Introdução a Físico química

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Aula 1 :
Estudo dos Gases
Ementa da Disciplina: Físico Química
Propriedades dos gases:
 	1.1 Gás ideal_ estados e as leis dos gases;
	1.2 Gás real_ interações moleculares, equação de Van der Waals, princípio dos estados;
 2) Introdução à Primeira lei da Termodinâmica:
	2.1 Conceitos Fundamentais_ trabalho calor e energia, 1º lei;
 2.2 Trabalho e Calor_ trabalho de Expansão, trocas térmicas, entalpia, transformações adiabáticas;
	2.3 Termoquímica_ variações de entalpia padrão, entalpias padrão de formação, dependências das entalpias de reação com a temperatura.
Ementa da Disciplina: Físico Química
BIBLIOGRAFIA
ATKINS, Peter; de PAULA, Júlio . ATKINS Físico-Química. Vol 1. Sétima edição. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
SONNTAG, Richard E., BORGNAKKE,Claus, VAN WYLEN, Gordon . Fundamentos da Termodinâmica. Tradução da 6a edição americana, tradução de Euryale de Jesus Zerbini, São Paulo, Editora Edgard Blücher Ltda, 2003. 
Oficial 1
Oficial 2
Aulas práticas
Provas oficiais e entrega das listas
2º Chamada
Exame Final
Parcial 1
Parcial 2
Aula
Data
ConteúdoProgramático 1º
Tipo de Aula
1
07/08/17
Gases ideais
 
2
14/08/17
Aula Prática: Experimento Equilíbrio Térmico
Prática
3
21/08/17
Gases reais Gases reais e a teoria cinética
 
4
28/08/17
Aula Prática: Experimento Lei de Boyle-Mariotte
 
5
04/09/17
Equação de van der Waals e Equação do Virial,Constantes críticas dos gases, Fator de compressibilidade
Pratica
6
11/09/17
Aula Prática: Cinética dos gases ,Compreesão dos conceitos de energia, calor, trabalho, temperatura, energia interna
 
7
18/09/17
Primeira Lei da Termodinâmica e suas aplicações
Prática/ Teórica
8
25/09/17
Prova Parcial 2, Entalpia e Diagramas de energia, experiência de Joule
 
9
02/10/17
Compreesão dos conceitos de entalpia padrão de formação; Entalpia padrão de reação
 
10
09/10/17
Prova Oficial 1 º Bimestre
 
Aula
Data
ConteúdoProgramático 2º
Tipo de Aula
11
16/10/17
Equações termoquímicas e Lei de Hess; Fatores que influem no valor da entalpia: estado físico, estado alotrópico, estado nascente, temperatura, pressão
Teórica
12
23/10/17
Entropia e energia livre de Gibbs
Teórica
11
30/10/17
Aplicações da energia livre de Gibbs
Teórica
12
06/11/17
Compreesão dos conceitos de Segundo princípio da termodinâmica, Probabilidade e desordem termodinâmica, Entropia
Teórica
11
13/11/17
Prova Parcial 2
Teórica
12
20/11/17
Compreesão dos conceitos de Terceiro princípio da termodinâmica; Princípio de energia livre de Gibbs
Teórica
11
27/11/17
Exame Oficial 2º bimestre
Teórica
12
04/12/17
Exame 2º chamda
Teórica
11
11/12/17
 
Teórica
12
18/12/17
Exame Final
Teórica
 
 
 
 
 
 
 
