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1 LICENCIATURA EM QUÍMICA Disciplina FÍSICO QUÍMICA II 2 Aula Prof Pedro Merat Emailpedromeratifrjedubr 1 2 CALENDÁRIO ACADÊMICO INÍCIO 05092022 TÉRMINO 23012023 Prazo da Consolidação Parcial das turmas no SIGAA 23012023 VERIFICAÇÃO SUPLEMENTAR 16012023 Retificação de Notas 23012023 SETEMBRO 05 12 19 26 OUTUBRO 03 10 17 24 31 NOVEMBRO 07 14 21 28 DEZEMBRO 05 12 19 26 JANEIRO 02 09 16 23 2 3 CALENDÁRIO ACADÊMICO 18 SEMANAS X 4 TEMPOS 72 TEMPOS DE AULA P1 10102022 AVALIAÇÕES P2 21112022 P3 02012023 AVALIAÇÃO DE REPOSIÇÃO ÚNICA 09012023 3 4 CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO MF P1 P2 P3 3 MF 60 APROVADO MF 40 RETIDO EM FÍSICO QUÍMICA I 59 MF 40 VS VS MF PF 2 VS 60 APROVADO 4 Pelo regulamento o aluno para ser aprovado tem que ter 75 de presença o que corresponde a 54 presenças e média 60 Portanto caso algum aluno tenha mais de 18 faltas automaticamente se encontra reprovado 72 Aulas 100 X 75 X 54 Aulas AVALIAÇÃO DO ENSINO E APRENDIZAGEM A avaliação do desempenho do estudante no Curso de Licenciatura em Química será processual formativa cumulativa articulada ao Projeto Pedagógico da Instituição e pautada nos objetivos da unidade curricular nas habilidades e competências do perfil do egresso A avaliação do processo ensinoaprendizagem relativa ao desempenho do estudante ocorrerá por duas formas frequência e aprendizagem 5 A avaliação da frequência pautarseá pela assiduidade nas atividades relativas a cada unidade curricular sendo considerado aprovado o estudante que obtiver 75 de frequência nas atividades presenciais e semipresenciais se houver É vedado qualquer abono de faltas sendo possível à justificativa nos casos previstos em Lei e nos Regulamentos institucionais concernentes ao conteúdo quando se aplicará atividades em caráter substitutivo como exercícios domiciliares A avaliação da aprendizagem será realizada com o emprego de instrumentos múltiplos e diversificados em número mínimo de 2 dois possibilitando ao professor o acompanhamento da evolução do estudante 6 Os instrumentos podem ser testes provas elaboração e a apresentação de seminários estudos de casos portfólios relatórios de visitas técnicas relatórios de seminários relatórios de atividades experimentais relatórios de estágio participação em congressos e encontros participação em oficinas memoriais descritivos ensaios teóricos artigos resenhas e outros Também integra a avaliação do rendimento escolar a avaliação de Estágio e a avaliação do Trabalho de Conclusão de Curso conforme diretrizes estabelecidas no Regulamento do Ensino de Graduação e documentos normativos específicos 7 O professor deverá no início do período letivo discutir com a Coordenação do Curso e apresentar aos estudantes as regras sobre os processos e instrumentos de avaliação a serem utilizadas na unidade curricular em conformidade com o Regulamento de Ensino de Graduação do IFRJ e com o calendário acadêmico da instituição 8 9 Descrição termodinâmica das misturas Condição de equilíbrio estabilidade das fases formadas por uma substância pura curvas de potencial químico equação de Clapeyron diagrama de fases regra das fases Soluções e suas propriedades Solução ideal propriedades coligativas soluções binárias regra da alavanca diagramas temperatura composição destilação fracionada distribuição de um soluto entre dois solventes equilíbrio entre fases líquidas líquidos parcialmente miscíveis e imiscíveis equilíbrio sólidolíquido diagrama eutético simples ponto de fusão incongruente atividade e equilíbrio teoria de DebyeHückel soluções iônicas diluídas e equilíbrio em soluções iônicas Equilíbrio químico Espontaneidade e equilíbrio equações fundamentais da termodinâmica propriedades de A e G potencial químico sistemas de composição variável constantes de equilíbrio e princípio de Le Chatelier CONTEÚDO PROGRAMÁTICO 11 SOLUÇÕES A SOLUÇÃO IDEAL E AS PROPIEDADES COLIGATIVAS Solvente X Soluto Solvente constituinte presente em maior quantidade o que dissolve Soluto Constituinte presente em menor quantidade o que é dissolvido Sem distinção fundamental apenas arbitrária CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES CONTEÚDO PROGRAMÁTICO MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA INSTITUTO Federal de Educação Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro PróReitoria de Ensino de Graduação PLANO DE UNIDADE CURRICULAR ECL UNIDADE CURRICULAR FÍSICOQUÍMICA II CURSO S EM QUE É OFERECIDA Licenciatura em Química CARGA HORÁRIA SEMESTRAL NÚMERO DE CRÉDITOS CARGA HORÁRIA SEMANAL 54 horas 04 04 PRÉREQUISITO S CÓDIGO S FÍSICOQUÍMICA I QIB130 EM ENTA Descrição termodinâmica das misturas Condição de equilíbrio estabelecida das fases formadas por uma substância pura curvas de potencial químico equação de Clapeyron regras das fases regras das fases Soluções e suas propriedades Solução ideal propriedades coligativas soluções binárias regra da alavanca diagramas temperatura composição destilação fracionada distribuição de um soluto entre dois solventes equilíbrio entre sólidolíquido diagrama eutético simples ponto de fusão incongruente atividade e equilíbrio teoria de DebyeHückel soluções iônicas diluídas e equilíbrio em soluções iônicas Equilíbrio termodinâmica propriedades de A e G potencial químico e princípio de LeChatelier Desenvolver conhecimento básico sobre equilíbrio de fases e a termodinâmica do equilíbrio químico ABORDAGEM PROCEDIMENTOS METODOLÓGICOS X Teórica Prática Exposição oral auxiliada por slides retroprojetor quadro branco e caneta A avaliação será realizada através de provas orais e provas escritas ATIVIDADES DE ENRIQUECIMENTO CURRICULAR Uso de planilhas eletrônicas Avaliação dos alunos sobre os temas abordados OPERAÇÃO DA PROJETO PEDAGÓGICO DO CURSO BIBLIOGRAFIA BÁSICA ATKINS P Atkins Físicoquímica v1 ed Thomson Pioneira 2005 BALL D W FísicoQuímica v1 ed LTC 2009 CASTELLAN G W Fundamentos de Química LITC 2005 ATKINS P JONES L Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente 3 ed Bookman 2006 BRADY J E SENSE F A JESPERSEN N R Química e matéria e suas transformações v2 5ed LTC 2009 KOTZ J C TREICHEL P M WEAVER G C Química geral e reações químicas v2 Cengage Learning 2010 MOORE W J Físicoquímica v1 Edgard Blucher 2008 RUSSEL J B Química Geral v1 2ed Markon Books Grupo Pearson 2008 Definição de Gás ideal Gás ideal é aquele que se comporta idealmente a qualquer pressão Exemplos de soluções 16 DEFINIÇÃO DE SOLUÇÃO IDEAL Se em uma solução a soma dos volumes separados é igual ao volume final da solução esta solução é chamada ideal Podemos dizer também que a solução ideal é uma solução hipotética de um soluto B em um solvente A que obedece à lei de Raoult em toda a faixa de composição de A puro até B puro A lei é mais confiável quando os componentes da mistura têm formas moleculares semelhantes e são mantidos na fase líquida por forças intermoleculares de natureza e intensidade semelhantes Gasosas mistura de gases vapores ar atmosférico Líquidas S L ou G dissolvidos em L L S solução de NaCl suco homogêneo L L álcool comercial hidratado L G refrigerante Sólidas S L ou G dissolvidos em S S S ligas metálicas latão Cu Zn 545 S L Hg em Au forma uma liga chamada amálgama S G H2 em Pd N2 em Ti 17 A lei de Roult estabelece que a pressão de vapor do solvente sobre uma solução é igual à pressão de vapor do solvente puro multiplicada pela fração molar do solvente na solução Lei limite Lei dos Gases Ideais exemplo de uma lei limite Quando a P tende a zero o comportamento de qualquer gás real aproximase cada vez mais do gás ideal PROPRIEDADES MOLARES PARCIAIS Contribuição por mol que uma substância faz para uma propriedade total da mistura Pressão parcial Volume parcial molar Energia de Gibbs parcial molar Potencial Químico O valor de uma propriedade molar numa substância pura não é necessariamente igual à propriedade molar parcial quando um mol desta substância é adicionada a uma mistura 20 QUANTIDADE MOLARES PARCIAIS Propriedade Específica Uma propriedade específica de uma dada substância é obtida dividindose uma propriedade extensiva pela massa da respectiva substância contida no sistema Uma propriedade específica é também uma propriedade intensiva do sistema Exemplo de propriedade específica Volume específico v v V M Energia Interna específica u u U M onde M é a massa do sistema V o respectivo volume e U é a energia interna total do sistema Intensivas derivadas das extensivas volume específico mLg volume molar mLmol calor específico calg grau calor molar calmol grau potencial químico calmol molaridade molsL 21 As propriedades extensivas de um sistema com um componente a temperatura e pressão constantes dependem somente da quantidade do sistema presente EX O volume de água depende da quantidade de água presente Ex Se a água for expressa como uma quantidade molar é uma propriedade intensiva Ou seja não importa mais a quantidade de água presente no sistema estando ela a 1 atm e 298 K o seu volume molar passa a ser 0018 L mol NAS SOLUÇÕES OS CRITÉRIOS SÃO DIFERENTES Uma solução por definição contém no mínimo dois componentes As propriedades extensivas de uma solução dependem da sua T P e X 22 Ao discutirmos as propriedades de qualquer solução não podemos empregar quantidade molares Vamos usar quantidades molares parciais A quantidade molar parcial mais fácil de ser