Resumo de físico química

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Resumo de físico química 
 
Sistema, estado e vizinhança: o sistema é a parte do universo que interessa; o seu estado é descrito usando 
variáveis macroscópicas como pressão, volume, temperatura e número de mols. A vizinhança são todo o res-
tante (exemplo, um sistema pode ser o refrigerador e a vizinhança pode ser o restante da casa). 
Vapor: se refere à matéria do estado gasoso em equilíbrio com o seu líquido ou sólido correspondente. Para 
voltar a ser líquido é necessário apenas diminuir sua temperatura ou então aumentar a sua pressão. Um desses 
dois fatores separadamente pode causar o efeito desejado [o vapor se liquefaz mais facilmente que um gás]. 
Gás: é o estado fluído da matéria. Para que ele seja liquefeito é necessário que simultaneamente se diminua 
a temperatura e a aumente a pressão. 
Temperatura: é uma medida da quantidade de energia cinética contida nas partículas de um sistema. 
#Quanto mais alta a temperatura, mais energia cinética têm o sistema. 
#A temperatura não é uma forma de energia, é um parâmetro para comparar quantidades de energia de di-
ferentes sistemas. 
#Ta = Tb [dizemos que o sistema está em equilíbrio térmico; quando Ta > tb [observa-se que ocorrerá trans-
ferência de energia de um sistema para outro, até que eles se encontrem em equilíbrio térmico. [A energia 
transferida de um sistema para outro é chamada de calor]. 
Pressão: razão de uma força aplicada perpendicularmente sobre uma superfície e a área da superfície. 
#Quando a pressão é menor, mais facilmente ocorrerá a transição de uma substância do seu estado líquido 
para o de vapor, pois a força aplicada perpendicularmente sobre dada superfície é menor. 
Temperatura crítica: temperatura acima da qual a substância só pode existir na forma de gás. Acima desta 
temperatura a substância gasosa não pode ser condensada por compreensão isotérmica (mantendo a tempe-
ratura igual a pressão) [é impossível mudar seu estado gasoso para o estado líquido mudando apensas a pres-
são]. 
A lei zero da termodinâmica: se dois sistemas (de qualquer tamanho) estão em equilíbrio térmico entre si e 
um terceiro sistema está em equilíbrio com um dos dois, então ele está em equilíbrio térmico com o outro 
também. 
Estados de matéria (sólido, líq., gás): diferem em seus estados de agregação e forças de coesão. 
Características dos gases: 
 Altamente compreensíveis e ocupam o volume total de seu recipiente; 
 São moléculas pequenas -10-7 
 A distância entre as moléculas é grande em relação a seus tamanhos. 
 As partículas constituintes do gás encontram-se em constante movimento desordenado. 
 O gás tem um certo volume, uma certa pressão, uma determinada temperatura, um número definido 
de átomos e moléculas, uma reatividade química específica, e assim por diante. Se pudermos medir, 
ou mesmo impor, os valores, saberemos tudo o que é necessário sobre as propriedades do sistema. 
Podemos então dizer que conhecemos o estado do sistema. 
#O estado de um sistema é determinado pelo que as variáveis do sistema são, e não por como o sis-
tema chegou a elas. 
#O estado físico de um gás ideal (aquele gás hipotético que obedece rigorosamente às leis dos gases 
ideais) é definido por propriedades físicas: volume, número de mols, pressão e temperatura. 
Modelo físico dos gases ideais: 
(1) O gás é formado por um grande número de partículas; (2) as dimensões das partículas são muito pe-
quenas; (3) as partículas não exercem entre si foras apreciáveis; (4) as colisões entre as partículas ou 
entre as partículas e as paredes do sistema são choques perfeitamente elásticos. 
Propriedades empíricas de um gás: 
a) Lei de Boyle: em um sistema fechado em que a temperatura é mantida constante, verifica-se que 
determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional a sua pressão. [Isso significa 
que se dobrarmos a pressão exercida por um gás em um sistema fechado, o volume irá diminuir pela 
metade; o contrário também ocorre]. 
#Esse tipo de transformação é denominada isotérmica (“calor constante”). Se representarmos as 
transformações isotérmicas por meio de um gráfico, veremos que para a mesma massa do gás, o pro-
duto das variáveis de pressão e volume sempre originará uma hipérbole. [Diferentes temperaturas 
originam diferentes hipérboles, que são chamadas isotermas – quanto maior a temperatura, mais a 
hipérbole se afasta da origem]. 
b) Lei de Charles: com a pressão sendo mantida constante, a massa de determinado gás ocupa um vo-
lume diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica. [Isso quer dizer que, se aumentar-
mos a temperatura do sistema, o volume ocupado pelo gás também aumentará, ou seja, ele vai se 
expandir, aumentando seu volume; por outro lado, com a diminuição da temperatura, o gás vai se 
comprimir]. 
#Esse tipo de transformação é chamada de isobárica (“pressão constante”). Se representarmos as 
transformações isobáricas por meio de um gráfico, o produto das variáveis temperatura e volume 
originará uma reta. [Diferentes pressões originam diferentes retas]. 
c) Lei de Charles e Gay-Lussac: com o volume sendo mantido constante, a pressão exercida pela massa 
de determinado gás é diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica. [Isso quer dizer 
que, se aumentarmos a temperatura do sistema, a pressão exercida pelo gás também aumentará e 
vice-versa]. 
#Esse tipo de transformação é chamada de isocórica (“volume constante”). Se representarmos as 
transformações isocóricas num gráfico, o produto das variáveis temperatura e pressão originará uma 
reta. [Diferentes volumes, originam diferentes retas]. 
d) Lei de Avogadro: volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pres-
são, apresentam a mesma quantidade de matéria em mol ou moléculas. [Isso significa que, por exem-
plo, 1 mol de gás hidrogênio ocupa 22 L e 1 mol de gás cloro também, mesmo que a massa do gás 
hidrogênio seja muito menor, pois é de 2 g (H2), enquanto que a massa de cloro é 71g (Cl2)]. [Foi 
determinado que um mol de qualquer gás contém 6,02.1023 moléculas (constante de Avogadro). 
#Assim, se um 1 mol de qualquer gás contém a mesma quantidade de moléculas, o volume ocupado 
também será o mesmo, desde que esteja nas mesmas condições de temperatura e pressão. 
#Como pode caber, em um mesmo volume, o mesmo número de moléculas, sendo que existem gases 
com moléculas maiores e outras menores? Resp: no estado gasoso, as moléculas estão a uma distân-
cia tão grande uma das outras que o tamanho delas é desprezível. 
Gás ideal: seria o gás que obedece, rigorosamente, às leis físicas dos gases; em quaisquer condições de pressão 
e temperatura e também deveria encaixar-se perfeitamente no modelo descrito pela teoria cinética. 
Gás real: que não seguem exatamente a lei do gás ideal, podem se aproximar do comportamento ideal se 
forem mantidos a temperatura elevada e a pressão baixa (gás perfeito – aquele que tem características pró-
ximas ao gás ideal). 
Equação da lei dos gases ideais: como p, V, T e n são as únicas quatro variáveis de estado independentes para 
um gás, a fórmula de proporcionalidade da equação pode ser transformada em uma igualdade usando uma 
constante de proporcionalidade. 
𝑉 = 𝑅 ×
𝑛×𝑇
𝑝
 e 𝑝 ∗ 𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
#A equação prevê como um gás irá se comportar [essas equações são mais válidas quando a pressão tende a 
zero, pois se a pressão for mais alta as moléculas serão mais comprimidas no sistema (volume diminui), au-
mentando a probabilidade de colisões entre as partículas]. [No modelo do gás ideal as partículas não se inte-
ragem]. 
 
