fisicoquimica2012

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO
ESCOLA DE ENGENHARIA DE LORENA
1º CURSO INTER-SEMESTRAL - 2012
Físico-Química
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16/01 – 08:00 h
18/01 – 08:00 h
20/01 – 08:00 h
Aulas da primeira semana:
Avaliação
P1 – 30 de janeiro
P2 – 13 de fevereiro
17/01 – 08:00 h
14:00 h
08:00 h
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Programa 
1- Gases Ideais - Lei de Boyle. Lei Charles. Lei de Gay-Lussac. Massa Molecular de um gás. O princípio de Avogadro. A lei do gás ideal. A equação de estado. Propriedades extensivas e intensivas. Propriedades do gás ideal. Determinação das massas moleculares dos gases e substâncias voláteis misturadas. Variáveis de composição. Equação de estado de uma mistura gasosa. Lei de Dalton. O conceito de pressão parcial. Volumes parciais. Lei de Amagat. A lei de distribuição barométrica.
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2 - Gases Reais - Desvios de Comportamento ideal. Desvios aparentes. Desvios reais. Modificação da equação ideal. A equação de Van der Waals . Implicações da equação de Van der Waals. Isotermas de um gás real. Continuidade dos estados. Isotermas da equação Van der Waals. O estado do crítico . Os princípios dos estados correspondentes. Outras equações de correspondentes. Outras equações de estado.
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3 – Termodinâmica - Conceitos termodinâmicos. Trabalho. Calor. Trabalho de expansão. Trabalho de compressão. Quantidades máximas e mínimas de trabalho. Transformações reversíveis e irreversíveis.Lei zero da termodinâmica. Energia Interna. Primeira Lei da Termodinâmica. Propriedades da energia interna. Entalpia. Capacidades Caloríficas. Relações Termodinâmicas de um Gás Ideal. Transformações adiabáticas.
4 - Termoquímica - Conceitos termoquímicos. Calor de reação. Convenções termoquímicas. Entalpia padrão de formação. Lei de Hess. Calor de reação a volume constante. Lei de Kirchoff. Calor de combustão. Calor de solução. Entalpia de formação de átomos livres. Entalpia das ligações atômicas. Temperatura adiabática da chama. Medidas calorimétricas.
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5 - Entropia -Terceiro princípio da termodinâmica. A entropia como função da temperatura e do volume. A entropia como função da temperatura e do colume. A entropia como função da temperatura e da pressão. Variações de entropia em um gás ideal. 
6 - Espontaneidade e Equilíbrio - As condições Gerais de equilíbrio e espontaneidade. Condições de equilíbrio e espontaneidade sob vínculos. Forças responsáveis pelas transformações naturais. As equações fundamentais de termodinâmica. A equação termodinâmica de estado. As propriedades de ?A?. As propriedades de ?G?. A energia livre de gases reais. A dependência de energia livre com a temperatura. Fugacidade de um gás real.
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Gás ideal
É um gás teórico, composto de um conjunto de partículas pontuais que se movem aleatoriamente e não interagem entre si.
Isso significa que o volume de um gás ideal, na temperatura de zero absoluto é igual a zero.
Em certas condições, gases reais se comportam como gases ideais.
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Equação de estado
É a equação que descreve o estado do gás em função das variáveis que afetam este estado
As variáveis são: pressão, temperatura, volume e quantidade de matéria
Assim, a forma geral da equação de estado para os gases é p = f(V, T, n)
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Importante destacar:
Pressão
		(medida da pressão)
		(unidades de pressão)
Temperatura
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medida da pressão
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Temperatura
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Lei de Boyle (Robert Boyle, 1661)
Boyle mostrou que, com boa aproximação, a pressão e o volume de uma quantidade fixa de gás, em temperatura constante, estão relacionados por:	p.V = constante
Lei de Boyle: Em temperatura constante, a pressão de uma amostra de gás é inversamente proporcional ao seu volume e, óbvio, o volume é inversamente proporcional à pressão:
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Lei de Charles (Jacques Charles)
Charles estudou o efeito da temperatura sobre o volume de uma amostra de gás mantida sob pressão constante.
	Lei de Charles: 	Sob pressão constante, o volume de uma amostra de gás é diretamente proporcional à sua temperatura (1ª versão).
					 V = constante . T
					Sob volume constante, a pressão de uma amostra de gás é diretamente proporcional à sua temperatura (2ª versão).
					p = constante . T
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Princípio de Avogadro
Relaciona o volume com a quantidade de matéria (número de moles do gás).
“volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contém o mesmo número de moléculas”, ou seja:
				
