condição de equilíbrio numa pressão maior, mais líquido e menos gás estarão presentes e, devido à conversão de gás para líquido ser exotérmica, a temperatura final é maior.
O aumento na pressão do gás traz o sistema temporariamente para fora de sua condição de equilíbrio, em função do aumento na velocidade de condensação. Isto faz com que parte do gás se transforme em líquido, e o calor liberado durante a condensação ocasione aumento na temperatura do sistema. Este processo, por sua vez,causa aumento na velocidade de evaporação do líquido, até que finalmente as duas velocidades se igualam novamente. O equilíbrio é restabelecido numa condição em que a pressão e a temperatura são maiores. Puxando o êmbolo, produz-se uma resposta oposta. Desloca-se para a direita porque a fase gasosa, menos compacta, é favorecida a uma pressão menor. À medida que o líquido evapora, calor é absorvido, fazendo com que a temperatura do sistema diminua.	A conversão de parte do líquido em gás previne o decréscimo brusco da pressão, como seria esperado para um sistema incapaz de se ajustar por não se encontrar em equilíbrio. 
EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO E VARIAÇÕES DE TEMPERATURA
O processo endotérmico (fusão) é favorecido pelo fornecimento de calor. Portanto, o aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a direita, formando mais líquido, utilizando parte do calor fornecido e, assim, minimizando o aumento na temperatura. Qualquer tipo de variação posterior dependerá se o processo de absorção de calor ocorrer com a pressão ou o volume mantidos constantes. O fornecimento de calor à pressão constante produz uma expansão no sistema, se a densidade do líquido for menor que a do sólido. Este é o caso mais comum. (À pressão constante, a maioria dos sólidos se expande assim que são fundidos.) Por outro lado, se o calor for fornecido a volume constante, a pressão final e maior que a inicial, se a densidade do líquido for menor que a do sólido. Se a densidade do líquido for maior que a do sólido, todas as considerações anteriores para um aumento de pressão no sistema ocorrem inversamente. (É o caso da água, que possui a propriedade incomum de se expandir quando congelada à pressão constante.) Para tais substâncias, um aumento na temperatura à pressão constante produz um decréscimo no volume. Em um volume constante, o aumento na temperatura produz um decréscimo na pressão.
EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO E VARIAÇÕES DE PRESSÃO
Quando a pressão do sistema em equilíbrio é aumentada, a fase mais compacta é favorecida. Se a densidade do líquido for menor que a do sólido, o equilíbrio desloca-se para a esquerda, formando mais sólido. Pelo fato de calor ser liberado durante a solidificação, o sistema toma-se mais frio. Por outro lado, se a densidade do líquido for maior que a do sólido (como no caso da água), então um aumento na pressão favorecerá a formação do líquido, absorvendo calor e consequentemente aumentando a temperatura.
EQUILÍBRIO SÓLIDO-GÁS
A transformação direta de um sólido em um gás, sua sublimação, é análoga à evaporação de um líquido. Quando um sólido sublima no interior de um recipiente lacrado, as moléculas do gás são redepositadas na superfície do sólido, e um estado de equilíbrio é estabelecido: . A pressão do gás em equilíbrio com seu sólido é denominada pressão de sublimação do sólido. Assim como no caso de um líquido, a pressão de sublimação de um sólido aumenta com a temperatura. 		As curvas de equilíbrio líquido-gás e sólido-gás se cruzam no ponto triplo. Na temperatura do ponto triplo, a pressão de vapor do líquido é igual à pressão de sublimação do sólido. No ponto triplo todas as três fases podem coexistir, cada uma em equilíbrio com as outras duas.
PONTO CRÍTICO = que é a temperatura e a pressão acima das quais desaparece a distinção entre gás e líquido. À medida que a temperatura e a pressão de um sistema líquido-gás em equilíbrio aumentam (por adição de calor), a temperatura mais elevada aumenta a tendência de outras moléculas deixarem o líquido formando gás; porém, a pressão mais elevada tende a forçar as moléculas no gás a se aproximarem para formar um líquido. Em outras palavras, o líquido torna-se mais semelhante ao gás, e o gás mais semelhante ao líquido. 											À medida que o sistema se desloca ao longo da curva de equilíbrio líquido-gás em direção ao ponto crítico, todas as propriedades de cada fase se aproximam umas das outras. Quando a temperatura e a pressão atingem os seus valores de ponto crítico, as propriedades tais como densidade, índice de refração, cor, condutividade térmica e viscosidade são virtualmente idênticas nas duas fases.
Finalmente, as pequenas diferenças remanescentes entre o líquido e o gás desaparecem completamente a uma temperatura e/ou pressão ligeiramente maiores. A temperatura no ponto crítico é chamada temperatura crítica, Tc. Consiste na mais elevada temperatura na qual um gás pode ser liquefeito por aumento da pressão. A pressão necessária para liquefazer um gás no seu ponto crítico é denominada pressão crítica, Pc. Acima da temperatura crítica, nenhum tipo de compressão tomará o gás líquido, porque o movimento das moléculas é muito violento para que as forças intermoleculares mantenham as moléculas unidas, como no caso de um líquido.
DIAGRAMAS DE FASES
Um diagrama de fases de um componente como este mostra as condições sobre as quais uma fase simples é estável e aquelas sobre as quais duas ou mais fases podem estar em equilíbrio entre si. 