compreendida é o volume molar parcial À T e P constantes o volume de uma solução é uma função do número de mols das diferentes substâncias presentes na solução isto é V vn1 n2 ni Para um sistema com dois componentes a diferencial total dV é dada por dV dn1 V n1T P n2 dn2 V n2T P n1 23 Considere uma amostra de grande tamanho contendo uma mistura com a composição especificada Quando certo número de mols nA de A é adicionado a composição permanece virtualmente constante mas o volume da amostra aumenta de nAVA Da mesma forma quando certo número de mols nB de B é adicionado o volume aumenta de nBVB O aumento total no volume é de nAVA nBVB A mistura agora ocupa um volume maior mas a proporção entre os componentes continua a mesma Em seguida retiramos do sistema de volume ampliado uma amostra que contém nA mols de A e nB mols de B O volume dessa amostra é nAVA nBVB 24 Uma vez que o volume é uma função de estado a mesma amostra poderia ter sido preparada simplesmente misturandose as quantidades apropriadas de A e de B Matematicamente estamos dizendo que Quando a composição da mistura sob temperatura e pressão constantes varia pela adição de dnA de A e dnB de B então o volume total da mistura varia de dV VAdnA VBdnB Desde que as proporções relativas de A e B sejam mantidas constantes tal como foram adicionadas a mistura tem a mesma composição e os dois volumes parciais dessa forma são constantes 25 Portanto para calcular o volume total integramos dV quando nA e nB variam simultaneamente de 0 até seus valores finais com os Vi tratados como constantes dV dn1 V n1T P n2 dn2 V n2T P n1 dV VAdnA VBdnB V nA VA nB VB Contribuição que um componente de uma mistura faz para o volume total da amostra 1 mol de H2O 18g de H2O 18 mL de H2O Ao adicionar 1 mol de água num béquer com água o volume de líquido no béquer ganha 18 mL Ao adicionar 1 mol de água num béquer com outro líquido o volume final de líquido no béquer vai depender das interações entre a água e o outro líquido O volume parcial molar de uma substância A em uma mistura é a variação de volume da mistura por mol de A adicionado a um grande volume da mistura Varia com a composição da mistura 27 Volume nA O volume total da amostra diminui com adição de A 29 Qual é o volume total de uma mistura de 500 g de etanol e 50 g de água a 25 C As massas molares do CH3CH2OH e da H2O são 4607 g mol1 e 1802 g mol1 respectivamente 30 Os volumes molares de um mol de água e um mol de etanol a 298 K são respectivamente 0018 L e 0058 L respectivamente Se misturássemos meio mol de cada líquido esperaríamos que o volume combinado fosse a soma de 0018 0058 2 ou 0038 L Em vez disso encontramos um volume de somente 0036 L Qual o motivo A contração do volume é o resultado de interações intermoleculares desiguais entre moléculas diferentes Como as forças de atração entre as moléculas de água e etanol são maiores que as interações de água e as interações entre as moléculas de etanol o volume total é menor que a soma dos volumes individuais 31 Se as forças intermoleculares forem mais fracas ocorrerá expansão e o volume final será maior que a soma dos volumes individuais Somente se as interações entre as moléculas iguais e entre as moléculas diferentes forem as mesmas é que os volumes serão aditivos Se o volume final é igual à soma dos volumes separados a solução é chamada ideal 32 Volume total de uma mistura água etanol como uma função da fração molar de etanol 33 Por exemplo o benzeno e o tolueno são componentes voláteis que têm estruturas semelhantes e portanto forças intermoleculares semelhantes Em uma solução de benzeno e tolueno a pressão de vapor de cada componente obedece à lei de Raoult A solução de benzenotolueno é um dos poucos exemplos de uma solução ideal que é aquela que obedece à lei de Raoult 34 Propriedades importantes das soluções ideais a O calor da mistura dos componentes puros para formar a solução é zero b A variação de volume na mistura é zero c Para uma solução composta por um solvente volátil e um soluto não volátil a pressão de vapor no equilíbrio líquido vapor para o solvente puro é maior que a pressão de vapor no equilíbrio líquidovapor para a solução na mesma temperatura Considere uma solução composta por um solvente volátil e um soluto não volátil Sistema evacuado T constante P vap Adição de soluto não volátil líquido puro Após o equilíbrio P vap líquido puro P Diminuição da P vap por um soluto não volátil P P Soluto é não volátil logo o vapor é composto pelo solvente puro Adotaremos o subíndice 2 para soluto e nenhum para solvente P vap versus x2 Quando o valor de x2 0 a curva experimental real aproxima da ideal Toda solução diluída tende a comportarse idealmente Equação da curva ideal 1 grau reta y ax b P ax2 b a1 b 0 a b 0 a b P a0 b P b a P P Px2 P P P1x2 Como x x2 1 logo P xP P vap do solvente puro fração molar do solvente P vap da solução 38 A lei de Roult estabelece que a pressão de vapor do solvente sobre uma solução é igual à pressão de vapor do solvente puro multiplicada pela fração molar do solvente na solução P0 P P0 xP0 P01 x P P0x O abaixamento é proporcional à fração molar do soluto P0 P P0x2 x3 x4 Se houver mais solutos não voláteis P0 P P0x2 Não há restrições quanto ao tipo de soluto Apenas devem ser não voláteis Observação Um líquido entra em ebulição quando sua Pvap é igual à pressão existente sobre a superfície do líquido Pvap volátil PE Ex Ao nível do mar a água ferve a 100C acima do nível do mar a água ferve a uma temperatura inferior 41 Sobre uma solução aquosa que obedeça a lei de Raoult a umidade relativa é igual à fração molar da água na solução Gases apresentam a propriedade de dissolver uma quantidade máxima de vapor de água de acordo com a temperatura em que se encontram Ao atingir esse limite máximo o gás fica saturado de vapor de água a partir desse ponto a água passará a se condensar formando pequenas gotículas de líquido O ar atmosférico por exemplo pode dissolver uma quantidade máxima de vapor de água expressa a cada temperatura e em unidades de pressão conforme está apresentado no quadro abaixo Temperatura C Pressão máxima de vapor de água no ar atmosférico mm Hg 10 92 20 175 30 318 40 553 A umidade relativa UR é um termo utilizado com frequência pelos meteorologistas para indicar a quantidade de vapor de água presente no ar atmosférico Em uma mesma temperatura a UR pode ser obtida pela razão entre a pressão parcial de vapor de água presente no ar e a pressão máxima de vapor de água Assim um local onde a temperatura encontrase a 20 C e a pressão parcial de vapor de água é igual a 105 mm Hg terá uma UR em termos percentuais de 43 Forma analítica do potencial químico na solução líquida ideal Se a solução estiver em equilíbrio com o seu vapor a exigência do segundo princípio da termodinâmica é que os potenciais químicos do solvente na solução e no vapor sejam iguais ou seja Condição de equilíbrio da solução com o seu vapor 44 Potencial químico para um Gás Ideal Supondo que o vapor se comporta idealmente O vapor é solvente puro Logo temos que 45 Aplicando a Lei de Raoult temse É o potencial químico do solvente líquido puro Forma analítica do potencial químico na solução líquida ideal 46 Potencial Químico de Um Soluto em Uma Solução Binária Ideal Aplicação da Equação de Gibbs Duhem A equação de GibbsDuhem pode ser usada para calcular o potencial químico do soluto a partir do potencial químico do solvente num sistema binário ideal Sistema binário a T e P constantes 47 Para Diferenciando a equação do potencial químico a T e P constante temse Como sabemos Derivando temos 48 Então após a substituição temos que Integrando a equação ficamos com Como T e P são mantidos constantes C passa a ser f T e P Quando 49 Substituindo os valores de e na equação abaixo Temos Esta equação relaciona o potencial químico do soluto com a fração molar do soluto na solução Como o potencial químico do soluto e do solvente possuem a mesma forma analítica o soluto comportase idealmente Isto implica que no vapor acima da solução a pressão parcial do soluto é dada pela lei de Raoult 50 A pressão de vapor do 2propanol é 500 kPa a 3388C mas cai a 4962 kPa quando se dissolvem em 250g de 2propanol 869 g de um composto orgânico não volátil Calcule a massa molar do composto 51 Propriedades Coligativas Um soluto ideal não produz nenhum efeito na entalpia de uma solução no sentido de que a entalpia de mistura é zero H 0 O valor de H indica que embora haja interação entre as moléculas diferentemente dos gases perfeitos as interações médias solutosoluto solventesolvente e solutosolvente são as mesmas e o soluto forma a solução sem variação de entalpia A força motriz da misturação é o aumento de entropia do sistema à medida que um componente se mistura com o outro a Em um líquido puro temos certeza de que qualquer molécula selecionada da amostra é uma molécula do solvente b Quando um soluto está presente não podemos afirmar que uma seleção ao acaso nos dará uma molécula do solvente o que faz a entropia do sistema ser maior que na ausência do soluto a b 52 Propriedades Coligativas Portanto a adição de um soluto afeta a entropia introduzindo um grau de desordem que não está presente no solvente puro como podemos verificar a partir da equação abaixo que ΔS 0 quando dois componentes se misturam para formar uma solução ideal Podemos portanto esperar