 
Métodos de Avaliação
3 Relatórios das aulas práticas valendo 5 pontos de parcial 1:
Data 		Tema
14/08: 	 Equilíbrio Térmico
28/08:	 Lei de Boyle-Mariotte
11/09:	 Cinética dos gases
2 Provas Oficiais 10 pontos :
09/10		prova oficial 1;
27/11 		prova oficial 2.
Data 		Tema
2 Provas parciais:
25/09		prova parcial 1;
13/11 		prova parcial 2.
A físico-química é a disciplina que estuda as propriedades físicas e químicas da matéria;
Suas funções variam desde interpretações das escalas moleculares até observações de fenômenos macroscópicos;
As áreas de estudo incluem termoquímica, cinética química, química quântica, mecânica estatística e eletroquímica, que trata do estudo da eletrólise, de pilhas e baterias, e dos equilíbrios químicos que tratam dos reagentes que cooperam para se transformarem em produtos iônicos;
1.0		Introdução
1.0		Definições
Sistema: conjunto de componentes, ou porção do universo que se deseja
analisar sob as leis da termodinâmica; É uma quantidade de matéria com massa e identidade fixa, sobre o qual dirige-se a atenção do estudo; 
Abertos: troca energia e matéria com a vizinhança;
Fechados: troca apenas energia com a vizinhança;
Isolados: nao troca energia e nem matéria com a vizinhança;
1.0		Definições
1.0		Definições
sistema
vizinhança
universo
Vizinhança do Sistema aquilo que é exterior ao sistema e com 
o qual o sistema pode, eventualmente, trocar energia e/ou matéria.
As fronteiras da terra com o espaço são abstratas,
 não há uma barreira física separando a terra do espaço.
Fronteira é uma Superfície fechada, real (uma parede, 
uma membrana, etc) ou abstracta (imaginada por nós), que separa o 
sistema da sua vizinhança.
1.0		Definições
1.0		Definições
Quanto a maneira como se comportam em relação às vizinhanças, as fronteiras classificam-se em:
Fronteira adiabática: não permite a passagem de calor entre sistema e sua vizinhança. Uma garrafa térmica é um exemplo de uma aproximação de uma fronteira adiabática, que não existe perfeitamente na física, pois são fronteiras ideais.
Fronteira diatérmica: permite a passagem de calor entre sistema e sua vizinhança. Uma panela, o objeto de metal que cerca um alimento, como exemplo doméstico, é uma fronteira diatérmica.
Fronteira permeável: permite a passagem de massa e calor entre o sistema e sua vizinhança. A pele humana é um exemplo. Permite a transmissão de calor entre o corpo e o meio, assim como sua e absorve por exemplo, substâncias do meio, como água, uma certa taxa, e até solventes, causando inclusive intoxicações.
Parede móvel (êmbolo)
Superfície lateral do 
cilindro
Base do cilindro
+
+
Fronteira: paredes do recipiente
Sistema: gás num 
recipiente de parede 
móvel
Vizinhança: ar exterior 
ao recipiente
Exemplo: Gás contido num cilindro com uma parede móvel
1.0		Definições
Desreva o sistema, as fronteiras e as vizinhanças.
Pressão:
 força por unidade de área
 independente da orientação da superfície
 forças de pressão sempre perpendiculares à superfície
1.1		Pressão
A unidade do sistema internacional para a pressão é o pascal, 		 		1 Pa = 1 N m -2
Em termos de unidades básicas, 1 Pa =1 kg m -1 s -2
1.1		Exercícios
Exercício 1.1 Imaginemos que Isaac Newton fosse de 65 kg. Calcule a pressão que ele exerceria sobre o solo ( g= 9,81 ):
Com os pés calçados de botas com a área da solas de 250 cm 2 ;
Calçando patins de gelo com área de contato de 2,0 cm 2 .
Exercício 1.2 Calcule a pressão exercida por uma massa de 1,0 kg que pressiona a superfície do solo através de um alfinete cuja área é de 1,0 x 10 -2 mm2
1.1		Exercícios
Resolução Exercício 1.1 
Resolução Exercício 1.2 
P= ma/A
P = 1 x 9,81 / 1,0 x 10 -8 
P = 0,981 x 10 9 Pa
A origem da força exercida por um gás, sobre as paredes de um recipiente que o contém é a sequência incesante de colisões das moléculas com as paredes do recipiente.
As colisões são tão numerosas que elas exercem efetivamente uma força constante que se manifesta com pressão constante.
2.0 		Equilíbrio Mecânico
2.0 		Equilíbrio Mecânico
Parede Móvel
Baixa Pressão
Alta Pressão
Movimento
Pressões Iguais
Baixa Pressão
Alta Pressão
Se dois gases estiverem num recipiente, separados por uma parede móvel, o gás com a pressão mais alta tende a comprimir o gás com a pressão mais baixa. 
A pressão do gás que tem maior pressão diminui a medida que ele se expande e a do outro aumenta a medida que ele é comprimido. 
Os dois atingem um estado de equilíbrio mecânico.
	2.1	 Temperatura
Interpretação microscópica  	medida da energia cinética média dos átomos ou moléculas que constituem o sistema. 
Nos gases ideais: energia cinética de translação; 
Nos sólidos: energia cinética de vibração.
Alta Temperatura
Baixa Temperatura
Equilíbrio Térmico
Transferência de Calor
Uma mudança de estado pode ser interpretada como o resultado de um fluxo de energia. A temperatura é a propriedade que indica o sentido dessde fluxo
2.1	Equilíbrio Térmico
