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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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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
slide3
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?

slide4
ENERGIA DE GIBBS PARCIAL MOLAR

Na mistura: G = nAGA + nBGB

Cada componente possui sua energia de Gibbs molar.

GA = A GB = 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)

slide5
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.
slide6
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

slide7
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
slide8
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*

slide11
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.

slide13
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
slide14
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?

slide15
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)
slide19
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.

slide20
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 = iKebbeb 1  i  nº máximo de espécies ionizaveis
    • Tf = iKfbeb ex.: NaCl, KBr  máximo de 2
    •  = icRT Na2SO4  máximo de 3
slide23
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

slide27
Equilíbrio líquido-líquido

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

slide28
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
exemplo
Exemplo

G0r = -RTlnK

K<<1  A reação é reagente-favorecida

K>>1  A reação é produto-favorecida

slide33
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 = -RTlnK lnK = -G0r /RT

K = e-G/RT

K = 1,473

slide34
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-x 3,00-3x 2x

A constante de equlíbrio é 977.

slide35
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.

slide37
Resumo geral

Resolução do exercício 4.9 do Ortega