prova fqi

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Suzy de Sousa Alves 
140826 
Físico Química – Química Industrial 013 
 
Prova final 
1) 
O primeiro cientista que observou as relações entre as variáveis de estados que 
especificam as propriedades dos gases, sendo elas, P (pressão), T (temperatura), V (volume) e n 
(quantidade de matéria), foi o Robert Boyle. Boyle, fixou a quantidade de matéria, mantendo a 
temperatura constante, e notou que a pressão do sistema era inversamente proporcional ao 
volume do gás ocupado, representou-se da seguinte forma está relação: 
 𝑃 = 
𝑐𝑡𝑒
𝑉
 
O cientista que veio em seguida Jacques Charles ao invés de manter a temperatura 
constante, manteve constante a pressão, fixando também a quantidade de matéria, e dessa 
forma pode perceber que o volume ocupado pelo gás era proporcional a temperatura, obteve a 
seguinte relação: 
𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 × 
 Por último, houve contribuição de Avogadro, que com seus estudos analisou que ao 
manter a pressão e temperatura constantes, os volumes de mesma medida, possuíam o mesmo 
número de mols, chamou-se assim seu estudo de princípio de Avogadro. Assim, juntou-se às 3 
leis desses grandes cientistas, para formas uma só expressão que pudesse ter 3 variáveis fixas, 
para que a terceira fosse encontrada, criou-se assim então a equação de estado dos gases ideias: 
Pv= nRT, sendo R a constante universal dos gases. 
 
2) 
A equação de estado dos gases ideias, foi criada exclusivamente, para gases considerados ideais, 
ou seja, quando a interação entre as partículas se torna desprezível, porem, as situações em que 
os gases se comportam como ideais são pequenas, foi preciso então pensar em uma equação 
de estado que pudesse descrever os gases mesmo que não ideais. Dessa forma, Van der Waals 
criou uma expressão que servisse tanto para gases ideais quanto não ideais: 
 
 𝑃 +
𝑛2
𝑉2
 × 𝑉 − 𝑛𝑏 = 𝑛𝑅𝑇 
 
Foi adicionado na equação, coeficientes de Van der Waals, utilizados como fatores de 
correção no caso de interações interpartículas nos gases não ideais, sendo o coeficiente “a” para 
correção de interações entre as partículas e “b” para correção do volume do gás, ambos 
encontrados experimentalmente. 
 
3) 
A temperatura (T) do ponto de vista molecular, é uma propriedade de estado capaz de 
identificar a energia cinética de uma molécula por meio do grau de agitação dela. Calor (q) é 
uma propriedade de processo que permite realizar troca entre dois sistemas de temperaturas 
diferentes, fluindo sempre do corpo de maior energia para o de menor energia. A energia se 
refere a ação ou movimento de um corpo, o ato de realizar trabalho,m. Por fim, trabalho (W) 
diz respeito a transmissão de energia, pode ser gerado por meio de um desequilíbrio mecânico 
em um sistema. 
 
4) 
 A diferença entre expansão reversível e irreversível de um gás, é que durante a 
expansão reversível tem-se um equilíbrio mecânico com a vizinhança, quando a pressão interna 
de um gás se iguala a pressão externa, podendo voltar ao estado inicial, enquanto no trabalho 
irreversível há um desequilíbrio mecânico entre o sistema e a vizinhança e não é possível 
retornar ao estado inicial. 
 
5) 
Pois de acordo com a teoria cinética dos gases, a energia cinética de um gás ideal será 
proporcional a temperatura, então se a temperatura do gás for constante, sua energia cinética 
também sera. tem-se que a energia interna, para gases ideais, irá depender da energia cinética, 
sendo assim, a energia interna de um gás ideal será constante a medida que a temperatura 
também for constante. 
Como a energia interna dependerá da energia cinética, no caso de mudanças de estados físicos 
ou em reações químicas, em que a energia cinética varia, a energia interna também irá variar 
como consequência. 
 
6) 
O calor, como propriedade de processo, irá fazer a transferência de energia entre 
sistemas que não estão em equilíbrio térmico. A entalpia, como função de estado, irá determinar 
a quantidade de energia que uma molécula possui, irá depender da reação química que ela se 
encontra, podendo caracterizar apenas sua variação e não o próprio valor de entalpia, assim, é 
possível averiguar se a reação é exotérmica ou endotérmico, se libera ou absorve calor, por meio 
da quantidade de energia presente nos reagentes e nos produtos. 
 
7) 
A entalpia irá mostrar a quantidade de calor que uma molécula possui em uma reação 
química, já a energia interna é a soma de todas as energias potências e cinéticas das moléculas, 
sendo ambas funções de estado, porém a entalpia vem a ser a mais utilizada pela facilidade de 
sua medição. A energia livre de gibbs diz respeito a energia restante de um processo espontâneo 
após a reação química, enquanto a energia de Helmholtz nos trás a quantidade de energia 
interna que pode ser aproveitada na forma de trabalho, assim, tem-se que os processos serão 
espontâneos a medida que o resultado do ΔG ou do ΔA for negativo. 
 
