1ª AULA 2018 (1) (4)

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Faculdade Presidente Antônio Carlos 
Unidade Ubá 
Departamento Farmácia 
 
Introdução a Físico Química 
Estados de Agregação da Matéria 
 
 
 
 
Prof. Jayme Rosignoli Júnior 
A físico-química é a ciência que nos proporciona 
instrumentos para interpretar e dominar os 
fenômenos naturais, assim relaciona as 
propriedades físicas e químicas da matéria, 
juntando a física e a química. 
Matéria Tudo que tem massa e ocupa lugar 
no espaço. 
 
 Exemplos: Carteiras, corpo 
humano e gases da atmosfera. 
 
 
3 estados físicos 
 
 
 
 
• Estados físicos da matéria (propriedades macroscópicas) 
Estado 
sólido 
Estado 
gasoso 
Estado 
líquido 
Volume 
constante e 
forma 
própria 
Volume 
constante e 
forma 
variável 
Volume e 
forma 
variáveis 
• Estados físicos da matéria (propriedades microscópicas) 
Estado sólido Estado gasoso Estado líquido 
As partículas 
estão muito 
organizadas e 
agregadas, 
movendo-se 
com pouca 
facilidade. 
As partículas estão 
menos organizadas 
e o seu estado de 
agregação é menor, 
movendo-se mais 
facilmente do que 
no estado sólido. 
As partículas 
estão muito pouco 
organizadas, são 
completamente 
livres, movendo-
se com muita 
facilidade. 
Conceitos Fundamentais 
 
 
O Estado Físico da matéria, definido pela forma física 
das substâncias (sólido, líquido ou gás) sofre influência 
da PRESSÃO (P), TEMPERATURA (T), VOLUME (V) E 
QUANTIDADE DE MATÉRIA (n). 
 
n= dado em mols (é a razão da massa dada em gramas 
pela massa molar da substância) 
 
 
Pressão: a pressão é definida como a força média por unidade 
de área da parede do recipiente 
 
Pressão = Força P = F N = 1kg. M
-1.s-2 Pascal (Pa) 
 Área A m2 
Equilíbrio Mecânico 
Temperatura e equilíbrio térmico 
 
Temperatura é uma grandeza física que mensura a 
energia cinética média de cada uma das partículas de 
um sistema em equilíbrio térmico. 
 
 
 
 
 
 
 
T (em kelvin) = T (em graus Celcius) + 273,15 
(guardar) 
Quantidade de um substância 
 
-1 mol de determinadas partículas é igual ao número de 
átomos contidos em exatamente 12g de carbono 12. 
 
-Constante de Avogadro NA= 6,0221367 x 1023mol-1 
 
-O mol é a unidade usada quando se informa o valor da 
propriedade física chamada quantidade da substância, n, em 
uma amostra. 
 
Ex: Uma amostra de cobre contendo 8,8 x 1022 átomos de Cu 
corresponde a quantos mols? 
 
n(Cu) = N(Cu)  8,8 x 10
22 Cu = 0,15 mol Cu 
 NA 6,022 x 1023 mol -1 
 
 
Ex. Determinar o número de moles de C presentes em 21,5 g 
de carbono, dado que a massa molar do carbono é 12 g/mol. 
 
 
n(C) = m = 21,5 g = 1,79 mol 
 MM 12,01 g mol-1 
 
Isto é, amostra contém 1,79 mol de C 
 
 
 
O Estudo dos Gases 
• É o estado físico onde as partículas apresentam alta energia cinética 
(movimento). 
 
Teoria Cinética dos Gases 
 
- É um modelo utilizado para explicar o comportamento dos gases. 
- Se baseia na cinética (movimento) das partículas (moléculas e átomos). 
- É também conhecida com teoria dos gases ideais. 
- Pressupõe que as interações entre as moléculas são nula. 
- As distâncias entre partículas são relativamente grandes. 
- Os gases tendem a ocupar o volume total de seus recipientes. 
 
Dessa forma, o VOLUME ocupado pelo gás é proporcional ao tamanho do 
recipiente. A PRESSÃO é a força que o gás exerce nas paredes do recipiente 
e a TEMPERATURA está relacionada com a energia cinética. 
 
 
Transformações Gasosas 
• O gás ideal utiliza três grandezas para ser caracterizado 
 - Volume (V)- espaço que o gás ocupa 
Gás Ideal - Pressão (P) – força que o gás exerce na parede do recipiente 
 - Temperatura (T) – é a energia cinética das partículas 
 
Qualquer alteração em uma dessas grandezas promove uma mudança no Estado 
do Gás. 
 - Isotérmica ou Lei de Boyle. Varia V e P 
 
Transformações Gasosas - Isobárica ou Lei de Charles e Gay-Lussac. Varia V e T 
 
 - Isovolumétrica, Isocórica, Isométrica ou Lei de Carles e 
 Gay-Lussac. Varia P e T 
 
 
Unidades de Medida 
Volume: m3 
1 m3 = 1000 L 
 
 
Temperatura: K 
TK= oC + 273,15 
Pressão: Pa 
1KPa = 1000 Pa 
1KPa = 7,5 mm Hg 
1KPa = 9,87. 10-3 atm 
1 atm = 760 mm Hg 
 
Transformações Isotérmicas 
Temperatura constante 
 
Num sistema ISOTÉRMICO, Pressão e Volume são inversamente 
proporcionais. 
 