#R é a constante que é determinada experimentalmente, depende das unidades p, V, T e n. 
𝑅 =
𝑝 × 𝑉
𝑛 × 𝑇
 
#(p x T) corresponde à energia média para variarem 1K, a temperatura de 1 mol de moléculas de um gás ideal. 
Propriedades extensivas: são aquelas que dependem da quantidade de matéria (n e V). 
Propriedades intensivas: não dependem da quantidade de matéria (p e T). São medidas em qualquer ponto 
do sistema. 
#Sempre quando se divide uma variável extensiva por outra extensiva (ex: v/n), torna-se uma variável inten-
siva. 
 
Aplicações: densidade e massa molar: 
𝑃 ∗ 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝑅 ∗ 𝑇 𝑃𝑉 = 
𝑚𝑅𝑇
𝑀𝑀
 𝑃 = 
𝑚∗𝑅∗𝑇
𝑉∗𝑀𝑀
 𝑛 = 
𝑚
𝑀𝑀
 𝑑 = 
𝑚
𝑉
 𝑉𝑚 = 
𝑅∗𝑇
𝑝
 
Combinação das leis: 
Transformação isotérmica P1*V1 = P2*V2 
Transformação isocórica 
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2
 
Transformação isobárica 
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
 
Quando P, V, n e T variam 
𝑃1∗𝑉1
𝑇1
=
𝑃2∗𝑉2
𝑇2
 quando n1 = n2 
Mistura de gases: Dalton observou que a pressão medida de uma mistura de gases é a soma das pressões que 
os gases exerceriam se cada um estivesse sozinho. 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑃𝑔á𝑠1 + ⋯ + 𝑃𝑔á𝑠𝑥 
#Cada gás se comporta como se o outro não existisse; a pressão individual de cada gás ñ muda. 
 
 
Gráfico de pressão total 
 
#As diagonais representam a pressão variando com a quantidade de maté-
ria. Exemplo: a diagonal do canto superior esquerdo para o canto inferior 
direito diz respeito ao gás A, onde em 0 do eixo x, representa 100% da pres-
são de A; em 1 do eixo x, representa 0%. 
 
 
Gráfico do gás CO2: 
#O gráfico tem quatro isotermas (50; 40; 31,04; e 20°C). A temperatura crí-
tica do CO2 é de 31°C. 
#É possível observar desvios no gráfico, ou seja, fogem da idealidade 
quando se tem pressões elevadas ou temperaturas baixas. 
#Abaixo da isoterma de 31,04°C o gás para de se comportar como um gás 
ideal pois ele começa a se liquefazer (estado gasoso para estado líquido em 
E, D e C). E, quando a pressão é elevada, aumenta a probabilidade de coli-
sões entre as partículas; fugindo assim da idealidade. 
#O gráfico representa o comportamento do gás real. 
 
 
Gases reais: interações moleculares 
#Se por um lado as moléculas dos gases ideais em condições de baixa pressão mantém uma grande distância 
uma das outras, a ponto das interações moleculares serem desprezíveis, em condições de alta pressão essa 
condição começa a mudar para os gases reais, pois, com pressão maior ocorre a diminuição do volume, por-
tanto, o espaço entre as moléculas também diminui, com uma maior aproximação das moléculas a interação 
entre elas começa a ser significativa. 
#Mesmo em altas pressões, quanto maior a temperatura, maior será a energia cinética dos gases, ou seja, as 
moléculas se movimentam com maior velocidade, com isso, a força de interação molecular tende a ser menos 
efetiva que a velocidade do movimento, isto faz com que um gás real se aproxime da condição do gás ideal. 
#Se o espaço entre as moléculas é grande ocorre pouca interação entre elas, numa distância intermediária 
predomina as forças atrativas (tende diminuir o volume) e em distâncias pequenas predomina as forças de 
repulsão (tende aumentar o volume). 
#As forças atrativas e repulsivas dependem do sinal das cargas. É atrativa se as cargas tiverem sinais opostos; 
repulsivas, se as cargas tiverem os mesmos sinais. 
#Em baixas pressões as interações são desprezíveis (gás tende a ter um comportamento de gás ideal), em 
pressões intermediárias as forças de atração predominam sobre as repulsivas (gás mais compressível que um 
gás ideal) e em altas pressões, predominam as forças repulsivas sobre as atrativas (menos compressível que 
um gás ideal). 
Dependência das forças intermoleculares em relação a distância 
#Gráfico de Z (fator de compressibilidade) contra a pressão. 
#O gás ideal em quaisquer condições tem Z = 1. 
#Quando diminui a pressão o Z fica mais próximo de 1, altera-se o vo-
lume molar da espécie, já que: 
 𝑍 = 
𝑉𝑚 (𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑔á𝑠 𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙)
𝑉°𝑚 (𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑔á𝑠)
 
#Perto de Z1 o gás comporta-se como gás ideal porque não vai existir co-
lisões entre as partículas. 
#O gás tem comportamento de gás real quando (a) as partículas dos ga-
ses reais têm volume não negligenciável; (b) as forças atrativas e repulsi-
vas existem e influenciam nos valores de V e P; (c) os gases reais podem 
mudar de estado físico para uma fase condensada. 
 