8) 
 São chamadas de energia livre já que em processos à temperatura constante (variação 
de temperatura igual a zero), a energia de Helmholtz e de Gibbs se trata do resto de energia que 
se encontra livre, e que pode ser transformada em trabalho mecânico. OU seja, é o máximo de 
trabalho que se pode retirar de um processo, sendo ele reversível ou irreversível, que interliga 
dois estados de um sistema termodinâmico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10) 
Em reações químicas que ocorrem a pressão e temperatura constantes é possível por 
meio da equação ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 prever a espontaneidade da reação utilizando as funções de 
estado descritas anteriormente para indicar um novo potencial termodinâmico, baseando-se na 
segunda lei da termodinâmica, que diz que a soma das variações de entropia irá aumentar para 
processos espontâneos, o que é o inverso da energia livre de gibbs, que diz que se a energia livre 
de gibbs diminui, o processo se torna espontâneo, quando há pressão e temperatura constantes. 
11) 
12) 
Diferente das substâncias comuns, em que ao aplicar pressão sobre a substância tem-se 
uma maior temperatura para mudança de fase, a água tem seu volume molar do sólido maior 
que o do líquido, dessa forma, ao aumentar a pressão, aumentará o potencial químico 
consecutivamente, e diminuirá a temperatura de transição de fase, ocorre que a inclinação do 
sólido e líquido se torna negativa, o volume irá decrescer, logo, mais fácil é fundir a água. Assim, 
sabe-se que a lâmina que pressiona o gelo ao esquiar, faz com que rapidamente ele derreta e se 
torne líquido, permitindo assim que ocorra o deslizamento, ou seja, as lâminas deslizam sobre 
uma fina partícula de água líquida e assim é possível esquiar sobre o “gelo”. 
 
13) 
Um sistema será ideal, quando não consideramos as atrações e repulsões entre as 
moléculas, e suas respectivas interações moleculares, seguindo esta lógica, temos que em 
soluções diluídas, onde o soluto está em menor quantidade e mais solvatado, haverá menores 
interações entre as moléculas. Sendo assim, se o soluto obedecer a lei de henry, da seguinte 
expressão: 𝜌𝐵 = 𝑋𝐵 + 𝐾𝐵 (XB é a fração molar do produto, KB é a constante empírica), e o 
solvente obedecer a lei de raoult: 𝑝𝐴 = 𝑋𝐴 𝑥 𝑝𝐴 ∗, teremos soluções ideais diluídas. Quando 
há componentes semelhantes, irão interagir de maneira parecida, seguindo também a lei de 
raoult, e sendo chamadas consequentemente de soluções ideais, no geral, define-se por meio 
da expressão: 𝜇 = 𝜇 ∗ + 𝑅𝑇 ln(𝑎) (𝛼 =
𝜌
𝜌°
). Enquanto, em soluções não ideais, considera-se as 
atrações e repulsões das moléculas, de acordo com a seguinte expressão: 𝜇 = 𝜇 ∗ + 𝑅𝑇 ln(𝑎) 
(𝛼 =
∮ 𝜌
𝜌°
). 
14) 
 Ao adicionar NaCl na água, a pressão de vapor irá abaixar, pois o sal será solvatado pela 
água ao invés de vaporizar, aumentando dessa forma, a desordem do sistema, ou seja, a 
entropia,e também a estabilidade termodinâmica, diminuindo assim a energia livre de Gibbs e 
o potencial químico. A fase líquida se tornará mais estável pelo fato do potencial químico 
diminuir, impossibilitando a passagem de maneira fácil para os outros estados. O diagrama 
mostra a diminuição de temperatura de congelamento e o aumento da temperatura de ebulição 
pois a fase líquida vai para ambos os lados. A osmose acontece no sentido da água pura mais 
concentrada, para a menos concentrada de solução salina, já que tem-se menor energia livre de 
Gibbs, por conta da maior estabilidade que a desordem da mistura causou. 
 De modo molecular, tem-se a água que prefere solvatar os íons Na+ e Cl- de forma que 
a pressão de vapor diminui, para que a solução possa ser transformada em sólido há dificuldades 
pois existem íons presentes que impedem a interação molecular da água, já para que a solução 
entre em ebulição é necessário uma maior energia para quebra dessa solvatação, enquanto na 
osmose tem-se o solvente se deslocando para a região de menor concentração, que é a solução. 
 
15) 
 O equilíbrio químico pode ser expresso tanto de maneira cinética, quanto 
termodinamicamente falando. O equilíbrio químico do ponto de vista cinético, mostra que cada 
espécie que participa da reação será formada, ao passo em que será consumida, dessa forma, 
ocorrerá a reação direita e inversa ao mesmo tempo, na mesma velocidade. Enquanto, do ponto 
de vista termodinâmico, a reação será ajustada espontaneamente de forma que alcance maior 
estabilidade, está diretamente relacionado com a variação de energia livre de gibbs. As 
constantes de equilíbrio que serão encontradas, não terão unidades, pois as concentrações dos 
produtos serão divididas pela concentração dos reagentes, logo, a unidade Mol/L será anulada. 
 
16) 
 Temos que a energia de Gibbs da reação em condições padrão, ou seja, pressão a 1 bar 
e concentração de 1 mol/L, de maneira que ao passo que todo reagente é transformado em 
produto, não irá prever a espontaneidade, já que ao verificar experimentalmente, pode não 
haver uma reação completa, e ao chegar na energia mínima, tem-se um aumento dessa. 
 Assim, para adivinhar a espontaneidade, criou-se a inclinação da reta, em que a variação 
da energia de Gibbs da reação padrão pelo andamento, em pressão e temperatura constante. 
Será espontânea quando tem-se um equilíbrio químico.