Aula 07 estados da materia - sólidos, líquidos e gases - 16.03

Aula 06 © Prof. Nelson Virgilio

Química Geral e Experimental

2º. Sem./2011

Engenharias


Ligação de hidrogênio

Forças Intermoleculares




+ - + -

+ - + -



• As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:

– Flutuação do gelo

• Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos;

• Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos.

• O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H.

• Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água.

• Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å.

• O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å.

• O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto.

• Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O.



Viscosidade

• Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir.

• Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras.

• Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a

viscosidade.

Algumas Propriedades dos Líquidos


Viscosidade



Tensão superficial


Tensão superficial

• As moléculas volumosas (no

líquido) são igualmente atraídas

pelas suas vizinhas.

forças de adesão

forças de coesão


Tensão superficial

• As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no

sentido das moléculas volumosas.

– Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais

densamente empacotadas do que as moléculas volumosas.

• A tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área

superficial de um líquido.

• As forças de coesão ligam as moléculas entre si.

• As forças de adesão ligam as moléculas a uma superfície.




Menisco da água comparando com o menisco do mercúrio

forças coesão > forças adesão

forças adesão > forças coesão


Tensão superficial

• Menisco é a forma da superfície do líquido.

– Quando as forças de adesão entre o líquido e a superfície

(vidro) são mais fortes do que as forças de coesão do líquido, a

superfície do líquido é atraída para a superfície do recipiente.

Portanto, o menisco tem formato de U (ex.: água em um copo).

– Quando as forças de coesão são maiores do que as forças de

adesão, o menisco é curvo para baixo (ex.: Hg).

• Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água, o menisco puxa a água para o topo do tubo.



Mudanças de Fase

... é a proximidade das partículas que a constitui. Essa característica obedece a fatores como: Força de Atração: as moléculas se aproximem umas das outras. Força de Repulsão: as moléculas se afastem umas das outras.

O que é que determina o

estado físico da matéria?


Outros estados físicos da matéria

sólido líquido gás plasma

Adição de energia


PLASMA - 4º. estado físico da matéria

• Composição das estrelas e do Cosmo

• Raios

• Aurora Boreal

• Lâmpadas fluorescentes

• TV Plasma

o plasma se caracteriza pela presença de íons superaquecidos que constituem o chamado gás ionizado, uma forma diferente

do estado gasoso

http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Plasma-lamp_2.jpg


sólido líquido gás ?

Liberação de energia

Outros estados físicos da matéria


... e tem mais ?


SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

DEPOSIÇÃO

FUSÃO VAPORIZAÇÃO

CONGELAMENTO CONDENSAÇÃO

SUBLIMAÇÃO

A vaporização, pode ocorrer:

• sem bolhas – Evaporação (temp. amb.)

• com bolhas – Ebulição (fervura)

LIQUEFAÇÃO

Mudanças de Fase


Mudanças de Fase

VAPORIZAÇÃO CONDENSAÇÃO

FUSÃO CONGELAMENTO

SU

BL

IMA

ÇÃ

O

PROCESSO CALOR

ABSORVIDO

FUSÃO 80 cal/g

VAPORIZAÇÃO 600 cal/g

SUBLIMAÇÃO 680 cal/g D

EP

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O

En

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do S

iste

ma

PROCESSO CALOR

LIBERADO

CONDENSAÇÃO 600 cal/g

CONGELAMENTO 80 cal/g

DEPOSIÇÃO 680 cal/g


Mudanças de Fase


Variações de energia acompanhado as

mudanças de fase

• Processos com Absorção de Calor

• Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica).

• Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica).

• Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).

• Processos com Liberação de Calor

• Deposição: Hdep < 0 (exotérmica).

• Condensação: Hcond < 0 (exotérmica).

• Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica).

Mudanças de Fase


Variações de energia acompanhando as

mudanças de fase

• Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do que o

calor de vaporização :

– mais energia é gasta para separar completamente as moléculas

do que para separá-las parcialmente.

Mudanças de Fase

PROCESSO CALOR

ABSORVIDO

FUSÃO 80 cal/g

VAPORIZAÇÃO 600 cal/g

SUBLIMAÇÃO 680 cal/g


Mudanças de Fase


Curvas de aquecimento

• O gráfico de variação da temperatura versus calor fornecido é uma

curva de aquecimento.

• Durante a mudança de fase, a adição de calor não provoca

nenhuma variação na temperatura.

– Esses pontos são usados para calcular o Hfus e o Hvap.

• Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo

de seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido.

• Atingido através da manutenção da temperatura baixa e do

aumento da energia cinética para a quebra das forças

intermoleculares.