que um soluto modifique as propriedades físicas da solução Além de baixar a pressão de vapor do solvente como já foi considerado um soluto não volátil produz três efeitos principais Eleva o ponto de ebulição de uma solução Abaixa o ponto de congelamento da solução Dá origem a uma pressão osmótica 53 Propriedades Coligativas São propriedades que não dependem da natureza do soluto apenas da relação numérica entre o número de moléculas do soluto e o número total de moléculas presentes Por essa razão são chamadas de propriedades coligativas nas quais coligativa significa o que depende do conjunto O segundo termo da equação abaixo é negativo portanto o potencial químico do solvente na solução é menor do que o potencial químico do solvente puro Essa diferença equivale a RT ln x e várias propriedades das soluções tem origem neste valor baixo de potencial 54 Propriedades Coligativas Tonoscopia abaixamento da pressão de vapor Crioscopia abaixamento do ponto de solidificação Ebulioscopia elevação do ponto de ebulição Pressão osmótica 55 Tonoscopia é uma propriedade coligativa que constitui na diminuição da pressão máxima de vapor PMV de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não volátil Em relação à pressão de vapor de um solvente puro podese dizer que sempre ela será maior do que a pressão de vapor de uma solução Isso decorre do fato de que as partículas do soluto roubam energia cinética das moléculas do solvente impedindo que parte destas ganhem o estado de vapor As partículas dispersas constituem uma barreira que dificulta a movimentação das moléculas do solvente do líquido para a fase gasosa A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de vapor do solvente em solução denominase abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor TONOSCOPIA 56 Com isso é possível estabelecer a seguinte condição para as soluções quanto maior a quantidade de partículas em uma solução menor será a sua pressão de vapor Não dependendo da natureza do soluto e sim de sua quantidade Devese calcular a quantidade de matéria molaridade de um soluto não orgânico multiplicando a molaridade informada pelo número de mols de cada substânciaelemento assim as somando Ex NaCl 01 moll Na 01 1 n de mols Cl 01 1 02moll Isso ocorre porque algumas substâncias tem mais partículas por unidade de volume que outras o número de mols explica isto Não ocorre com substâncias orgânicas P⁰ P P⁰ xP⁰ P⁰1x 58 Ex Calcule a pressão de vapor de uma solução preparada por dissolução de 218 g de glicose massa molar 1802 gmol em 460 mL de água a 30C Qual é o abaixamento da pressão de vapor A pressão de vapor da água pura a 30C é 3182 mmHg Suponha que a densidade do solvente é 100 gmL Se ambos os componentes de uma solução são voláteis isto é têm pressões de vapor mensuráveis a pressão de vapor da solução é a soma das pressões parciais individuais A lei de Raoult continua a ser válida neste caso Pa Xa Pºa Pb Xb Pºb A pressão total é dada pela lei de Dalton das pressões parciais PT Pa P𝒃 PT Xa Pºa Xb Pºb Exemplo Analogamente aos banhos de gelo existem banhos de vapor que são mantidos a temperatura constante pelo equilíbrio entre as fases líquida e gasosa Uma solução de hexanoheptano é usada para manter uma temperatura constante de 65C em um sistema fechado com uma pressão de 500 mmHg A 65C as pressões de vapor do hexano e heptano são 6749 e 2535 mmHg respectivamente Qual é a composição da solução 60 Por exemplo o benzeno e o tolueno são componentes voláteis que têm estruturas semelhantes e portanto forças intermoleculares semelhantes A solução de benzenotolueno é um dos poucos exemplos de uma solução ideal que é aquela que obedece à lei de Raoult Uma característica de uma solução ideal é ter o calor de solução HSolução igual a zero 61 A maior parte das soluções não se comporta de forma ideal neste quesito Acetona A Dissulfeto de carbono B As pressões parciais estão acima da previsão da Lei de Raoult Desvio Positivo da Lei de Raoult Isto é o processo de mistura é endotérmico 62 Acetona A Clorofórmio B As pressões parciais estão abaixo da previsão da Lei de Raoult Desvio Negativo da Lei de Raoult A entalpia de solução é neste caso negativa isto é o processo de mistura é exotérmico 63 Abaixamento Crioscópico é a propriedade coligativa que indica a diminuição de ponto de congelamento de um líquido provocado pela adição de um soluto nãovolátil que diminui a pressão de vapor do líquido Consequentemente a temperatura de ebulição desse líquido aumenta e a de fusão diminui Já a Crioscopia é o nome dado à técnica onde é possível medir a massa molar de um soluto sabendose a constante crioscópica As propriedades coligativas dependem do número de partículas de soluto na solução não da natureza do soluto CRIOSCOPIA 64 Ilustra o abaixamento crioscópico e a elevação ebulioscópica 65 Considerações Sendo o soluto não volátil ele não participa da fase gasosa a curva para o vapor em equilíbrio com a solução coincide com a do vapor puro Admitindo que o sólido contém apenas o solvente sua curva também permanece a mesma O líquido contém um soluto logo o potencial químico do solvente sofre um abaixamento de RT ln x em cada T 66 A curva tracejada no gráfico abaixo é a curva do solvente em uma solução ideal Pelo gráfico podemos observar que os pontos de interseção da curva do líquido com as curvas do sólido e do vapor mudaram Fica claro que o ponto de ebulição da solução é maior do que o do solvente puro elevação do ponto de ebulição enquanto que o ponto de solidificação da solução é mais baixo abaixamento crioscópico Para uma solução de mesma concentração a variação do ponto de solidificação é maior que a variação do ponto de ebulição ΔTs ΔTeb 67 Diagrama de fase ordinário do solvente 68 Pontos de solidificação e ebulição dependem do equilíbrio entre o solvente na solução e o solvente puro sólido ou na fase vapor Equilíbrio entre o solvente na solução e o solvente líquido puro também é possível mediante um aumento de pressão sobre a solução que seja suficiente para que o potencial químico do solvente na solução atinja o valor do potencial químico do solvente puro A pressão adicional sobre a solução que é requerida para igualar o potencial químico do solvente na solução ao potencial do solvente puro é chamada de Pressão Osmótica da Solução O Abaixamento Crioscópico Equilíbrio sólidolíquido Tratandose de uma solução ideal mu T P x é dada por mu mu0T P RT ln x Assim mu0T P RT ln x musólidoT P ln x fracmusólidoT P mu0T PRT Como mu0 é o potencial químico do líquido puro mu0T P musólidoT P Delta Gfus Energia de Gibbs de fusão molar do solvente puro na temperatura T ln x fracmusólidoT P mu0T PRT fracDelta GfusRT Como a presença do soluto afeta a T de transição a P constante É preciso encontrar left fracpartial Tpartial x rightP Derivando em relação a x ln x fracDelta GfusRT frac1x frac1Rleftfracpartial Delta GfusTpartial TrightPleftfracpartial Tpartial xrightP Segundo a equação de GibbsHelmholtz ΔG TTP ΔHT² Chegase a 1x 1RΔHfusT²TxP Calor de fusão do solvente puro à temperatura T Integrando temse x1 dxx TT0 ΔHfusR T² dT ln x ΔHfusR1T 1T0 Admitindo que o calor de fusão seja constante no intervalo de temperatura T0T 1T 1T0 R ln xΔHfus E no caso de soluções diluídas ln1x2 ΔHfusR1T 1T0 ΔHfusRT0 TTT0 Para a solução diluída T T0 logo TT0 T0² In 1x2 x2 já que x2 é muito pequeno x2 ΔHfusRΔTT0² x₂ fracn2n1 n2 approx fracn2n1 77 Θ𝑓 𝑇o T onde Θ𝑓 é o abaixamento crioscópico 78 Solubilidade ideal de um soluto num solvente Podemos usar a expressão abaixo para calcular a solubilidade ideal do soluto numa solução µ0 2 é o potencial químico do soluto líquido puro A solubilidade ideal se refere à solubilidade máxima do soluto no solvente ou seja à saturação de uma solução ideal Isso significa que se estamos tratando de soluções saturadas então a fração molar do soluto x2 é máxima e é portanto a solubilidade do soluto expressa em termos de fração molar e a fração molar do solvente x é mínima 79 Perceba que a equação de solubilidade acima apresenta apenas características do soluto e nada informa sobre o solvente Isso quer dizer que teoricamente a solubilidade de um composto depende apenas de si próprio e não das propriedades do solvente Lei da Solubilidade Ideal Pela lei da solubilidade ideal a solubilidade de uma substância é a mesma em todos os solventes com os quais forma uma solução ideal 81 Ebulioscopia é a propriedade coligativa correspondente ao aumento do ponto de ebulição de um líquido quando se acrescenta a ele um soluto nãovolátil É como se as partículas do soluto segurassem as partículas do solvente dificultando sua passagem ao estado gasoso O aumento variação da temperatura de ebulição pode ser justificado pela pressão máxima de vapor que se deve à presença das partículas do soluto Para que ocorra a ebulição da solução é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica EBULIOSCOPIA O ponto de fusão do naftaleno é de t800 C e sua entalpia de fusão é ΔHfus1908 kJmol¹ Calcule a solubilidade ideal do naftaleno a t200 C e compare o valor obtido com os valores reais dados abaixo extraídos da literatura para dissolução do naftaleno em diferentes solventes 82 Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do café quando adicionamos açúcar na água que estava prestes a entrar em ebulição Os cristais de açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento constituem partículas que retardam o ponto de ebulição da água ou seja o líquido vai demorar um pouco mais a entrar em ebulição Essa propriedade foi estudada pelo cientista francês François Marie Raoult 18301901 e seus estudos o levaram à seguinte conclusão Quando o ponto de ebulição de um líquido é elevado pela presença de um soluto não volátil o novo valor é diretamente proporcional ao número de mols da solução Esta é a relação entre o efeito ebulioscópico e a concentração da solução mais conhecida como Lei de Raoult 83 Elevação Ebulioscópica Solução em equilíbrio com o vapor do solvente puro Equilíbrio líquidovapor 84 A energia de Gibbs de vaporização molar é Fazendo a devida substituição temos que Analogamente como foi feito para o abaixamento crioscópico analisase como a presença do soluto afeta a temperatura de vaporização Apenas há alteração no sinal da equação 85 Ex Para a água M 00180152 kgmol T0 37315 K e HV 40656 Jmol e assim Keb 051299 K kgmol Constante Ebulioscópica 86 A osmometria estuda a pressão osmótica de soluções Osmose é a denominação dada ao fenômeno da difusão do solvente através de membranas Inicialmente vamos separar um copo de Becker em dois compartimentos com uma membrana semipermeável Colocase em seguida água num compartimento e solução saturada de sal no outro de maneira que o nível dos líquidos seja o mesmo Após alguns minutos podemos observar que o nível no compartimento com a solução saturada de sal é mais alto enquanto o compartimento com água está mais baixo que o início Nessa experiência vêse que a água passou através da membrana para o compartimento de sal Esta passagem de água através da membrana semipermeável é denominada de osmose OSMOMETRIA 87 Se a experiência for realizada utilizandose duas soluções de sal de diferentes concentrações podese verificar que ocorre a difusão do solvente da solução mais diluída para a mais concentrada Osmose é a passagem de um solvente para uma solução mais concentrada deste mesmo solvente através de uma membrana semipermeável A osmose sempre ocorre através de uma membrana semipermeável do solvente em direção ao soluto ou da solução mais diluída para a solução mais concentrada 89 Classificação de membranas a Quanto à permeabilidade Membranas permeáveis são membranas que deixam difundir o solvente e o soluto Membranas semipermeáveis são membranas que deixam difundir apenas o solvente impedindo a difusão do soluto Membranas impermeáveis são membranas que não deixam difundir nem o solvente e nem o soluto Pressão osmótica π 90 b Quanto à origem Membranas naturais são membranas de origem animal ou vegetal como o pergaminho o papel de celofane e a bexiga de porco As membranas naturais não são empregadas no estudo dos fenômenos osmóticos quando se exige precisão nos resultados uma vez que não são perfeitamente semipermeáveis e deixam difundir também pequenas quantidades de soluto Membranas artificiais são membranas de origem industrial e são mais usadas devido a sua semipermeabilidade ser mais perfeita A membrana de TraubePfefffer é uma das mais importantes e consiste de um cilindro de porcelana porosa impregnado de ferrocianeto de cobre II Expressão para π Condição geral de equilíbrio μ do solvente puro μ da solução μ⁰TP μTPπx Considerando a solução ideal μ⁰TPπ RT ln x μ⁰TP 1 93 Considerando que líquidos são pouco compressíveis ou seja V não varia com a P temse Equação fundamental dG SdT VdP dμ SdT VdPT cte dμ VdP dμ⁰ V⁰ dP Integrando μ⁰TPπ μ⁰TP dμ⁰ Pπ P V⁰ dP 95 Medida da Pressão Osmótica A medida da pressão osmótica é útil para a determinação das massas molares de substâncias pouco solúveis no solvente ou que possuam massas molares elevadas como por exemplo proteínas polímeros de vários tipos e coloides A 25C o produto RT é próximo de 2480 Jmol Assim para 1 molL de solução c 1000 molm3 temos n cRT 248 x 106 Pa 245 atm Esta pressão corresponde a uma coluna hidrostática da ordem de 240 m Numa determinação de massa molar se w2 é a massa de soluto dissolvida no volume V então π w2RTM2V Soluções ideais são diluídas ln x ln1x₂ x₂ x₂ n₂n₁n₂ n₂n₁ π RTn₂V⁰ V⁰ V⁰n₁ π c₂RT Equação de vant Hoff para a pressão osmótica C₂ concentração em molL do soluto R 0082 LatmmolK π atm R 8314 JKmol π Pa Exemplo Para o CCl₄ keb 503 Kkgmol e kf 318 Kkgmol Ao se colocar 30 g de uma substância em 100 g de CCl₄ o ponto de ebulição elevase de 060 K Sabendose que a densidade do CCl₄ é 159 gcm³ e a sua massa molar é 153823 gmol Calcule a O abaixamento crioscópico b O abaixamento relativo da pressão de vapor c A pressão osmótica da solução a 25ºC d A massa molar da substância 97 Soluções com mais de um componente volátil Para mais de uma substância volátil a pressão total do sistema será dada pela soma das pressões parciais dos diversos componentes na solução A Lei de Raoult estabelece que 98 Propriedades importantes da solução ideal O calor do processo de mistura dos componentes puros para formar a solução é zero A variação de volume no processo de mistura também é zero Lei de Raoult O potencial químico em soluções ideais 99 A forma analítica da equação para o potencial químico em soluções é idêntica à equação para gás ideal em misturas Portanto podese escrever 100 A solução diluída ideal A solução ideal obedece à Lei de Raoult em todo intervalo de concentração Exemplo Benzeno Tolueno 101 Soluções binárias de componentes voláteis a Temperatura constante Frações na fase líquida 102 Considerando o componente 1 mais volátil Frações na fase vapor y₁ y₂ 1 Lei de Dalton P₁ y₁P e P₂ y₂P y₁ P₁P e y₁ x₁P₁⁰P₂⁰ x₁P₁⁰ P₂⁰ Fração molar do componente 1 na fase vapor y₁ x₁P₁⁰P₂⁰ x₁P₁⁰ P₂⁰ Substituindo o valor de x₁ x₁ y₁P₂⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ em P P₂⁰ P₁⁰ P₂⁰x₁ temse P P₂⁰ y₁P₂⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ P₁⁰ P₂⁰ P P₂⁰P₁⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ P fracP02P01P01 y1P02 P01 Somando os dois gráficos temse 107 Mudança de estado quando se reduza Pressão isotermicamente Composição da fase líquida A Regra da Alavanca alnliq n1nliqN n1liqnliqnliq Multiplicando aI por nliq e av por nvap temse 111 Regra da Alavanca Utilizada para encontrar a quantidade relativa das fases 1 localizase o ponto a composição e a temperatura no diagrama 2 trace a isoterma ou linha de amarração na região bifásica 3 aplique a regra da alavanca 112 Diferença entre composição e quantidade relativa Quantidade relativa é a quantidade relativa das fases presentes em um determinado ponto regra da alavanca Composição é a composição do ponto em função dos componentes do sistema leitura direta feita no eixo da abscissa Dois líquidos A e B formam uma solução ideal A uma determinada temperatura a pressão de vapor de A puro é 200 mmHg enquanto que a de B puro é de 75 mmHg Se o vapor sobre a mistura consistir de 50 mol por cento de A qual a porcentagem molar de A no líquido Exercício de Aplicação 113 A 312C temos os seguintes dados Composto Propano nbutano Pressão de vapor p mmHg 1200 200 a Calcule a fração molar de propano na mistura líquida que entra em ebulição a 312 C sob uma pressão de 760 mmHg b Calcule a fração molar de propano no vapor em equilíbrio com o líquido em a Os diagramas de temperaturacomposição são muito úteis para analisar separações de misturas voláteis por destilação fracionada O diagrama a seguir referese à mistura hexanoheptano A partir deste diagrama responda aos itens a seguir a Qual a temperatura de ebulição e a composição das fases líquida e vapor que estão em equilíbrio quando se tem quantidades iguais destas fases para um sistema de fração molar do hexano igual a 05 b Na temperatura de 410 K calcule a fração molar do hexano e do heptano no sistema sabendo que a razão entre o número de moles da fase vapor e da fase líquida é 07 115 Determine as fases presentes proporção e composição para o diagrama Cu Ni na temperatura de 1250ºC com composição inicial de 40 Ni e 60 Cu TK 116 Mudança de estado quando se reduz a Pressão isotermicamente Ponto A somente fase L presente Ponto B aparece os primeiros traços de V Ponto C 2 fases presentes L V Composição L a e V b Quantidade das fases regra da alavanca L cvab e V acab Ponto D restam apenas traços de L Ponto E somente V presente cuja composição é a mesma do L inicial 117 Mudança de estado com o aumento da Temperatura Ponto P aparecem os primeiros traços de V cuja composição é y V é muito mais rico do que L em componente 1 que é o componente mais volátil 118 M é aquecido até que metade do material esteja presente como V e a outra metade permaneça L O vapor é removido e condensado formando um destilado D Destilação Fracionada 119 D é aquecido até que metade evapore O vapor é removido e condensado obtendose um destilado D e um resíduo R A continuação do processo leva a um D quase puro do L mais volátil e a um R constituído pelo L menos volátil quase puro 120 Azeótropos Mistura de duas ou mais substâncias que a uma certa composição possui um ponto de ebulição constante e fixo como se fosse uma substância pura por isso seus componentes não podem ser separados por um processo de destilação simples do grego ferver sem variação Misturas que apresentam desvios da Lei de Raoult A mistura correspondente à pressão de vapor máxima ou mínima é denominada mistura azeotrópica ou azeótropo Mistura ideal Mistura com azeótropo de mínimo Mistura com azeótropo de máximo