#Em pressões muito baixas, quando a pressão tende a zero todos os gases tem Z=1 (gás ideal; em pressões 
elevadas, todos os gases têm Z>1, o que evidencia um maior volume em relação ao gás perfeito (as forças 
repulsivas são dominantes); em pressões intermediárias Z<1, indica que as forças atrativas estão reduzindo o 
volume molar em comparação ao gás ideal. 
Temperatura de Boyle: onde o gás se comporta como um gás perfeito por uma ampla faixa de pressão (tem 
Z=1). 
Relação de temperatura e pressão: Em altas temperaturas e baixas pressões, maior a distância entre as mo-
léculas, alta energia cinética, ou seja, menor a probabilidade das moléculas se colidirem. Em baixas tempera-
turas e altas pressões, baixa energia cinética, maior a probabilidade das moléculas se colidirem. 
 
Modelo de gases reais de Van der Walls: as interações entre as moléculas do gás são levadas em considera-
ção – cada molécula se comporta como uma esfera hígida e impenetrável, ou seja, ocupam um certo volume 
e ao se interagirem afetam a pressão. 
𝑃 = 
𝑛𝑅𝑇
𝑉𝑚 − 𝑛𝑏
− 𝑎 (
𝑛
𝑉
)
2
 
 
#O parâmetro “a” corrige a pressão ideal para a pressão real e está relacionada as forças atrativas do gás; o 
parâmetro “b” corrige o volume molar e relaciona-se com o tamanho destas partículas. 
#A velocidade de uma partícula se colidir com outra é diminuída pelas forças atrativas. Logo, a pressão de 
um gás real é menor quanto maior a atração entre suas partículas. 
Modelo cinético dos gases: procura descrever o comportamento dos gases através do comportamento mi-
croscópico da matéria, e as propriedades que apresenta à escala macroscópica. Um modelo usado na teroai 
cinética dos gases pode ser descrito em três hipóteses. 
1) ~Todos os gases são constituídos por um grande número de moléculas, esféricas, pequenas quando 
comparada com as dimensões do recipiente de volume V onde estão contidas e com grandes distân-
cias percorridas entre colisões sucessivas. 
2) As moléculas estão em movimento contínuo e aleatório, deslocando-se em todas direções em traje-
tórias retilíneas; 
3) As moléculas são independentes umas das outras e só interagem durante colisões elásticas de curta 
duração. 
#Além dessas hipóteses, impõe-se a condição de que, em qualquer colisão, a energia cinética total das molé-
culas é a mesma antes e depois da colisão. Este tipo de colisão é chamada de colisão elástica. 
#Se o gás consiste de um grande número de partículas que se movimentam, então o movimento das partículas 
deve ser completamente ao acaso ou caótico. As partículas movem-se em todas as direções com diversas 
velocidades, umas mais rapidamente e outras mais devagar. Se o movimento fosse ordenado (digamos que 
todas as partículas numa caixa retangular se movimentassem em trajetórias perfeitamente paralelas), tal con-
dição não poderia existir, pois qualquer irregularidade na parede da caixa tiraria alguma partícula de sua tra-
jetória; a colisão desta com outra tiraria uma segunda partícula, e assim por diante. Evidentemente, em pouco 
tempo o movimento seria caótico. 
Combinando pressão e a lei dos gases ideias: 
2
3
𝑁𝐴𝐸𝑘 = 𝑅𝑇 
#Quanto maior a temperatura, maior a energia cinética das moléculas. 
A distribuição de velocidade de Maxwell: descreve a distribuição da velocidade de partículas em um gás ideal. 
Elapossui um papel importante no entendimento da energia cinética de elétrons e íons assim como em ca-
racterizar uma substância gasosa em particular. Na física clássica, pensava-se que as moléculas de gases ideias 
colidiam ao redor com velocidades arbitrárias nunca interagindo uma com a outra. Entretanto, cientistas mais 
tarde descobriram que um gás ideal é melhor modelado levando em conta essas considerações. A distribuição 
de Maxwell é uma função de densidade de probabilidade para a velocidade v de moléculas com massa m em 
gás a temperatura absoluta T. É dada pela seguinte equação: 
𝑓(𝑣) = 4𝜋 (
𝑀
2𝜋𝑅𝑇
)
3
2
𝑣2𝑒−
𝑚𝑣2
2𝑅𝑇 
*Outras fórmulas: 
 Velocidade médias das moléculas ∁ = (
8𝑅𝑇
𝜋𝑀
)
1
2
 
 Velocidade média relativa ∁ = (
8𝑘𝑇
𝜋𝜇
)
1
2
 
 Massa reduzida 𝜇 =
𝑀𝐴𝑀𝐵
𝑀𝐴+𝑀𝐵
 
 
 
 
 