Parede Diatérmica
Baixa temperatura
Alta temperaturaEnergia na forma de calor
Temperaturas Iguais
Baixa temperatura
Alta temperatura
	2.3		A Lei Zero Da Termodinâmica
SISTEMA C
SISTEMA
 A
SISTEMA
 B
SISTEMA C
SISTEMA
 A
SISTEMA
 B
Dois sistemas (A e B) em equilíbrio térmico com um terceiro sistema (C) estão também em equilíbrio térmico um com o outro. 
Essa conclusão não é dedutível de outras proposições e recebe a denominação da lei zero da termodinâmica.
A temperatura é a propriedade que é comum a sistemas que 
se encontram em equilíbrio térmico (mesma classe de equivalência).
Equilíbrio térmico
Valor uniforme da temperatura
(contacto térmico entre sub-
sistemas)
Equilíbrio mecânico
Valor uniforme da pressão (no
caso de gases).
Equilíbrio químico
Valor uniforme das concentrações
químicas.
	2.4		Equilíbrio 
23
2.5 Termômetros e a Escala Celsius
A escala de temperatura Celsius possui dois pontos importantes:
 Ponto de fusão do gelo - 0 C 
 Ponto de ebulição da água - 100 C 
ponto de congelação (congelamento) da água corresponde ao valor zero e o ponto de ebulição corresponde ao valor 100, observados a uma pressão atmosférica padrão, também chamada de pressão normal que é 1 atm = 101 325 Pa.
Como existem cem graduações entre esses dois pontos de referência, o termo original para este sistema foi centígrado (100 partes) ou centésimos
3.0		Zero Absoluto
Como a temperatura de um corpo está relacionada com o grau de agitação de suas moléculas; 
Podemos dizer que as escalas Celsius e Fahrenheit são relativas, uma vez que elas não atribuem o valor zero ao estado de agitação molecular mais baixo;
A temperatura está relacionada à energia de movimento das moléculas de um corpo; assim, ao diminuirmos sua temperatura, suas moléculas ficam mais lentas; 
Podemos imaginar um estado em que todas as moléculas estão paradas, ou seja, agitação térmica nula correspondendo à temperatura zero, a qual denominamos zero absoluto;
. 
3.0		Zero Absoluto
Kelvin verificou experimentalmente que a pressão de um gás diminuía 1/273 do valor inicial, quando resfriado a volume constante de 0 °C para – 1 °C. 
Como a pressão do gás está relacionada com o choque de suas partículas com as paredes do recipiente, quando a pressão fosse nula, as moléculas estariam em repouso, a agitação térmica seria nula e a sua temperatura também. Conclui, entáo, que isso aconteceria se transformássemos o gás até – 273 °C.
Assim, Kelvin atribuiu o valor zero para este estado térmico e o valor de 1 kelvin a uma extensão igual à do grau Celsius, de modo que o ponto de fusão do gelo corresponde a 273 K e o ponto de ebulição da água corresponde a 373 K.
. 
26
3.1	Escala Kelvin de Temperatura
É uma das sete unidades de base do SI, muito utilizada na Física e Química. 
É utilizado para medir a temperatura absoluta de um objeto, com zero absoluto sendo 0 K.
Zero absoluto seria a temperatura menor energia possível. Teoricamente, seria a temperatura, segundo a interpretação clássica, a energia cinética e térmica mutuamente equivaleriam zero
Conversão entre as na escala temperaturas Kelvin e Celsius
27
3.1	Escala Kelvin de Temperatura
28
3.2 Escala Fahrenheit
A escala de temperatura mais comum no uso diário nos Estados Unidos é a escala Fahrenheit 
 Ponto de fusão em 32 F 
 Ponto de vapor em 212 F
Relação entre as escala Celsius e Fahrenheit
F 
O tamanho de um grau na escala Celsius é diferente ao tamanho de um grau na escala Fahrenheit
4.0				Propriedade De Estado
. 
PROPRIEDADE - características MACROSCÓPICAS de um sistema, como MASSA, VOLUME, ENERGIA, PRESSÃO E TEMPERATURA
4.1				ESTADO TERMODINÂMICO
Esse estado, definido por certos valores de pressão, temperatura, volume e composição;
Fica determinado independentemente de como se chegou a esses valores, ou seja, a independentemente do caminho percorrido para atingir esses valores. 
4.2		Equação de estado
Equação que relaciona as diferentes 
variáveis termodinâmicas de um sistema 
em estados de equilíbrio. 
Em geral, são precisas unicamente 2 variáveis de estado 
para caracterizar um sistema fechado e de uma 
componente (Exs: (P,V), (T,L),...)
4.2	Estado de Equilíbrio Termodinâmico
Estado termodinâmico caracterizado por 
um valor uniforme (o mesmo por todo o 
sistema) e estacionário (não varia com o 
tempo) das variáveis termodinâmicas.
4.3		Processo termodinâmico
Transformação de um estado de equilíbrio 
do sistema noutro estado de equilíbrio, 
por variação das propriedades termodinâmi-
cas do sistema.
4.5		Mudança de Estado
P1
V1
T1
U1
P2
V2
T2
U2
Estado 1
Estado 2
Transformação
Variáveis de estado
Variáveis de estado
“Caminho” descrito pelo sistema na transformação .
4.5	Processos
P1
V1
T1
U1
P2
V2
T2
U2
Processos
Durante a transformação
Isotérmico
temperatura constante
Isobárico
Pressão constante
Isovolumétrico
volume constante
Adiabático
É nula a troca de calor com a vizinhança.
As moléculas não interagem entre si. 