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1 LICENCIATURA EM QUÍMICA Disciplina FÍSICO QUÍMICA II 2 Aula Prof Pedro Merat Emailpedromeratifrjedubr 1 2 CALENDÁRIO ACADÊMICO INÍCIO 05092022 TÉRMINO 23012023 Prazo da Consolidação Parcial das turmas no SIGAA 23012023 VERIFICAÇÃO SUPLEMENTAR 16012023 Retificação de Notas 23012023 SETEMBRO 05 12 19 26 OUTUBRO 03 10 17 24 31 NOVEMBRO 07 14 21 28 DEZEMBRO 05 12 19 26 JANEIRO 02 09 16 23 2 3 CALENDÁRIO ACADÊMICO 18 SEMANAS X 4 TEMPOS 72 TEMPOS DE AULA P1 10102022 AVALIAÇÕES P2 21112022 P3 02012023 AVALIAÇÃO DE REPOSIÇÃO ÚNICA 09012023 3 4 CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO MF P1 P2 P3 3 MF 60 APROVADO MF 40 RETIDO EM FÍSICO QUÍMICA I 59 MF 40 VS VS MF PF 2 VS 60 APROVADO 4 Pelo regulamento o aluno para ser aprovado tem que ter 75 de presença o que corresponde a 54 presenças e média 60 Portanto caso algum aluno tenha mais de 18 faltas automaticamente se encontra reprovado 72 Aulas 100 X 75 X 54 Aulas AVALIAÇÃO DO ENSINO E APRENDIZAGEM A avaliação do desempenho do estudante no Curso de Licenciatura em Química será processual formativa cumulativa articulada ao Projeto Pedagógico da Instituição e pautada nos objetivos da unidade curricular nas habilidades e competências do perfil do egresso A avaliação do processo ensinoaprendizagem relativa ao desempenho do estudante ocorrerá por duas formas frequência e aprendizagem 5 A avaliação da frequência pautarseá pela assiduidade nas atividades relativas a cada unidade curricular sendo considerado aprovado o estudante que obtiver 75 de frequência nas atividades presenciais e semipresenciais se houver É vedado qualquer abono de faltas sendo possível à justificativa nos casos previstos em Lei e nos Regulamentos institucionais concernentes ao conteúdo quando se aplicará atividades em caráter substitutivo como exercícios domiciliares A avaliação da aprendizagem será realizada com o emprego de instrumentos múltiplos e diversificados em número mínimo de 2 dois possibilitando ao professor o acompanhamento da evolução do estudante 6 Os instrumentos podem ser testes provas elaboração e a apresentação de seminários estudos de casos portfólios relatórios de visitas técnicas relatórios de seminários relatórios de atividades experimentais relatórios de estágio participação em congressos e encontros participação em oficinas memoriais descritivos ensaios teóricos artigos resenhas e outros Também integra a avaliação do rendimento escolar a avaliação de Estágio e a avaliação do Trabalho de Conclusão de Curso conforme diretrizes estabelecidas no Regulamento do Ensino de Graduação e documentos normativos específicos 7 O professor deverá no início do período letivo discutir com a Coordenação do Curso e apresentar aos estudantes as regras sobre os processos e instrumentos de avaliação a serem utilizadas na unidade curricular em conformidade com o Regulamento de Ensino de Graduação do IFRJ e com o calendário acadêmico da instituição 8 9 Descrição termodinâmica das misturas Condição de equilíbrio estabilidade das fases formadas por uma substância pura curvas de potencial químico equação de Clapeyron diagrama de fases regra das fases Soluções e suas propriedades Solução ideal propriedades coligativas soluções binárias regra da alavanca diagramas temperatura composição destilação fracionada distribuição de um soluto entre dois solventes equilíbrio entre fases líquidas líquidos parcialmente miscíveis e imiscíveis equilíbrio sólidolíquido diagrama eutético simples ponto de fusão incongruente atividade e equilíbrio teoria de DebyeHückel soluções iônicas diluídas e equilíbrio em soluções iônicas Equilíbrio químico Espontaneidade e equilíbrio equações fundamentais da termodinâmica propriedades de A e G potencial químico sistemas de composição variável constantes de equilíbrio e princípio de Le Chatelier CONTEÚDO PROGRAMÁTICO 11 SOLUÇÕES A SOLUÇÃO IDEAL E AS PROPIEDADES COLIGATIVAS Solvente X Soluto Solvente constituinte presente em maior quantidade o que dissolve Soluto Constituinte presente em menor quantidade o que é dissolvido Sem distinção fundamental apenas arbitrária CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES CONTEÚDO PROGRAMÁTICO MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA INSTITUTO Federal de Educação Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro PróReitoria de Ensino de Graduação PLANO DE UNIDADE CURRICULAR ECL UNIDADE CURRICULAR FÍSICOQUÍMICA II CURSO S EM QUE É OFERECIDA Licenciatura em Química CARGA HORÁRIA SEMESTRAL NÚMERO DE CRÉDITOS CARGA HORÁRIA SEMANAL 54 horas 04 04 PRÉREQUISITO S CÓDIGO S FÍSICOQUÍMICA I QIB130 EM ENTA Descrição termodinâmica das misturas Condição de equilíbrio estabelecida das fases formadas por uma substância pura curvas de potencial químico equação de Clapeyron regras das fases regras das fases Soluções e suas propriedades Solução ideal propriedades coligativas soluções binárias regra da alavanca diagramas temperatura composição destilação fracionada distribuição de um soluto entre dois solventes equilíbrio entre sólidolíquido diagrama eutético simples ponto de fusão incongruente atividade e equilíbrio teoria de DebyeHückel soluções iônicas diluídas e equilíbrio em soluções iônicas Equilíbrio termodinâmica propriedades de A e G potencial químico e princípio de LeChatelier Desenvolver conhecimento básico sobre equilíbrio de fases e a termodinâmica do equilíbrio químico ABORDAGEM PROCEDIMENTOS METODOLÓGICOS X Teórica Prática Exposição oral auxiliada por slides retroprojetor quadro branco e caneta A avaliação será realizada através de provas orais e provas escritas ATIVIDADES DE ENRIQUECIMENTO CURRICULAR Uso de planilhas eletrônicas Avaliação dos alunos sobre os temas abordados OPERAÇÃO DA PROJETO PEDAGÓGICO DO CURSO BIBLIOGRAFIA BÁSICA ATKINS P Atkins Físicoquímica v1 ed Thomson Pioneira 2005 BALL D W FísicoQuímica v1 ed LTC 2009 CASTELLAN G W Fundamentos de Química LITC 2005 ATKINS P JONES L Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente 3 ed Bookman 2006 BRADY J E SENSE F A JESPERSEN N R Química e matéria e suas transformações v2 5ed LTC 2009 KOTZ J C TREICHEL P M WEAVER G C Química geral e reações químicas v2 Cengage Learning 2010 MOORE W J Físicoquímica v1 Edgard Blucher 2008 RUSSEL J B Química Geral v1 2ed Markon Books Grupo Pearson 2008 Definição de Gás ideal Gás ideal é aquele que se comporta idealmente a qualquer pressão Exemplos de soluções 16 DEFINIÇÃO DE SOLUÇÃO IDEAL Se em uma solução a soma dos volumes separados é igual ao volume final da solução esta solução é chamada ideal Podemos dizer também que a solução ideal é uma solução hipotética de um soluto B em um solvente A que obedece à lei de Raoult em toda a faixa de composição de A puro até B puro A lei é mais confiável quando os componentes da mistura têm formas moleculares semelhantes e são mantidos na fase líquida por forças intermoleculares de natureza e intensidade semelhantes Gasosas mistura de gases vapores ar atmosférico Líquidas S L ou G dissolvidos em L L S solução de NaCl suco homogêneo L L álcool comercial hidratado L G refrigerante Sólidas S L ou G dissolvidos em S S S ligas metálicas latão Cu Zn 545 S L Hg em Au forma uma liga chamada amálgama S G H2 em Pd N2 em Ti 17 A lei de Roult estabelece que a pressão de vapor do solvente sobre uma solução é igual à pressão de vapor do solvente puro multiplicada pela fração molar do solvente na solução Lei limite Lei dos Gases Ideais exemplo de uma lei limite Quando a P tende a zero o comportamento de qualquer gás real aproximase cada vez mais do gás ideal PROPRIEDADES MOLARES PARCIAIS Contribuição por mol que uma substância faz para uma propriedade total da mistura Pressão parcial Volume parcial molar Energia de Gibbs parcial molar Potencial Químico O valor de uma propriedade molar numa substância pura não é necessariamente igual à propriedade molar parcial quando um mol desta substância é adicionada a uma mistura 20 QUANTIDADE MOLARES PARCIAIS Propriedade Específica Uma propriedade específica de uma dada substância é obtida dividindose uma propriedade extensiva pela massa da respectiva substância contida no sistema Uma propriedade específica é também uma propriedade intensiva do sistema Exemplo de propriedade específica Volume específico v v V M Energia Interna específica u u U M onde M é a massa do sistema V o respectivo volume e U é a energia interna total do sistema Intensivas derivadas das extensivas volume específico mLg volume molar mLmol calor específico calg grau calor molar calmol grau potencial químico calmol molaridade molsL 21 As propriedades extensivas de um sistema com um componente a temperatura e pressão constantes dependem somente da quantidade do sistema presente EX O volume de água depende da quantidade de água presente Ex Se a água for expressa como uma quantidade molar é uma propriedade intensiva Ou seja não importa mais a quantidade de água presente no sistema estando ela a 1 atm e 298 K o seu volume molar passa a ser 0018 L mol NAS SOLUÇÕES OS CRITÉRIOS SÃO DIFERENTES Uma solução por definição contém no mínimo dois componentes As propriedades extensivas de uma solução dependem da sua T P e X 22 Ao discutirmos as propriedades de qualquer solução não podemos empregar quantidade molares Vamos usar quantidades molares parciais A quantidade molar parcial