Mudanças de Fase


Curva de aquecimento (Simulação)

No aquecimento ou no

resfriamento de substâncias

puras, a temperatura permanece constante

enquanto a mudança de estado físico

estiver ocorrendo


Temperatura e pressão críticas

• Existe uma diferença entre vapor e gás ?

• O gás é um estado da matérial onde seus constituintes se encontram

muito afastado (baixa interação)

• Como uma substância gasosa pode passar para o estado líquido?

• Abaixando a “T” ou aumentando a “P”

• Dados experimentais demonstram que para cada substância existe

uma Temperatura Crítica acima da qual ela só pode retornar ao

estado líquido com o abaixamento da “T” (a “P” não atua)

• Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um

gás utilizando pressão.

• Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação.

Mudanças de Fase


Temperatura e pressão críticas

Mudanças de Fase


Explicando a pressão de vapor no nível

molecular

• Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia

suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso.

• Essas moléculas se movimentam na fase gasosa.

• À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa,

algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao

líquido.

• Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de

vapor.

Pressão de Vapor


Explicando a pressão de vapor no nível

molecular

Pressão de Vapor

• (a) supondo que não existem

moléculas na fase gasosa – P=0


Explicando a pressão de vapor no nível molecular

• Equilíbrio termodinâmico: o ponto em que tantas moléculas

escapam da superfície quanto as que atingem.

• A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor

estão em equilíbrio dinâmico.

Volatilidade, pressão de vapor e temperatura

• Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora.

• As substâncias voláteis evaporam rapidamente.

Pressão de Vapor


Volatilidade, pressão de

vapor e temperatura

• Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética

média, mais rapidamente o líquido evaporará.

Pressão de Vapor


Volatilidade, pressão de vapor e temperatura

Pressão de Vapor


Pressão de Vapor

1 atm


Pressão de vapor e ponto de ebulição

• Os líquidos entram em ebulição quando a pressão externa se iguala

à pressão de vapor.

• A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a

pressão aumenta.

Pressão de Vapor


Pressão de vapor e ponto de ebulição

• Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a

temperatura ou diminuir a pressão.

– As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão o

ponto de ebulição da água é mais alto do que a 1 atm.

Conseqüentemente, há uma temperatura mais alta em que a

comida é cozida, reduzindo o tempo necessário de cozimento.

• O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1

atm).

Pressão de Vapor


• Diagrama de fases: gráfico da pressão versus temperatura

resumindo todos os equilíbrios entre as fases.

• Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de fases nos

dizem qual fase existirá.

• Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em

uma curva representa uma fase única.

Diagrama de Fases


Diagrama de Fases


• Características de um diagrama de fases:

– (A) Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três

fases estão em equilíbrio.

– (B) Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás.

– (C) Ponto de equilíbrio sólido-gás

– (D) Ponto de equilíbrio sólido-líquido

– Curva de pressão-vapor: geralmente, à medida que a pressão

aumenta, a temperatura aumenta.

– Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a

fase sólida é favorecida, se o sólido é mais denso do que o

líquido.

– Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm.

Diagrama de Fases


Diagramas de fases de H2O e CO2

Diagrama de Fases



• Água:

– A curva do ponto de fusão inclina para a esquerda porque o gelo

é menos denso do que a água.

– O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 4,58 mmHg.

– O ponto de fusão (congelamento) é 0C.

– O ponto de ebulição normal é 100C.

– O ponto crítico é 374C e 218 atm.

Diagrama de Fases



• Dióxido de carbono:

– O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm.

– O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2

sublima, ele não funde.)

– O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm.

Diagrama de Fases


Extração por fluído supercrítico

• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C

Diagrama de Fases


Extração por fluído supercrítico

• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C

Diagrama de Fases

• O material a ser processado é colocado no extrator. O material que se deseja extrair dissolve-se no CO2 supercrítico a alta “P”; a seguir é precipitado no separador quando a pressão de CO2 for reduzida. O CO2 é reciclado por compressor com uma quantidade fresca de material no extrator


O que são os Cristais Líquidos?

• O Cristal Líquido é um estado da matéria intermediário entre o estado sólido e o líquido: um estado mesomórfico (do Grego mesos morphe: entre dois estados).

• O cristal líquido também pode ser definido como sendo um líquido 'orientacionalmente ordenado' ou um sólido 'posicionalmente desordenado‘.

Cristais Líquidos


O que são os Cristais Líquidos?

Cristais Líquidos


O que é um sólido ?