 Os choques entre as moléculas e as paredes do recipiente 
são perfeitamente elásticos (não há perda de energia). 
 As dimensões das moléculas são desprezíveis em comparação com o volume do recipiente.
 O movimento das moléculas é permanente e totalmente aleatório. Em um gás real, as moléculas não se movimentam de forma totalmente livre, em razão das forças de interação existentes entre elas.
5	 Gás ideal
GASES E TERMODINÂMICA
36
Fis-cad-2- top-1 – 3 Prova
36
5.0	Transformação isotérmica
Lei de Boyle: a pressão exercida por um gás ideal é inversamente proporcional ao seu volume. 
 p  V = constante
Considerando o estado inicial A e final B de um gás ideal sofrendo uma transformação isotérmica, temos:
pA  VA = pB  VB
1 Estudo dos gases 
DORLING KINDERSLEY/GETTY IMAGES
37
Professor: na figura, aparelho composto de bomba pneumática, manômetro e tubo de vidro contendo óleo e gás, utilizado para realizar transformações isotérmicas e demonstrar a lei de Boyle. Ao acionarmos a bomba, sua pressão se transmite à coluna de óleo no tubo de vidro, a qual, por sua vez, alcança maior altura. Consequentemente, o volume ocupado pelo gás diminui. O manômetro é utilizado para medir a pressão aplicada.
1 Estudo dos gases 
3p
3V
p
T
T
V
5.0	Transformação isotérmica
38
Professor: o experimento é realizado em um cilindro munido de êmbolo sobre o qual podem ser colocados pesos conhecidos. O cilindro fica mergulhado em água continuamente renovada, de tal modo que sua temperatura se mantenha intencionalmente constante. Considere que os experimentos como o esquematizado sejam realizados em sistemas em que não ocorra vazamento de moléculas para o meio externo. Quando a pressão em cima do êmbolo é diminuída em 1/3 (dois pesos são retirados), o volume que o gás ocupa triplica.
Isotermas
1 Estudo dos gases 
p
T3
T2
T1
V
Aumento de temperatura
5.0	Transformação isotérmica
39
Transformação isotérmica (lei de Boyle-Mariotte)
Diagrama P X V de uma transformação isotérmica
GASES E TERMODINÂMICA
5.0	Transformação isotérmica
40
Fis-cad-2- top-1 – 3 Prova
40
5.1	Transformação isobárica
Lei de Charles e Gay-Lussac: o volume ocupado por um gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta (em kelvins). 
V = k  T
(k = constante)
Considerando o estado inicial A e final B de um gás ideal sofrendo uma transformação isobárica, temos:
1 Estudo dos gases 
41
5.1	Transformação isobárica
Experimento de Joseph-Louis e Gay-Lussac para transformações 
a pressão constante
1 Estudo dos gases 
DORLING KINDERSLEY/GETTY IMAGES
42
Professor: esquema simplificado do dispositivo que permitiu a Gay-Lussac (1778-1850) estudar experimentalmente a variação do volume de um gás em função da temperatura em que a massa de ar se encontra. A pressão sobre o gás é mantida constante. O gráfico mostra os resultados do experimento.
Transformação isobárica (lei de Gay-Lussac)
II. Transformaçõesgasosas particulares
Diagrama P X V de uma transformação isobárica
GASES E TERMODINÂMICA
5.1	Transformação isobárica
43
Fis-cad-2- top-1 – 3 Prova
43
2 Equação de um gás ideal
5.1	Transformação isobárica
44
Professor: se em uma transformação isobárica a temperatura do sistema gasoso duplicar, seu volume também duplicará. A densidade do gás, por sua vez, se tornará a metade da densidade inicial do sistema.
5.2	Transformação isovolumétrica
Lei de Charles para transformações a volume constante: a pressão do gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta (em kelvins):
p = k  T
(k = constante)
Considerando o estado inicial A e final B de um gás ideal sofrendo uma transformação isobárica, temos:
1 Estudo dos gases 
45
1 Estudo dos gases 
Tubo de vidro
Manômetro
DORLING KINDERSLEY
5.2	Transformação isovolumétrica
46
Professor: na foto, esquema de dispositivo que permite estudar experimentalmente a variação da pressão de um gás em relação à sua temperatura. O termômetro mede a temperatura da água em banho-maria, que é igual à do gás, devido ao equilíbrio térmico entre essa água, o balão de vidro e a massa de gás. O gráfico mostra como essa temperatura varia em função da pressão medida no manômetro.
Transformação isovolumétrica (lei de Charles)
II. Transformações gasosas particulares
Diagrama P X V de uma transformação isovolumétrica
GASES E TERMODINÂMICA
5.2	Transformação isovolumétrica
47
Fis-cad-2- top-1 – 3 Prova
47
Alteração simultânea das três variáveis de estado de um gás
2 Equação de um gás ideal
Por exemplo, se enchermos um balão com gás Hélio (He), teremos o volume de 22,4 litros e 6,02 x 1023 moléculas de gás. Entretanto, se enchermos 
o mesmo balão até que ele ocupe o mesmo volume com outro gás, o hidrogênio (H2), por exemplo, teríamos a mesma quantidade de moléculas.
A mais significante consequência da Lei de Avogadro é que a constante dos gases tem o mesmo valor para todos os gases[4]. Isso significa que a relação entre o volume e o número de mols é constante:
V/n= constante 
 