#Maxwell observou que uma descrição completa de como cada molécula se move não era necessária. O que 
era necessário era alguma compreensão de como este modelo microscópico estava conectado com as propri-
edades microscópicas, que representam as médias de um número enorme de moléculas. 
#A informação microscópica relevante não é conhecimento das posições velocidades de cada molécula a cada 
instante de tempo, mas sua função de distribuição. Isto é o mesmo que dizer que uma certa percentagem de 
moléculas estão em certa parte do recipiente, e que a percentagem possuem velocidades dentro de certo 
intervalo, a cada instante de tempo. 
Gráfico da distribuição de Maxwell: 
#O ponto da velocidade média indica que um número maior de 
partículas apresentam a mesma média de velocidade nesse inter-
valo. 
#Tem partículas que apresentam velocidades maiores e outras 
menores (esquerda e direita da velocidade média). 
#A velocidade média é influenciada pela massa molar e pela tem-
peratura. 
#Quanto mais leve a partícula, maior é o intervalo de distribuição de Maxwell da velocidade (estará mais 
para direita do gráfico). Quanto mais pesada, menor é o intervalo da distribuição de velocidades (mais para 
esquerda). 
Gráfico de distribuição de Maxweel em diferentes temperaturas: 
#O gráfico mostra que um aumento na temperatura amplia a dis-
tribuição de velocidades. Ou seja, quanto menor a temperatura, 
menor será o intervalo de distribuição e vice-versa. 
#O gás A tem menor temperatura em relação ao B, pois tem in-
tervalo menor de distribuição. 
#A distribuição de velocidades também depende da massa da 
molécula. À mesma temperatura um gás pesado apresenta uma distribuição mais comprimida (menor) que 
um gás leve. No gráfico, caso A e B estiverem sujeitos a mesma temperatura, o gás A é mais pesado en-
quanto B é mais leve. 
Gráfico: distribuições de densidades de probabilidade da veloci-
dade molecular de 4 gases nobres a uma temperatura T. 
#A existência de velocidades diferentes pode ser entendida como 
resultado das constantes colisões entre as moléculas (devido as co-
lisões uma molécula vai variando a sua velocidade). 
#Os gases nobres são quase gases ideias sob condições normais. 
#Para qualquer gás monoatômico, considerado ideal, o valor médio 
da energia cinética molecular é, para uma dada temperatura, o mesmo. Isso significa que se as moléculas 
forem mais pesadas mover-se-ão, em média, mais devagar. 
Efusão: é o movimento espontâneo das partículas de um gás no sentido de atravessar um orifício do recipi-
ente onde elas estão contidas. Exemplo e aplicação: a geração de energia nuclear depende da habilidade de 
separar urânio-235 a partir do urânio 238, mais abundante. Um processo usa uma série de reações para con-
verter o urânio em um sólido volátil, hexafluoreto de urânio. O vapor de UF6 experimenta então a efusão 
através de uma série de barreiras porosas. As moléculas de UF6 contendo urânio-235, que é mais leve que 
aquelas contendo urânio-238, experimentam a efusão mais rapidamente podendo assim ser separado do 
resto. Entretanto, a razão entre o tempo que a mesma quantidade de 235UF6 e 238UF6 requerido para efu-
são é somente 1,004, assim uma separação muito pequena ocorre. Para melhorar a separação, o vapor é 
passado através de vários estágios de efusão, consequentemente, a planta deve ser muito grande. 
#Massas diferentes, velocidades de efusão diferente, 
Difusão: é o movimento espontâneo das partículas de um gás no sentido de se espalhar uniformemente em 
um recipiente ou em meio às partículas de um outro gás. Resumidamente, a difusão de um gás é a sua pro-
pagação pelo espaço. 
Lei de Graham: a velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raíz quadrada 
de sua densidade. 
𝑣1
𝑣2
= √
𝑀𝑀2
𝑀𝑀1
 √
𝜌2
𝜌1
 #v1 e v2 são as velocidades de difusão dos gases 1 e 2. 𝜌 representa as densidades 
destes gases; MM representa a massa molar. 
Fluído supercrítico: é qualquer fluído que esteja a uma temperatura acima da sua temperatura crítica e da 
sua pressão crítica. É importante ressaltar que nenhuma substância é um fluído supercrítico, mas sim que 
pode ser levada ao estado supercrítico pelo uso de calor e pressão até superar o seu ponto crítico. 
#Possui características de gás e líquido; densidade alta (apresenta maior poder de solubilização).