Misturas
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MISTURAS. Consideração inicial: A mistura não pode ser iônica. (Ex.: H 2 O + CH 3 CH 2 OH; CH 3 COCH 3 + CH 3 OH; etc) Medidas de concentração: Concentração molar (molL -1 ) c i = n i /V Molalidade (m, molal) b i = n i /m solvente(kg) Fração molar x i = n i /n T.

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MISTURAS

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Presentation Transcript


Misturas

MISTURAS

  • Consideração inicial: A mistura não pode ser iônica. (Ex.: H2O + CH3CH2OH; CH3COCH3 + CH3OH; etc)

  • Medidas de concentração:

    • Concentração molar (molL-1)

      • ci = ni/V

  • Molalidade (m, molal)

    • bi = ni/msolvente(kg)

  • Fração molar

    • xi = ni/nT


  • Grandezas parciais molares

    Grandezas Parciais Molares

    • As móléculas interagem diferentemente quando pura e quando em uma mistura

    • ex.: água/etanol

      • o volume parcial molar varia conforme a composição da mistura.

  • *MUDANÇA DO AMBIENTE QUÍMICO*

  • Água em água : 1 mol  18cm3

  • Água em etanol : 1 mol  14cm3


  • Misturas

    Volume total (mistura de A + B) - fig 6.1

    V = nAVA + nBVB

    VA = volume parcial molar de A

    VB = volume parcial molar de B

    Ex.: qual o volume final de uma solução contendo 50g de água e 50g de etanol?


    Misturas

    ENERGIA DE GIBBS PARCIAL MOLAR

    Na mistura: G = nAGA + nBGB

    Cada componente possui sua energia de Gibbs molar.

    GA = AGB = B

    G = nA A + nB B

    VARIAÇÃO DO POTENCIAL QUÍMICO COM A PRESSÃO (G = Vmdp - SmdT)

    Gm = Gm(Pf) - Gm(Pi)

    Para o gás ideal

    Gm(Pf) = Gm(Pi) + RTln(Pf/Pi)


    Misturas

    Considerar:

    P = pressão padrão (Pi); Pf = pressão de interesse (P).

    Gm(P) = Gm+ RTln(P/ P)

    Em uma mistura de gases P é a pressão parcial do gás e Gm é o potencial químico do gás.

    i = + RTlnPi

    • Quanto maior a pressão parcial de um gás maior será seu potencial químico.

    • P significa que mais quimicamente ativa será a substância.


    Misturas

    • O potencial químico significa a tendência em reagir;

      • Se a pressão e alta a substância ganha mais “vigor” químico;

  • Um sistema está em equilíbrio quando o potencial químico de cada substância tem o mesmo valor em cada fase onde a substãncia existe.

    • Ex.: Duas fases em equilíbrio:

    • ETOH(l) + água(l) ETOH(g) + água(g)

      • (l)(g)

  • (l) = (g)

  • {

    {

    Uma substância está em equilíbrio quando seu potencial químico é o mesmo em todas as regiões do sistema


    Misturas

    • A FORMAÇÃO ESPONTÂNEA DE MISTURA

    • Exemplo explicativo: gás perfeito

      • Separados

        • nA, T, P / nB, T, P

        • Gi = nAA + nBB (no início)

        • Gi = (nAA + nARTlnP) + (nBB + nBRTlnP)

        • Gi = nA(A + RTlnPi) + nB(B + RTlnPi)

      • Os dois gases juntos

      • PT = P Lei de Dalton: Pi = Ptxi

        • Gf = nA(A + RTlnxAP) + nB(B + RTlnxBP)

      • G = Gf - Gi


    Misturas

    • G = RT(nAlnxA + nBlnxB)

    • lnx<0  G < 0  Assim, podemos concluir que gases ideais se misturam em qualquer proporção.

    • G = H - T S  H = 0

    • G = - T S , substituindo

    • S = -R(nAlnxA + nBlnxB)

    • Deste modo o volume final é a soma exata dos volumes dos constituintes. Não há contração nem expansão, Assim a variação do volume é zero (V = 0).

    • A diminuição do potencial químico é puramente entrópico.

    • Mostrar graficamente


    Solu o ideal

    SOLUÇÃO IDEAL

    LEI DE RAOULT

    “A razão entre a pressão parcial de vapor de cada componente em uma solução e a pressão de vapor do componente puro é aproximadamente igual à fração molar deste componente na solução”.