				V = constante . n
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O envolvimento de p, V, T e n em leis comprovadas experimentalmente, remete à equação de estado:
				 p = f(V, T, n)
e, consequentemente, à equação dos gases perfeitos (ou lei dos gases perfeitos), que é a combinação das leis empíricas anteriores: 
			p.V = constante . n.T
Ou seja, traduz as leis de Boyle, de Charles (1ª e 2ª versões) e o princípio de Avogadro.
A constante de proporcionalidade é simbolizada por R, e a equação fica:
		 p.V = n.R.T 	 (equação dos gases ideais)	
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Principais unidades de R
			0,0820578 atm.L/mol.K
			8,31451 J/mol.K
			1,98722 cal/mol.K
Exemplo: Calcular o volume molar de um gás nas CNTP e nas CNATP
22,414 L/mol
24,790 L/mol
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Superfícies p, V e T para uma quantidade fixa de gás perfeito (n = constante)
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Aplicação 
Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K num vaso de volume constante. Para uma uma situação em que o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, calcule a sua pressão na temperatura de trabalho, considerando que seu comportamento é de gás perfeito.
Resposta: 183 atm
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Propriedades intensivas e extensivas
Propriedades intensivas são aquelas que independem da extensão do sistema, isto é, são independentes do tamanho ou da quantidade de matéria de um dado sistema. 
Propriedades extensivas, tal como o nome indica, dependem da extensão do sistema, isto é, variam de forma proporcional ao tamanho ou a quantidade de matéria existente num dado sistema.
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Exemplos 
Propriedades intensivas: temperatura (T em K), pressão (p em Pa), densidade (ρ em kg.m-3), temperatura de fusão (T em K), temperatura de ebulição (T em K).
Propriedades extensivas: massa (m em kg), volume (V em m3), quantidade de matéria (n em mol), energia interna (U em J), entalpia (H em J), entropia (S em J/K), capacidade calorífica (Cp ou CV em J/K), energia de Gibbs (G em J).
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Quando se exprime uma propriedade extensiva em função de outra propriedade extensiva, obtém-se uma propriedade intensiva.
Por exemplo, quando se exprimem as proprie-dades termodinâmicas entalpia ou entropia em função da quantidade de matéria, obtêm-se as respectivas propriedades intensivas entalpia molar e entropia molar, com unidades SI de J/mol.
 
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Da mesma forma, se a entalpia ou a entropia, forem expressas em função da massa do sistema, obtêm-se as propriedades intensivas entalpia e entropia específicas com unidades SI de J/kg e J/kg.K
Outros exemplos de propriedades intensivas obtidas por combinação de propriedades extensivas:
- Volume molar (Vm em m3/mol)
- Volume específico (v em m3/kg)
- Massa molar (M em kg/mol)
- Capacidade calorífica específica (cp ou cV em J/kg.K) - Capacidade calorífica molar (Cp ou CV em J/mol.K)
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Propriedades do gás ideal
Das características de um gás ideal:
-todas as suas partículas são idênticas 
-todas as suas partículas têm volume zero 
-suas partículas não interagem entre si, ou seja, não existem forças intermoleculares 
-suas partículas sofrem colisões perfeitamente elásticas com as paredes do recipiente que contém o gás
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Pode-se inferir que:
Com a diminuição da temperatura (ou aumento da pressão), o gás ideal não muda de estado (G  L  S)
Um gás ideal, na temperatura igual a zero absoluto, tem volume igual a zero.
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Misturas de gases
Para o estudo de sistemas que contémmais de uma espécie gasosa são definidas as variáveis de composição:
Fração em quantidade de matéria (fração molar);
Pressão parcial
Volume parcial
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Fração em quantidade de matéria (fração molar):
Número de mols de determinado gás pelo número de mols total da mistura, ou seja,
Sendo que, a soma das frações molares é sempre igual a 1:
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Pressão parcial: a pressão parcial de um gás numa mistura gasosa é a pressão que este gás exerceria se estivesse sozinho ocupando o mesmo volume.
Aplicando a fração molar:
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Lei de Dalton das Pressões Parciais:  “A pressão total exercida por uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais dos gases que compõem a mistura”.
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Lei de Amagat dos Volumes Parciais: “O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais dos gases que compõem a mistura”.
Volume parcial é o volume que o gás ocuparia estando sozinho e sendo submetido à pressão total, na temperatura da mistura.
VJ = xJ . V
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Lei de distribuição barométrica
Diz respeito à influência do campo gravitacional sobre a pressão de um gás.
Onde
po é a pressão livre do campo gravitacional
M é a massa molecular do gás
g é a aceleração da gravidade
z é a altura da massa gasosa
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Para mistura de gases:
i = 1, 2, 3, 4, ......
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Determinação de massas molares de gases
Partindo da equação geral dos gases chega-se a:
Onde
M é a massa molecular do gás
p é a pressão do gás
ρ é a densidade do gás
R é a constante universal dos gases
T é a temperatura 
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Para aplicar a equação anterior é necessário que (ρ/p) seja independente de p, o que é válido para gases ideais.
Porém, para gases reais, ρ/p depende da pressão. 
Considerando o fato de que o gás real tende ao comportamento de gás ideal a baixas pressões, faz-se a medida da densidade em várias pressões, e extrapola-se a reta obtida para zero de pressão, o que leva a um valor mais preciso de M.
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Exercícios 
Cinco gramas de etano estão contidos num bulbo de 1 dm3 de capacidade. O bulbo é tão fraco que romperá se a pressão exceder 1 Mpa. Calcule a temperatura na qual a pressão do gás atingirá o valor de ruptura.
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Exercícios 
A pressão total de uma mistura de oxigênio e hidrogênio á 1,00 atm. Após se inflamar a mistura, a água formada foi retirada. O gás restante é hidrogênio puro e exerce uma pressão de 0,40 atm, quando medida nas mesmas condições de T e V da mistura original. Determine a composição original da mistura (em %molar).
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Exercícios 
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