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

Química Geral e
Experimental

2º. Sem./2011
Engenharias

© Prof. Nelson Virgilio Aula 06

Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio


- +
- +

- + - +



• 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.

Algumas Propriedades dos
Líquidos

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.


Líquidos
Viscosidade


Líquidos
Tensão superficial

forças de adesão

Tensão superficial
• As moléculas volumosas (no
líquido) são igualmente atraídas
pelas suas vizinhas.

forças de coesão


Líquidos

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.


Líquidos

forças adesão >
forças coesão forças coesão >
forças adesão

Menisco da água comparando com o
menisco do mercúrio

Líquidos

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
O que é que
determina o
estado físico da
matéria?

... 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.

Outros estados físicos da matéria

Adição de energia

sólido líquido gás plasma


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


Outros estados físicos da matéria

Liberação de energia

? sólido líquido gás


... e tem mais ?


Mudanças de Fase

SUBLIMAÇÃO

FUSÃO VAPORIZAÇÃO

CONGELAMENTO CONDENSAÇÃO
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
LIQUEFAÇÃO

DEPOSIÇÃO

A vaporização, pode ocorrer:
• sem bolhas – Evaporação (temp. amb.)
• com bolhas – Ebulição (fervura)


Mudanças de Fase
PROCESSO CALOR
ABSORVIDO
FUSÃO 80 cal/g
VAPORIZAÇÃO 600 cal/g
SUBLIMAÇÃO 680 cal/g
Energia do Sistema

VAPORIZAÇÃO CONDENSAÇÃO
SUBLIMAÇÃO

DEPOSIÇÃO
FUSÃO CONGELAMENTO
PROCESSO CALOR
LIBERADO
CONDENSAÇÃO 600 cal/g
CONGELAMENTO 80 cal/g
DEPOSIÇÃO 680 cal/g


Mudanças de Fase


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.

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.


Curva de aquecimento (Simulação)

No aquecimento
ou no
resfriamento de
substâncias
puras, a
temperatura
permanece
constante
enquanto a
mudança de
estado físico
estiver
ocorrendo


Mudanças de Fase
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


Pressão de Vapor

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
• (a) supondo que não existem
moléculas na fase gasosa – P=0


Pressão de Vapor

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

1 atm


Pressão de Vapor

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).


Diagrama de Fases

• 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 0,0098C e a 4,58 mmHg.
– O ponto de fusão (congelamento) é 0C.
– O ponto de ebulição normal é 100C.
– O ponto crítico é 374C e 218 atm.


Diagrama de Fases

• Dióxido de carbono:
– O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm.
– O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2
sublima, ele não funde.)
– O ponto crítico ocorre a 31,1C 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
• 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


Cristais Líquidos

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?


Sólidos
Estrutura
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.
Como podemos provar isso ?
• Através da técnica chamada ...
• Difração de Raio X
• Como ondas revelam a estrutura atômica
de cristais?

Sólidos
Estrutura
Conhecendo a Difração de Raio X


Sólidos
Estrutura
Conhecendo a Difração de Raio X

• Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais?

Difração Desvio do nφ = 2d
de Raio X Raio X senθ

É baseado num conceito muito simples ... Qualquer
radiação eletromagnética pode sofrer desvio de sua
Max von Laue trajetória, basta passar por uma barreira “grade de
1879 - 1960 difração”. Entendeu ? A “grade de difração” é uma
série de objetos (lentes ou átomos) colocados de uma
maneira regular a uma distância aproximadamente
© Prof. Nelson Virgilio
igual ao comprimento de onda da radiação Aula 06

Sólidos
Estrutura


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.


Estruturas dos sólidos
Célula unitária


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.


Ligação nos sólidos

• 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.



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


Na Próxima Aula Veremos ...

Química Geral e Exp

• Aula Prática – 3º.Experimento - ?

•Aula 14 - Estados da Matéria - Sólidos,
Líquidos e Gases (continuação)


Conteúdo da Apresentação

• Conteúdo baseado no
Livro Texto

• Click na imagem para
visitar o site do livro

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


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/

Contato

Prof. Nelson Virgilio

Engenheiro Químico – UFBA
Esp. Processos Petroquímicos e Eng. Química
(Bolonha-Itália)

nelsonvcf@hotmail.com

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

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