mais fácil de ser compreendida é o volume molar parcial À T e P constantes o volume de uma solução é uma função do número de mols das diferentes substâncias presentes na solução isto é V vn1 n2 ni Para um sistema com dois componentes a diferencial total dV é dada por dV dn1 V n1T P n2 dn2 V n2T P n1 23 Considere uma amostra de grande tamanho contendo uma mistura com a composição especificada Quando certo número de mols nA de A é adicionado a composição permanece virtualmente constante mas o volume da amostra aumenta de nAVA Da mesma forma quando certo número de mols nB de B é adicionado o volume aumenta de nBVB O aumento total no volume é de nAVA nBVB A mistura agora ocupa um volume maior mas a proporção entre os componentes continua a mesma Em seguida retiramos do sistema de volume ampliado uma amostra que contém nA mols de A e nB mols de B O volume dessa amostra é nAVA nBVB 24 Uma vez que o volume é uma função de estado a mesma amostra poderia ter sido preparada simplesmente misturandose as quantidades apropriadas de A e de B Matematicamente estamos dizendo que Quando a composição da mistura sob temperatura e pressão constantes varia pela adição de dnA de A e dnB de B então o volume total da mistura varia de dV VAdnA VBdnB Desde que as proporções relativas de A e B sejam mantidas constantes tal como foram adicionadas a mistura tem a mesma composição e os dois volumes parciais dessa forma são constantes 25 Portanto para calcular o volume total integramos dV quando nA e nB variam simultaneamente de 0 até seus valores finais com os Vi tratados como constantes dV dn1 V n1T P n2 dn2 V n2T P n1 dV VAdnA VBdnB V nA VA nB VB Contribuição que um componente de uma mistura faz para o volume total da amostra 1 mol de H2O 18g de H2O 18 mL de H2O Ao adicionar 1 mol de água num béquer com água o volume de líquido no béquer ganha 18 mL Ao adicionar 1 mol de água num béquer com outro líquido o volume final de líquido no béquer vai depender das interações entre a água e o outro líquido O volume parcial molar de uma substância A em uma mistura é a variação de volume da mistura por mol de A adicionado a um grande volume da mistura Varia com a composição da mistura 27 Volume nA O volume total da amostra diminui com adição de A 29 Qual é o volume total de uma mistura de 500 g de etanol e 50 g de água a 25 C As massas molares do CH3CH2OH e da H2O são 4607 g mol1 e 1802 g mol1 respectivamente 30 Os volumes molares de um mol de água e um mol de etanol a 298 K são respectivamente 0018 L e 0058 L respectivamente Se misturássemos meio mol de cada líquido esperaríamos que o volume combinado fosse a soma de 0018 0058 2 ou 0038 L Em vez disso encontramos um volume de somente 0036 L Qual o motivo A contração do volume é o resultado de interações intermoleculares desiguais entre moléculas diferentes Como as forças de atração entre as moléculas de água e etanol são maiores que as interações de água e as interações entre as moléculas de etanol o volume total é menor que a soma dos volumes individuais 31 Se as forças intermoleculares forem mais fracas ocorrerá expansão e o volume final será maior que a soma dos volumes individuais Somente se as interações entre as moléculas iguais e entre as moléculas diferentes forem as mesmas é que os volumes serão aditivos Se o volume final é igual à soma dos volumes separados a solução é chamada ideal 32 Volume total de uma mistura água etanol como uma função da fração molar de etanol 33 Por exemplo o benzeno e o tolueno são componentes voláteis que têm estruturas semelhantes e portanto forças intermoleculares semelhantes Em uma solução de benzeno e tolueno a pressão de vapor de cada componente obedece à lei de Raoult A solução de benzenotolueno é um dos poucos exemplos de uma solução ideal que é aquela que obedece à lei de Raoult 34 Propriedades importantes das soluções ideais a O calor da mistura dos componentes puros para formar a solução é zero b A variação de volume na mistura é zero c Para uma solução composta por um solvente volátil e um soluto não volátil a pressão de vapor no equilíbrio líquido vapor para o solvente puro é maior que a pressão de vapor no equilíbrio líquidovapor para a solução na mesma temperatura Considere uma solução composta por um solvente volátil e um soluto não volátil Sistema evacuado T constante P vap Adição de soluto não volátil líquido puro Após o equilíbrio P vap líquido puro P Diminuição da P vap por um soluto não volátil P P Soluto é não volátil logo o vapor é composto pelo solvente puro Adotaremos o subíndice 2 para soluto e nenhum para solvente P vap versus x2 Quando o valor de x2 0 a curva experimental real aproxima da ideal Toda solução diluída tende a comportarse idealmente Equação da curva ideal 1 grau reta y ax b P ax2 b a1 b 0 a b 0 a b P a0 b P b a P P Px2 P P P1x2 Como x x2 1 logo P xP P vap do solvente puro fração molar do solvente P vap da solução 38 A lei de Roult estabelece que a pressão de vapor do solvente sobre uma solução é igual à pressão de vapor do solvente puro multiplicada pela fração molar do solvente na solução P0 P P0 xP0 P01 x P P0x O abaixamento é proporcional à fração molar do soluto P0 P P0x2 x3 x4 Se houver mais solutos não voláteis P0 P P0x2 Não há restrições quanto ao tipo de soluto Apenas devem ser não voláteis Observação Um líquido entra em ebulição quando sua Pvap é igual à pressão existente sobre a superfície do líquido Pvap volátil PE Ex Ao nível do mar a água ferve a 100C acima do nível do mar a água ferve a uma temperatura inferior 41 Sobre uma solução aquosa que obedeça a lei de Raoult a umidade relativa é igual à fração molar da água na solução Gases apresentam a propriedade de dissolver uma quantidade máxima de vapor de água de acordo com a temperatura em que se encontram Ao atingir esse limite máximo o gás fica saturado de vapor de água a partir desse ponto a água passará a se condensar formando pequenas gotículas de líquido O ar atmosférico por exemplo pode dissolver uma quantidade máxima de vapor de água expressa a cada temperatura e em unidades de pressão conforme está apresentado no quadro abaixo Temperatura C Pressão máxima de vapor de água no ar atmosférico mm Hg 10 92 20 175 30 318 40 553 A umidade relativa UR é um termo utilizado com frequência pelos meteorologistas para indicar a quantidade de vapor de água presente no ar atmosférico Em uma mesma temperatura a UR pode ser obtida pela razão entre a pressão parcial de vapor de água presente no ar e a pressão máxima de vapor de água Assim um local onde a temperatura encontrase a 20 C e a pressão parcial de vapor de água é igual a 105 mm Hg terá uma UR em termos percentuais de 43 Forma analítica do potencial químico na solução líquida ideal Se a solução estiver em equilíbrio com o seu vapor a exigência do segundo princípio da termodinâmica é que os potenciais químicos do solvente na solução e no vapor sejam iguais ou seja Condição de equilíbrio da solução com o seu vapor 44 Potencial químico para um Gás Ideal Supondo que o vapor se comporta idealmente O vapor é solvente puro Logo temos que 45 Aplicando a Lei de Raoult temse É o potencial químico do solvente líquido puro Forma analítica do potencial químico na solução líquida ideal 46 Potencial Químico de Um Soluto em Uma Solução Binária Ideal Aplicação da Equação de Gibbs Duhem A equação de GibbsDuhem pode ser usada para calcular o potencial químico do soluto a partir do potencial químico do solvente num sistema binário ideal Sistema binário a T e P constantes 47 Para Diferenciando a equação do potencial químico a T e P constante temse Como sabemos Derivando temos 48 Então após a substituição temos que Integrando a equação ficamos com Como T e P são mantidos constantes C passa a ser f T e P Quando 49 Substituindo os valores de e na equação abaixo Temos Esta equação relaciona o potencial químico do soluto com a fração molar do soluto na solução Como o potencial químico do soluto e do solvente possuem a mesma forma analítica o soluto comportase idealmente Isto implica que no vapor acima da solução a pressão parcial do soluto é dada pela lei de Raoult 50 A pressão de vapor do 2propanol é 500 kPa a 3388C mas cai a 4962 kPa quando se dissolvem em 250g de 2propanol 869 g de um composto orgânico não volátil Calcule a massa molar do composto 51 Propriedades Coligativas Um soluto ideal não produz nenhum efeito na entalpia de uma solução no sentido de que a entalpia de mistura é zero H 0 O valor de H indica que embora haja interação entre as moléculas diferentemente dos gases perfeitos as interações médias solutosoluto solventesolvente e solutosolvente são as mesmas e o soluto forma a solução sem variação de entalpia A força motriz da misturação é o aumento de entropia do sistema à medida que um componente se mistura com o outro a Em um líquido puro temos certeza de que qualquer molécula selecionada da amostra é uma molécula do solvente b Quando um soluto está presente não podemos afirmar que uma seleção ao acaso nos dará uma molécula do solvente o que faz a entropia do sistema ser maior que na ausência do soluto a b 52 Propriedades Coligativas Portanto a adição de um soluto afeta a entropia introduzindo um grau de desordem que não está presente no solvente puro como podemos verificar a partir da equação abaixo que ΔS 0 quando dois componentes se misturam para formar uma solução ideal Podemos