ÁGUA
Cada área (entre as linhas) em um diagrama de fase representa todas as condições de pressão e temperatura nas quais somente uma fase é estável. (Cada ponto na área representa um valor simples de pressão e temperatura.) Cada linha representa as condições de temperatura e pressão nas quais duas fases podem se encontrar em equilíbrio. A intersecção das três linhas em um ponto singular (um ponto triplo) representa os únicos valores de pressão e temperatura nos quais três fases específicas podem estar em equilíbrio.
A linha horizontal a 1 atm nos conduz à localização dos pontos de ebulição e fusão normais da água. O ponto de fusão normal Tf é a temperatura na qual a água sólida e líquida coexistem em equilíbrio a uma pressão de 1 atm. No diagrama de fase este é o ponto no qual a curva de equilíbrio sólido-líquido cruza a linha de 1 atm. Similarmente, o ponto de ebulição normal Te é a temperatura na qual a curva de equilíbrio líquido-gás cruza a linha de 1 atm. Observe que a curva sólido-líquido para a água é quase uma linha reta e está inclinada para a esquerda.
Observe o ponto A na Figura 10.16. Nesta temperatura e pressão, a água é sólida. Agora, suponha que nós forneçamos calor vagarosamente ao gelo enquanto mantemos a pressão constante. Assim que isto ocorre no diagrama de fase, o ponto representando o sistema se move horizontalmente para a direita, à medida que a temperatura aumenta. Quando o ponto B é atingido, o sólido começa a fundir-se (B nos dá o ponto de fusão nesta pressão). O sistema permanece em B até que o sólido tenha fundido, e então prossegue em seu deslocamento para a direita. (Todo o gelo deve fundir-se antes que a temperatura possa aumentar.) Assim que o ponto representando a condição do sistema passa através do ponto C, somente a fase líquida está presente, e sua temperatura está aumentando. No ponto D, a curva de equilíbrio líquido gás é alcançada, e o líquido começa a ebulir. A temperatura permanece constante no ponto de ebulição até que o líquido desapareça, e só então o sistema pode deslocar-se mais para a direita, ou seja, para maiores temperaturas. No ponto E, o sistema consiste em um gás na mesma pressão do início, porém numa temperatura mais elevada.
O que acontece ao gelo quando sua pressão é aumentada (por decréscimo de seu volume) à temperatura constante? Partindo do ponto F na Figura 10.16, o ponto representando o sistema move-se verticalmente no diagrama de fase até alcançar o ponto G na curva de equilíbrio sólido-líquido. Agora, o sólido começa a fundir-se. (Observe que isto não aconteceria se a curva estivesse inclinada para a direita.) No ponto G, a diminuição do volume não resulta mais em um aumento da pressão, enquanto houver sólido presente. Após todo o sólido ter-se fundido, a pressão aumenta novamente. No ponto H, o sistema consiste em um líquido na mesma temperatura do início, porém a uma pressão mais elevada.
Considere agora a transformação de água líquida em um gás no ponto I à mesma pressão, mas numa temperatura mais alta (ponto K).Isto pode ser feito por vários modos: um deles consiste em ir diretamente ao ponto K aumentando a temperatura à pressão constante. No ponto J, a ebulição ocorre e, após a conversão total do líquido em gás, a temperatura aumenta até o valor em K. Um segundo modo de mover o sistema do ponto I ao ponto K no diagrama de fase envolve o percurso delineado pela linha tracejada ILMNK em tomo do ponto crítico. O segmento IL representa um aumento na pressão à temperatura constante; LM corresponde a um aumento na temperatura à pressão constante; MN, um decréscimo na pressão à temperatura constante; e, finalmente, NK, um decréscimo na temperatura à pressão constante. Quando este caminho for percorrido, o líquido pode ser convertido a um gás sem ebulir. (O caminho percorrido pelo sistema nunca atravessa a curva de equilíbrio líquido-gás no diagrama de fase.) Este processo é possível devido à continuidade dos estados líquido e gasoso.
ÁGUA: DIAGRAMA DE FASES A ALTA PRESSÃO
Muitas substâncias exibem mais de uma fase sólida. (Uma substância pura, o hélio, exibe duas fases líquidas, e nenhuma substância demonstra mais de uma fase gasosa.). Diferentes fases sólidas exibem diferentes estruturas cristalinas. As transformações de uma fase sólida em outra são com frequência muito lentas, mas, por outro lado, são comuns. As substâncias que exibem mais de uma fase sólida são chamadas polimórficas. A água é polimórfica, exibindo no mínimo oito diferentes formas sólidas, cada uma com sua estrutura cristalina única. 
DIÓXIDO DE CARBONO
O diagrama de fases para o CO2 a baixas pressões, mostrado na Figura 10.18, é característico para a maioria das substâncias. Neste, a curva de equilíbrio inclina-se para a direita, que é o caso normal, uma vez que a maioria dos líquidos são menos densos que seus sólidos. Observe que a pressão do CO2 no ponto triplo é maior que 1 atm. Isto significa que o CO2 líquido não pode existir estavelmente nesta pressão. Portanto, a 1 atm de pressão, nem a fusão nem a ebulição podem ocorrer como um processo de equilíbrio. Consequentemente, o dióxido de carbono não tem pontos de fusão e ebulição normais. Todavia, o CO2 pode sublimar a qualquer pressão abaixo de 5,1 atm, a pressão no ponto triplo. Em 1 atm a temperatura de sublimação do gelo seco é de -78,2 °C. O CO2 é geralmente armazenado como um líquido em cilindros e tanques pressurizados. O dióxido de carbono sólido é chamado gelo seco, sendo que o termo "seco" refere-se ao fato de que na pressão atmosférica ele não se funde.