5.3	Lei de Avogrado
48
5.4 	Resumo 
1 Estudo dos gases 
49
6.0	Equação de Clapeyron
As variáveis de estado pressão (p), volume (V ) e temperatura (T ) de uma massa de gás ideal contendo n mols de gás estão relacionadas pela equação de estado dos gases perfeitos (ou ideais):
p  V = n  R  T
2 Equação de um gás ideal
50
Diagrama PV ou de Clapeyron
Estado 1
Estado 2
Estados intermédios de equilíbrio
P1
V1
V2
P2
6.0	Equação de Clapeyron
6.0 Exemplo
6.0 Exemplo
54
6.1 Descrição Macroscópica de um Gás ideal
A equação de estado relaciona a pressão P, a temperatura T e o volume V do gás.
O gás não tem volume fixo ou uma pressão fixa 
O volume do gás é o volume do recipiente 
A pressão do gás depende do tamanho do recipiente
Para um gás ideal a equação de estado obtida experimentalmente é relativamente simples
Gás ideal é um gás de densidade baixa (pressão muito baixa)
Lei do gás ideal 
T é a temperatura absoluta em kelvins 
A maioria dos gases à temperatura ambiente e pressão atmosférica comporta-se aproximadamente como um gás ideal 
é a constante universal dos gases 
n é o número de moles
6.2	Gás ideal: superfície PvT 
Cada estado de equilíbrio é representado por um ponto na superfície PvT e cada ponto na superfície representa um estado de equilíbrio possível.
Lei de Boyle-Mariotte:
(hipérboles equiláteras)
Leis de Gay-Lussac:
(rectas)
Processo isotérmico
Processo isocórico
Processo isobárico
6.2	Gás ideal: superfície PvT 
Lei de Boyle-Mariotte:
(hipérboles equiláteras)
Leis de Gay-Lussac:
(rectas)
Processo isotérmico
Processo isocórico
Processo isobárico
6.2	Gás ideal: superfície PvT 
Resumo da Aula
Exercícios
Exercícios
Exercícios
CNTP e CNATP
CNTP: 0 º C e 1 atm; definição de livros antigos
CNATP: 298,15 K e 1 bar; definição mais atual