• Parece óbvio áte uma criança tem uma boa explicação

• Mas para um químico, temos que olhar para sua

estrutura atômica, então …

• “Um sólido é uma substância que apresenta suas partículas

constituintes dispostas num arranjo regularmente

ordenado”

Sólidos

Estrutura


Seria correto afirmar que os sólidos apresentam

volumes e formas definidas ?

• Será ?!

• E a dilatação térmica ?

• Sob o efeito da Pressão o que acontece ?

Sólidos

Estrutura


O que são cristais ?

• Um cristal é um sólido formado por arranjos internos de átomos e moléculas regularmente repetidas, e é distinguido pelas suas faces externas planas.

Sólidos

Estrutura

Como podemos provar isso ?

• Através da técnica chamada ...

• Difração de Raio X

• Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais?


Conhecendo a Difração de Raio X

Sólidos

Estrutura


Conhecendo a Difração de Raio X

• Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais?

Sólidos

Estrutura

Max von Laue 1879 - 1960

Difração de Raio X

Desvio do Raio X

nφ = 2d senθ

É baseado num conceito muito simples ... Qualquer radiação eletromagnética pode sofrer desvio de sua trajetória, basta passar por uma barreira “grade de difração”. Entendeu ? A “grade de difração” é uma série de objetos (lentes ou átomos) colocados de uma maneira regular a uma distância aproximadamente igual ao comprimento de onda da radiação


Sólidos

Estrutura


• A Difratometria de raio X é uma das principais técnica de caracterização microestrutural de matérias cristalinos • engenharia e ciências dos materiais • engenharias metalúrgicas, química e de minas • geociências

Sólidos

Estrutura


Células unitárias

• Sólido cristalino: arranjo definido e bem ordenado de moléculas,

átomos ou íons.

• Os cristais têm uma estrutura ordenada, que se repete.

• A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária.

• A célula unitária é a menor unidade com toda a simetria de um

cristal inteiro.

• Uma pilha tridimensional de células unitárias é a rede cristalina.

Sólidos

Estrutura


Célula unitária

Estruturas dos sólidos


Células unitárias • Três tipos comuns de células unitárias.

– Cúbica primitiva, átomos nas extremidades de um cubo simples,

• cada átomo é compartilhado por oito células unitárias.

– Cúbica de corpo centrado (ccc), átomos nos vértices de um cubo mais um no centro do corpo do cubo.

• Os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e o átomo central está completamente incluso em uma célula unitária.

– Cúbica de face centrada (cfc), átomos nas extremidades de um cubo mais um átomo no centro de cada face do cubo.

• os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e os átomos das faces são compartilhados por duas células unitárias.



Células unitárias



A estrutura cristalina do cloreto de sódio

• Duas maneiras equivalentes de definir a célula unitária:

– os íons de Cl- (maiores) estão nas extremidades da célula, ou

– os íons de Na+ (menores) estão nas extremidades da célula.

• A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a mesma para o

cristal. No NaCl, cada célula unitária contém o mesmo número de

íons de Na+ e de Cl-.

• Observe que a célula unitária para o CaCl2 precisa de duas vezes

mais íons Cl- do que íons Ca2+.



A estrutura cristalina do cloreto de sódio



Empacotamento denso de esferas

• Os sólidos têm forças intermoleculares máximas.

• As moléculas podem ser modeladas por esferas.

• Os átomos e íons são esferas.

• Os cristais moleculares são formados através de empacotamento

denso de moléculas.

• Racionalizamos a força intermolecular máxima em um cristal

através do empacotamento denso de esferas.




• Quando as esferas são empacotadas da maneira mais densa

possível, há pequenos espaços entre as esferas adjacentes.

• Os espaços são denominados orifícios intersticiais.

• Um cristal é formado pela superposição de camadas de esferas

densamente empacotadas.

• Existe apenas uma posição para a segunda camada de esferas.




• Existem duas opções para a terceira camada de esferas:

– A terceira camada fica eclipsada com a primeira (arranjo

ABAB). Esse é chamado de empacotamento denso hexagonal

(edh).

– A terceira camada está em uma posição diferente em relação à

primeira (arranjo ABCABC). Esse é chamado de

empacotamento denso cúbico (edc).




• Cada esfera é cercada por 12 outras esferas (6 em um plano, 3

acima e 3 abaixo).

• Número de coordenação: é o número de esferas que cerca

diretamente uma esfera central.

• Os empacotamentos densos hexagonal e cúbico são diferentes das

células unitárias cúbicas.

• Se são utilizadas esferas de tamanhos diferentes, as esferas

menores são colocadas em orifícios intersticiais.