portanto esperar que um soluto modifique as propriedades físicas da solução Além de baixar a pressão de vapor do solvente como já foi considerado um soluto não volátil produz três efeitos principais Eleva o ponto de ebulição de uma solução Abaixa o ponto de congelamento da solução Dá origem a uma pressão osmótica 53 Propriedades Coligativas São propriedades que não dependem da natureza do soluto apenas da relação numérica entre o número de moléculas do soluto e o número total de moléculas presentes Por essa razão são chamadas de propriedades coligativas nas quais coligativa significa o que depende do conjunto O segundo termo da equação abaixo é negativo portanto o potencial químico do solvente na solução é menor do que o potencial químico do solvente puro Essa diferença equivale a RT ln x e várias propriedades das soluções tem origem neste valor baixo de potencial 54 Propriedades Coligativas Tonoscopia abaixamento da pressão de vapor Crioscopia abaixamento do ponto de solidificação Ebulioscopia elevação do ponto de ebulição Pressão osmótica 55 Tonoscopia é uma propriedade coligativa que constitui na diminuição da pressão máxima de vapor PMV de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não volátil Em relação à pressão de vapor de um solvente puro podese dizer que sempre ela será maior do que a pressão de vapor de uma solução Isso decorre do fato de que as partículas do soluto roubam energia cinética das moléculas do solvente impedindo que parte destas ganhem o estado de vapor As partículas dispersas constituem uma barreira que dificulta a movimentação das moléculas do solvente do líquido para a fase gasosa A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de vapor do solvente em solução denominase abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor TONOSCOPIA 56 Com isso é possível estabelecer a seguinte condição para as soluções quanto maior a quantidade de partículas em uma solução menor será a sua pressão de vapor Não dependendo da natureza do soluto e sim de sua quantidade Devese calcular a quantidade de matéria molaridade de um soluto não orgânico multiplicando a molaridade informada pelo número de mols de cada substânciaelemento assim as somando Ex NaCl 01 moll Na 01 1 n de mols Cl 01 1 02moll Isso ocorre porque algumas substâncias tem mais partículas por unidade de volume que outras o número de mols explica isto Não ocorre com substâncias orgânicas P⁰ P P⁰ xP⁰ P⁰1x 58 Ex Calcule a pressão de vapor de uma solução preparada por dissolução de 218 g de glicose massa molar 1802 gmol em 460 mL de água a 30C Qual é o abaixamento da pressão de vapor A pressão de vapor da água pura a 30C é 3182 mmHg Suponha que a densidade do solvente é 100 gmL Se ambos os componentes de uma solução são voláteis isto é têm pressões de vapor mensuráveis a pressão de vapor da solução é a soma das pressões parciais individuais A lei de Raoult continua a ser válida neste caso Pa Xa Pºa Pb Xb Pºb A pressão total é dada pela lei de Dalton das pressões parciais PT Pa P𝒃 PT Xa Pºa Xb Pºb Exemplo Analogamente aos banhos de gelo existem banhos de vapor que são mantidos a temperatura constante pelo equilíbrio entre as fases líquida e gasosa Uma solução de hexanoheptano é usada para manter uma temperatura constante de 65C em um sistema fechado com uma pressão de 500 mmHg A 65C as pressões de vapor do hexano e heptano são 6749 e 2535 mmHg respectivamente Qual é a composição da solução 60 Por exemplo o benzeno e o tolueno são componentes voláteis que têm estruturas semelhantes e portanto forças intermoleculares semelhantes A solução de benzenotolueno é um dos poucos exemplos de uma solução ideal que é aquela que obedece à lei de Raoult Uma característica de uma solução ideal é ter o calor de solução HSolução igual a zero 61 A maior parte das soluções não se comporta de forma ideal neste quesito Acetona A Dissulfeto de carbono B As pressões parciais estão acima da previsão da Lei de Raoult Desvio Positivo da Lei de Raoult Isto é o processo de mistura é endotérmico 62 Acetona A Clorofórmio B As pressões parciais estão abaixo da previsão da Lei de Raoult Desvio Negativo da Lei de Raoult A entalpia de solução é neste caso negativa isto é o processo de mistura é exotérmico 63 Abaixamento Crioscópico é a propriedade coligativa que indica a diminuição de ponto de congelamento de um líquido provocado pela adição de um soluto nãovolátil que diminui a pressão de vapor do líquido Consequentemente a temperatura de ebulição desse líquido aumenta e a de fusão diminui Já a Crioscopia é o nome dado à técnica onde é possível medir a massa molar de um soluto sabendose a constante crioscópica As propriedades coligativas dependem do número de partículas de soluto na solução não da natureza do soluto CRIOSCOPIA 64 Ilustra o abaixamento crioscópico e a elevação ebulioscópica 65 Considerações Sendo o soluto não volátil ele não participa da fase gasosa a curva para o vapor em equilíbrio com a solução coincide com a do vapor puro Admitindo que o sólido contém apenas o solvente sua curva também permanece a mesma O líquido contém um soluto logo o potencial químico do solvente sofre um abaixamento de RT ln x em cada T 66 A curva tracejada no gráfico abaixo é a curva do solvente em uma solução ideal Pelo gráfico podemos observar que os pontos de interseção da curva do líquido com as curvas do sólido e do vapor mudaram Fica claro que o ponto de ebulição da solução é maior do que o do solvente puro elevação do ponto de ebulição enquanto que o ponto de solidificação da solução é mais baixo abaixamento crioscópico Para uma solução de mesma concentração a variação do ponto de solidificação é maior que a variação do ponto de ebulição ΔTs ΔTeb 67 Diagrama de fase ordinário do solvente 68 Pontos de solidificação e ebulição dependem do equilíbrio entre o solvente na solução e o solvente puro sólido ou na fase vapor Equilíbrio entre o solvente na solução e o solvente líquido puro também é possível mediante um aumento de pressão sobre a solução que seja suficiente para que o potencial químico do solvente na solução atinja o valor do potencial químico do solvente puro A pressão adicional sobre a solução que é requerida para igualar o potencial químico do solvente na solução ao potencial do solvente puro é chamada de Pressão Osmótica da Solução O Abaixamento Crioscópico Equilíbrio sólidolíquido Tratandose de uma solução ideal mu T P x é dada por mu mu0T P RT ln x Assim mu0T P RT ln x musólidoT P ln x fracmusólidoT P mu0T PRT Como mu0 é o potencial químico do líquido puro mu0T P musólidoT P Delta Gfus Energia de Gibbs de fusão molar do solvente puro na temperatura T ln x fracmusólidoT P mu0T PRT fracDelta GfusRT Como a presença do soluto afeta a T de transição a P constante É preciso encontrar left fracpartial Tpartial x rightP Derivando em relação a x ln x fracDelta GfusRT frac1x frac1Rleftfracpartial Delta GfusTpartial TrightPleftfracpartial Tpartial xrightP Segundo a equação de GibbsHelmholtz ΔG TTP ΔHT² Chegase a 1x 1RΔHfusT²TxP Calor de fusão do solvente puro à temperatura T Integrando temse x1 dxx TT0 ΔHfusR T² dT ln x ΔHfusR1T 1T0 Admitindo que o calor de fusão seja constante no intervalo de temperatura T0T 1T 1T0 R ln xΔHfus E no caso de soluções diluídas ln1x2 ΔHfusR1T 1T0 ΔHfusRT0 TTT0 Para a solução diluída T T0 logo TT0 T0² In 1x2 x2 já que x2 é muito pequeno x2 ΔHfusRΔTT0² x₂ fracn2n1 n2 approx fracn2n1 77 Θ𝑓 𝑇o T onde Θ𝑓 é o abaixamento crioscópico 78 Solubilidade ideal de um soluto num solvente Podemos usar a expressão abaixo para calcular a solubilidade ideal do soluto numa solução µ0 2 é o potencial químico do soluto líquido puro A solubilidade ideal se refere à solubilidade máxima do soluto no solvente ou seja à saturação de uma solução ideal Isso significa que se estamos tratando de soluções saturadas então a fração molar do soluto x2 é máxima e é portanto a solubilidade do soluto expressa em termos de fração molar e a fração molar do solvente x é mínima 79 Perceba que a equação de solubilidade acima apresenta apenas características do soluto e nada informa sobre o solvente Isso quer dizer que teoricamente a solubilidade de um composto depende apenas de si próprio e não das propriedades do solvente Lei da Solubilidade Ideal Pela lei da solubilidade ideal a solubilidade de uma substância é a mesma em todos os solventes com os quais forma uma solução ideal 81 Ebulioscopia é a propriedade coligativa correspondente ao aumento do ponto de ebulição de um líquido quando se acrescenta a ele um soluto nãovolátil É como se as partículas do soluto segurassem as partículas do solvente dificultando sua passagem ao estado gasoso O aumento variação da temperatura de ebulição pode ser justificado pela pressão máxima de vapor que se deve à presença das partículas do soluto Para que ocorra a ebulição da solução é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica EBULIOSCOPIA O ponto de fusão do naftaleno é de t800 C e sua entalpia de fusão é ΔHfus1908 kJmol¹ Calcule a solubilidade ideal do naftaleno a t200 C e compare o valor obtido com os valores reais dados abaixo extraídos da literatura para dissolução do naftaleno em diferentes solventes 82 Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do café quando adicionamos açúcar na água que estava prestes a entrar em ebulição Os cristais de açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento constituem partículas que retardam o ponto de ebulição da água ou seja o líquido vai demorar um pouco mais a entrar em ebulição Essa propriedade foi estudada pelo cientista francês François Marie Raoult 18301901 e seus estudos o levaram à seguinte conclusão Quando o ponto de ebulição de um líquido é elevado pela presença de um soluto não volátil o novo valor é diretamente proporcional ao número de mols da solução Esta é a relação entre o efeito ebulioscópico e a concentração da solução mais conhecida como Lei de Raoult 83 Elevação Ebulioscópica Solução em equilíbrio com o vapor do solvente puro Equilíbrio líquidovapor 84 A energia de Gibbs de vaporização molar é Fazendo a devida substituição temos que Analogamente como foi feito para o abaixamento crioscópico analisase como a presença do soluto afeta a temperatura de vaporização Apenas há alteração no sinal da equação 85 Ex Para a água M 00180152 kgmol T0 37315 K e HV 40656 Jmol e assim Keb 051299 K kgmol Constante Ebulioscópica 86 A osmometria estuda a pressão osmótica de soluções Osmose é a denominação dada ao fenômeno da difusão do solvente através de membranas Inicialmente vamos separar um copo de Becker em dois compartimentos com uma membrana semipermeável Colocase em seguida água num compartimento e solução saturada de sal no outro de maneira que o nível dos líquidos seja o mesmo Após alguns minutos podemos observar que o nível no compartimento com a solução saturada de sal é mais alto enquanto o compartimento com água está mais baixo que o início Nessa experiência vêse que a água passou através da membrana para o compartimento de sal Esta passagem de água através da membrana semipermeável é denominada de osmose OSMOMETRIA 87 Se a experiência for realizada utilizandose duas soluções de sal de diferentes concentrações podese verificar que ocorre a difusão do solvente da solução mais diluída para a mais concentrada Osmose é a passagem de um solvente para uma solução mais concentrada deste mesmo solvente através de uma membrana semipermeável A osmose sempre ocorre através de uma membrana semipermeável do solvente em direção ao soluto ou da solução mais diluída para a solução mais concentrada 89 Classificação de membranas a Quanto à permeabilidade Membranas permeáveis são membranas que deixam difundir o solvente e o soluto Membranas semipermeáveis são membranas que deixam difundir apenas o solvente impedindo a difusão do soluto Membranas impermeáveis são membranas que não deixam difundir nem o solvente e nem o soluto Pressão osmótica π 90 b Quanto à origem Membranas naturais são membranas de origem animal ou vegetal como o pergaminho o papel de celofane e a bexiga de porco As membranas naturais não são empregadas no estudo dos fenômenos osmóticos quando se exige precisão nos resultados uma vez que não são perfeitamente semipermeáveis e deixam difundir também pequenas quantidades de soluto Membranas artificiais são membranas de origem industrial e são mais usadas devido a sua semipermeabilidade ser mais perfeita A membrana de TraubePfefffer é uma das mais importantes e consiste de um cilindro de porcelana porosa impregnado de ferrocianeto de cobre II Expressão para π Condição geral de equilíbrio μ do solvente puro μ da solução μ⁰TP μTPπx Considerando a solução ideal μ⁰TPπ RT ln x μ⁰TP 1 93 Considerando que líquidos são pouco compressíveis ou seja V não varia com a P temse Equação fundamental dG SdT VdP dμ SdT VdPT cte dμ VdP dμ⁰ V⁰ dP Integrando μ⁰TPπ μ⁰TP dμ⁰ Pπ P V⁰ dP 95 Medida da Pressão Osmótica A medida da pressão osmótica é útil para a determinação das massas molares de substâncias pouco solúveis no solvente ou que possuam massas molares elevadas como por exemplo proteínas polímeros de vários tipos e coloides A 25C o produto RT é próximo de 2480 Jmol Assim para 1 molL de solução c 1000 molm3 temos n cRT 248 x 106 Pa 245 atm Esta pressão corresponde a uma coluna hidrostática da ordem de 240 m Numa determinação de massa molar se w2 é a massa de soluto dissolvida no volume V então π w2RTM2V Soluções ideais são diluídas ln x ln1x₂ x₂ x₂ n₂n₁n₂ n₂n₁ π RTn₂V⁰ V⁰ V⁰n₁ π c₂RT Equação de vant Hoff para a pressão osmótica C₂ concentração em molL do soluto R 0082 LatmmolK π atm R 8314 JKmol π Pa Exemplo Para o CCl₄ keb 503 Kkgmol e kf 318 Kkgmol Ao se colocar 30 g de uma substância em 100 g de CCl₄ o ponto de ebulição elevase de 060 K Sabendose que a densidade do CCl₄ é 159 gcm³ e a sua massa molar é 153823 gmol Calcule a O abaixamento crioscópico b O abaixamento relativo da pressão de vapor c A pressão osmótica da solução a 25ºC d A massa molar da substância 97 Soluções com mais de um componente volátil Para mais de uma substância volátil a pressão total do sistema será dada pela soma das pressões parciais dos diversos componentes na solução A Lei de Raoult estabelece que 98 Propriedades importantes da solução ideal O calor do processo de mistura dos componentes puros para formar a solução é zero A variação de volume no processo de mistura também é zero Lei de Raoult O potencial químico em soluções ideais 99 A forma analítica da equação para o potencial químico em soluções é idêntica à equação para gás ideal em misturas Portanto podese escrever 100 A solução diluída ideal A solução ideal obedece à Lei de Raoult em todo intervalo de concentração Exemplo Benzeno Tolueno 101 Soluções binárias de componentes voláteis a Temperatura constante Frações na fase líquida 102 Considerando o componente 1 mais volátil Frações na fase vapor y₁ y₂ 1 Lei de Dalton P₁ y₁P e P₂ y₂P y₁ P₁P e y₁ x₁P₁⁰P₂⁰ x₁P₁⁰ P₂⁰ Fração molar do componente 1 na fase vapor y₁ x₁P₁⁰P₂⁰ x₁P₁⁰ P₂⁰ Substituindo o valor de x₁ x₁ y₁P₂⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ em P P₂⁰ P₁⁰ P₂⁰x₁ temse P P₂⁰ y₁P₂⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ P₁⁰ P₂⁰ P P₂⁰P₁⁰P₁⁰ y₁P₂⁰ P₁⁰ P fracP02P01P01 y1P02 P01 Somando os dois gráficos temse 107 Mudança de estado quando se reduza Pressão isotermicamente Composição da fase líquida A Regra da Alavanca alnliq n1nliqN n1liqnliqnliq Multiplicando aI por nliq e av por nvap temse 111 Regra da Alavanca Utilizada para encontrar a quantidade relativa das fases 1 localizase o ponto a composição e a temperatura no diagrama 2 trace a isoterma ou linha de amarração na região bifásica 3 aplique a regra da alavanca 112 Diferença entre composição e quantidade relativa Quantidade relativa é a quantidade relativa das fases presentes em um determinado ponto regra da alavanca Composição é a composição do ponto em função dos componentes do sistema leitura direta feita no eixo da abscissa Dois líquidos A e B formam uma solução ideal A uma determinada temperatura a pressão de vapor de A puro é 200 mmHg enquanto que a de B puro é de 75 mmHg Se o vapor sobre a mistura consistir de 50 mol por cento de A qual a porcentagem molar de A no líquido Exercício de Aplicação 113 A 312C temos os seguintes dados Composto Propano nbutano Pressão de vapor p mmHg 1200 200 a Calcule a fração molar de propano na mistura líquida que entra em ebulição a 312 C sob uma pressão de 760 mmHg b Calcule a fração molar de propano no vapor em equilíbrio com o líquido em a Os diagramas de temperaturacomposição são muito úteis para analisar separações de misturas voláteis por destilação fracionada O diagrama a seguir referese à mistura hexanoheptano A partir deste diagrama responda aos itens a seguir a Qual a temperatura de ebulição e a composição das fases líquida e vapor que estão em equilíbrio quando se tem quantidades iguais destas fases para um sistema de fração molar do hexano igual a 05 b Na temperatura de 410 K calcule a fração molar do hexano e do heptano no sistema sabendo que a razão entre o número de moles da fase vapor e da fase líquida é 07 115 Determine as fases presentes proporção e composição para o diagrama Cu Ni na temperatura de 1250ºC com composição inicial de 40 Ni e 60 Cu TK 116 Mudança de estado quando se reduz a Pressão isotermicamente Ponto A somente fase L presente Ponto B aparece os primeiros traços de V Ponto C 2 fases presentes L V Composição L a e V b Quantidade das fases regra da alavanca L cvab e V acab Ponto D restam apenas traços de L Ponto E somente V presente cuja composição é a mesma do L inicial 117 Mudança de estado com o aumento da Temperatura Ponto P aparecem os primeiros traços de V cuja composição é y V é muito mais rico do que L em componente 1 que é o componente mais volátil 118 M é aquecido até que metade do material esteja presente como V e a outra metade permaneça L O vapor é removido e condensado formando um destilado D Destilação Fracionada 119 D é aquecido até que metade evapore O vapor é removido e condensado obtendose um destilado D e um resíduo R A continuação do processo leva a um D quase puro do L mais volátil e a um R constituído pelo L menos volátil quase puro 120 Azeótropos Mistura de duas ou mais substâncias que a uma certa composição possui um ponto de ebulição constante e fixo como se fosse uma substância pura por isso seus componentes não podem ser separados por um processo de destilação simples do grego ferver sem variação Misturas que apresentam desvios da Lei de Raoult A mistura correspondente à pressão de vapor máxima ou mínima é denominada mistura azeotrópica ou azeótropo Mistura ideal Mistura com azeótropo de mínimo Mistura com azeótropo de máximo