    PJ = xJPJ*


    Misturas

    “Quando uma solução obedece a lei de Raoult a solução é dita ideal”


    Misturas

    Esta equação mostra que o potencial químico do solvente é menor numa solução do que quando puro.

    *Entretanto, nenhuma solução é perfeitamente ideal  a Lei de Raoult é uma lei limite.


    Misturas

    Exemplo: mistura de dissulfeto de carbono (CS2) e acetona (CH3COCH3)


    Misturas

    • SOLUÇÃO DILUIDA IDEAL

    • Lei de Henry

    • “A pressão de vapor de um soluto volátil B é proporcional à sua fração molar na solução”

      • PB = xBKB, onde KB é uma constante característica


    Misturas

    Pbenzeno= xbenzenoP*benzeno = (0,500)(95,1mmHg) = 47,6mmHg

    Ptolueno= xtoluenoP*tolueno = (0,500)(28,4mmHg) = 14,2mmHg

    Psolução = Pbenzeno + Ptolueno = 47,6mmHg + 14,2mmHg = 61,8mmHg

    Composição do vapor em equilíbrio:

    Ybenzeno= Pbenzeno/ Ptotal = 47,6mmHg / 61,8mmHg = 0,770

    Ytolueno= Ptolueno/ Ptotal = 14,2mmHg / 61,8mmHg = 0,230

    Exercício: Uma solução é formada pela mistura de benzeno e tolueno. Sendo que xbenzeno= 0,500, determine a Ptotal da solução.

    Dados: P*tolueno= 28,4 mmHg e P*benzeno= 95,1mmHg a 25ºC.

    Qual é a Psolução? E qual é a composição do vapor em equilíbrio com esta solução?


    Misturas

    • A solubilidade de um gas em um líquido é inversamente proporcional a temperatura;

    • A solubilidade de um gás em um líquido é proporcional à pressão exercida por este gás na interface com o líquido.


    N o existe solu o ideal

    Não Existe Solução Ideal

    Para soluções reais deve ser utiliuzada a atividade no lugar da fração molar

    ATIVIDADE (fugacidade, é uma medida do potencial químico)

    j = jo + RT ln aj

    • Concentração efetiva:

    • Se a solução for ideal aj = xj;

    • Se a solução for diluida ideal aj = [J], concentração;

    • Se a solução não for ideal: aj = jxj,onde  é o coeficiente de atividade.

    • para soluto (Lei de Henry) j  1 quando [J]  0

    • Para solvente (Lei de Raoult) i  1 quando xi  1


    Propriedades coligativas depende do conjunto

    PROPRIEDADES COLIGATIVAS(Depende do conjunto)

    • A adição de um soluto modifica as propriedades do solvente:

      • Abaixamento da pressão de vapor - efeito tonoscópico;

      • O abaixamento da temperatura de solidificação - efeito crioscópico;

      • A elevação da temperatura de ebulição - efeito ebulioscópico;

      • Surgimento da pressão osmótica.


    T eb k eb b eb eleva o do ponto de ebuli o t f k f b eb abaixamento do ponto de congelamento

    Teb = Kebbeb(elevação do ponto de ebulição)Tf = Kfbeb(abaixamento do ponto de congelamento)


    Misturas

    Ex.: Calcule o abaixamento crioscópico para uma solução de 50g de glicose em 1000g de água.

    Tf = Kfbeb , Kf da água é 1,86Kkgmol-1

    Esta solução congelará em -0,52ºC.

    Faça o cálculo supondo 50g de NaCl.


    Misturas

    Osmose - passagem do solvente para a solução através de uma menbrana semipermeável.

    Pressão osmótica (): é a pressão que deve ser aplicada à solução para interromper o fluxo de entrada do solvente.

    Equação de van’t Hoff

    V = nBRT

    ou

     = cRT


    Solu es eletrol ticas

    Soluções Eletrolíticas

    • As soluções eletrolíticas apresentam propriedades diferentes em relação às soluções não eletrolíticas.

    • Tem relação com o nº de partículas produzidas na dissociação.

    • Eletôlito Forte: NaCl; NaOH; KOH; HCl; HNO3, etc. (dissociação completa)

    • Eletrôlito fraco: CH3COOH; NH3; Pb(CH3COO)2; Hg2I2; Fe(CN)6-2, etc. (dissociação incompleta)

    • condutância x concentração

    • O fator de van’t Hoff (i) = razão entre a propriedade coligativa de um eletrólito em relação a um não eletrólito de mesma concentração.