• Existem quatro tipos de sólidos:

– Moleculares (formados a partir de átomos ou moléculas) –

normalmente macios, com pontos de ebulição baixos e

condutividade ruim.

– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com

pontos de fusão muito altos e condutividade ruim.

– Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, com pontos

de ebulição altos e condutividade ruim.

– Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – macios ou

duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis e

dúcteis.

Ligação nos sólidos


Sólidos moleculares

• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e

ligações de H.

• Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de

fusão.

• Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam

sólidos moleculares em baixa temperatura.

• O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas

não são esferas regulares).



Sólidos covalentes

• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e

ligações de H.

• Átomos mantidos unidos em redes grandes.

• Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC)

e nitrito de boro (BN).

• No diamante:

– Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4;

cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de

átomos.

– O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 C).



Sólidos covalentes



Sólidos covalentes


Fulereno Nanotubos


Sólidos covalentes

• No grafite

– cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano;

– camadas de anéis interconectados são sobrepostas;

– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno

(1,42 Å versus 1,395 Å no benzeno);

– a distância entre as camadas é grande (3,41 Å);

– Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom

condutor).



Sólidos iônicos

• Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de

atração.

• Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.



Sólidos iônicos



Sólidos iônicos

• A estrutura do NaCl

• Cada íon tem um número de coordenação igual a 6.

• Rede cúbica de face centrada.

• A proporção cátion-ânion é 1:1.

• Exemplos: LiF, KCl, AgCl e CaO.

• A estrutura do CsCl

• O Cs+ tem um número de coordenação igual a 8.

• Diferente da estrutura do NaCl (o Cs+ é maior que o Na+).

• A proporção cátion-ânion é 1:1.



Sólidos iônicos

• Estrutura da blenda de zinco

• Exemplo típico é o ZnS.

• Os íons de S2- adotam um arranjo cfc.

• Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4.

• Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons

de Zn2+.

• Exemplo: CuCl.



Sólidos iônicos

• Estrutura da fluorita

• Exemplo típico CaF2.

• Os íons de Ca2+ tem um arranjo cfc.

• Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula

unitária.

• Exemplos: BaCl2, PbF2.



Sólidos metálicos • Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh,

cfc ou ccc.

• O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12.

• Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e não há elétrons suficientes para ligações covalentes.

• Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de elétrons.

• Os metais conduzem porque os elétrons estão deslocalizados e são volúveis.



Onde Estudar a Aula de Hoje

Nos Livros

• BRADY, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral - Vol.1. LTC,

2006. – Cap. 4 – Ligação Química Conceitos Gerais e Cap. 5 – Ligação Covalente e Estrutura Molecular

• RUSSELL, John B., Química Geral – Vol.1. MAKRON Books, 2ª. Edição – Cap. 4 – Gases, Cap. 9 – Sólidos e Cap.10 – Líquidos e Mudanças de Estado

• Q.Geral Ap. a Eng. – Cap.8 – Moléculas e Materiais

Na Internet

• O Estado Gasoso – Aula Virtual (UFSC)

•http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html

http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html


Na Próxima Aula Veremos ...

• Aula Prática – 3º.Experimento - ?

•Aula 14 - Estados da Matéria - Sólidos,

Líquidos e Gases (continuação)

Química Geral e Exp


Conteúdo da Apresentação

• BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 11 – Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos

• Click na imagem para visitar o site do livro

• Conteúdo baseado no Livro Texto

http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880149.cw/index.html


Referências - Animações

• Slide 10 – animação da molécula da água e formação das ligações de hidrogênio - http://www.johnkyrk.com/

• Slide 30 – Simulação da curva de aquecimento da água – LAPEQ – Laboratório de Pesquisa e Ensino de Química e Tecnologias Educativas – FEUSP - http://quimica.fe.usp.br/

• Slide 40 – Animação – Diagrama de Fases – Recursos visuais do Livro Texto – Química A Ciência Central, disponível no link: http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/

• Slides 56 e 57 – Animações - A difração de raios X por um cristal de acordo com a teoria de W. L. Bragg (Cap. 04 Fig. 4.1) e Fotos de dois aparelhos de difratometria de raios X: um produzido em 1922 (a) e outro (b) em 2005. - http://www.cienciadosmateriais.org/

http://www.johnkyrk.com/

http://quimica.fe.usp.br/

http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/

http://www.cienciadosmateriais.org/


Contato

•87

Prof. Nelson Virgilio

Engenheiro Químico – UFBA

Esp. Processos Petroquímicos e Eng. Química (Bolonha-Itália)

[email protected]

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