Equação matemática: P1 . V1 = P2 . V2 
Exemplo: 
 
Considere que um recipiente com embolo móvel capaz de deslizar 
sem atrito, contém 20 L de O2 (g) sob pressão de 160 Kpa a 298 K. 
Qual o volume de gás se a pressão for reduzida para 80 Kpa nessa 
mesma temperatura? 
 
 
Transformações Isobáricas 
 
 
 
 
 
A pressão é constante 
Num sistema ISOBÁRICO, o Volume e a Temperatura são 
diretamente proporcionais. 
 
Equação matemática: V1 = V2 
 T1 T2 
Exemplo: 
 
Considere um recipiente fechado, dotado de um embolo que pode 
se deslocar sem atrito, com nitrogênio gasoso. O volume ocupado 
é de 9 L na temperatura de 25º C e sob pressão de 210 KPa. 
Mantendo-se a pressão constante e elevando a temperatura para 
174º C, qual o volume que o gás ocupara? 
 
Transformações Isovolumétricas, 
Isocóricas ou Isométricas 
 
 
 
 
 
O volume é constante 
 
Num sistema ISOVOLUMETRICO, a Pressão e a 
Temperatura são diretamente proporcionais. 
 
Equação matemática: P1 = P2__ 
 T1 T2 
Exemplo: 
 
A pressão total do ar no interior de um pneu era 2,30 atm quando a 
temperatura no pneu era 27º C. Depois de ter rodado um certo 
tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e 
verificou-se que esta era agora, 2,53 atm. Supondo sua variação de 
volume do pneu desprezível, a nova temperatura será? 
Equação Geral dos Gases 
No mundo real, não tem como fixar uma das três grandezas 
(Volume, Temperatura e Pressão). 
 
É a união das equações isotérmicas, isobáricas e 
isovolumétricas. 
 
P1 . V1 = P2 . V2 
 T1 T2 
 
Exemplo: 
Sabendo que 20 L de O2 (g) foram mantidos a 27º C e 3 atm de 
pressão, indique o novo volume de gás a 127º C e 5 atm. 
 
Lei de Avogadro 
-Volumes iguais de qualquer gás nas mesmas condições de pressão (P) e 
temperatura (T) possuem o mesmo número de partículas (n). V/n 
•Esta condição independe do tipo de gás e sim do número de mols (gás ideal). 
•Considera ausência de forças de interação e as colisões são elásticas (sem 
perda de energia). 
 
1mol de gás ideal ocupa um volume de 22,4L se nas mesmas condições de 
TEMPERATURA e PRESSÃO. 
Condição: CNTP (P= 1atm e T= 0ºC) 
Equação dos Gases Ideais ou Equação de 
Clayperon 
P1 . V1 = P2 . V2 , podemos então deduzir que P . V = Constante (R) 
 T1 T2 
 T 
 
 
V = R . T V = R . T P . V = n . R . T 
 P n P 
 
 
 
 P . V = m . R . T 
 M 
Nº de mols 
Massa em 
gramas (g) 
Massa molar 
ou molecular 
(g/mol) 
A constante Universal dos 
Gases (R) 
 
 
P . V = n . R. T R = P . Vn . T 
 
Como é uma constante, o valor de (R) se repete em todos 
os gases. 
 
R= 0,082 atm . L R= 62,3 mm Hg . L R= 9,309 Pa . M3 
 mol . K mol . K mol . K 
Só obtemos 
experimentalmente 
Pressão Volume Constante (R) 
atm Litros (L) 0,082 
mm Hg Litros (L) 62,3 
Pa m3 8,309 
Trabalho (J) 8,314 
Exercícios 
1) Calcular a massa molecular de um gás cuja densidade é de 0,241 g/L, 
sabendo que a temperatura de 300k e a pressão de 0,1atm, o mesmo ocupa 
um volume de 1L. 
 
 
 
2) Uma das aplicações da teoria dos gases ideais na prática farmacêutica é do 
doseamento gasométrico de substâncias que, quando decompostas em meio 
ácido, liberam gás. Qual é o grau de pureza de uma amostra de 2,0 g de 
bicarbonato de sódio (NaHCO3) sabendo-se que a mesma, quando em 
contato com HCl, libera 0,480 L de CO2, medido a 273 K e 1 atm? 
 NaHCO3+ HCl NaCl + H2O + CO2