      • Teb = iKebbeb1  i  nº máximo de espécies ionizaveis

      • Tf = iKfbebex.: NaCl, KBr  máximo de 2

      •  = icRT Na2SO4  máximo de 3


    Misturas

    • Para eletrólitos fracos e eletrólitos fortes diluídos

    • i = 1 + (-1)Onde:  = grau de dissociação;

      •  = nº de partículas.

  • Teoria de Debye-Hückel

  • Soluções extremamente diluídas

  • log = -A |z+||z-| (I)1/2

  • Onde: A = constante, para água vale 0,5092L1/2mol-1/2


  • Diaagrama de fases

    Diaagrama de Fases

    Mistura de líquidos voláteis - equilíbrio líquido-vapor


    Regra da alavanca

    REGRA DA ALAVANCA


    Mistura azeotr pica a mistura entra em ebuli o sem mudar a composi o

    Mistura Azeotrópica - a mistura entra em ebulição sem mudar a composição

    Ex.: HCl/H2O

    Ex.: ETOH/ H2O


    Misturas

    Equilíbrio líquido-líquido

    Equilíbrio entre líquidos parcialmente misciveis - efeito da diminuição da pressão.


    Misturas

    Equilíbrio líquido-sólido e sólido-sólido

    Temperatura eutética - o sólido se funde sem mudar a composição


    Equil brio qu mico

    EQUILÍBRIO QUÍMICO

    Para uma transformação espontânea a temeratura e pressão constanteG < 0.

    REAGENTES  PRODUTOS

    G =  Gproduto -  Greagente

    A reação alcança o equilíbrio na quantidades aproximadamente iguais entre produtos e reagentes

    A reação é quase completa

    A reação não ocorre

    “A intenção é modificar o meio reacional a fim de promover a reação”


    Suponha a rea o aa bb cc dd

    Suponha a reação:aA + bB  cC + dD

    G =  Gproduto -  Greagente

    Na medida em que a reação avança ocorre variação

    no número de moles dos participantes da reação

    Greação = G / n

    Greação = cC + dD - (aA + bB)

    Substituindo: i = i0 + RTlnai

    • Considerando n pequeno para garantir uma variação constante.

    • O potencial químico depende da composição da mistura.

    • G - coeficiente angular


    Misturas

    No equilíbrio Q = K e G = 0


    Exemplo

    Exemplo

    G0r = -RTlnK

    K<<1  A reação é reagente-favorecida

    K>>1  A reação é produto-favorecida


    Misturas

    Calcule a energia de Gibbs padrão e constante de equlíbrio da reação de oxidação da amônia.

    4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO(g) + 6H2O(g)

    Gr =  Gf0produto -  Gf0reagente

    Gr = [4 Gf0 (NO) + 6Gf0 (H2O) ] - [4 Gf0 (NH3 ) + 5Gf0 (O2) ]

    Gr = [4 (+86,55 kJmol-1 ) + 6 (-228,57 kJmol-1 ) ] - [4 (-16,45 kJmol-1 ) + 5 (0) ]

    Gr = -959,42 kJmol-1

    G0r = -RTlnKlnK = -G0r /RT

    K = e-G/RT

    K = 1,473


    Misturas

    Composição de Equlíbrio (avanço)

    N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

    Pressão parcial no início (bar) 1,00 3,00 0

    Variação para alcançar o equilíbrio -x -3x +2x

    Pressão no equilíbrio 1,00-x3,00-3x 2x

    A constante de equlíbrio é 977.


    Misturas

    • aA + bBcC + dD

    • · Quando os coeficientes estequiométricos de uma equação balanceada são multiplicados por algum fator, a constante de equilíbrio para a nova equação é a constante de equilíbrio anterior elevada à potencia do fator de multiplicação.

    • · A constante de equilíbrio de uma reação no sentido diretoé igual a recíprocas no sentido inverso.

    • · Quando duas ou mais equações químicas são somadas para se obter uma equação global, a constante de equilíbrio da equação global é o produto das constantes de equilíbrio das equações somadas.


    Princ pio de le chatelier

    Princípio de Le Chatelier

    Qunado um sistema no equlíbrio é sujeito a uma pertubação, a composição do sistema se ajusta de modo a minimizar o efeito da pertubação.


    Misturas

    Resumo geral

    Resolução do exercício 4.9 do Ortega


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