Estude EAD

Quimica Geral Semana 04

Videoaula 13 – Gases

Nesta aula foi apresentado as propriedades dos gases, a natureza dos gases suas leis. Vimos também as aplicações destas Leis, Os gases ideais e reais.

Na natureza dos gases, a atmosfera é o gás mais importante porque ela protege a radiação, no caso o ozônio. Nos fornece oxigênio, nitrogênio, dióxido de carbono e água. Na tabela periódica existem 11 elementos que são gases em condições normais. O fato dos gases serem facilmente compressíveis e preencherem o espaço disponível sugere que suas moléculas estão muito afastadas umas das outras e em movimento caótico incessante. Podemos dizer então que as partículas estão organizadas porém afastadas umas das outras, sem sofrerem influencia das outras partículas. Quando comprimidas, geram uma pressão que é a razão entre a força exercida pelo gás em uma determinada área. Na Lei dos gases, o cientista Robert Boyle (1662), fez uma relação do efeito da pressão sobre o volume, chamada Lei de Boyle. Onde o volume é inversamente proporcional à pressão. Outros Cientistas Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac, fazem menção à outras relações onde a temperatura afeta pressão, volume e densidade. Trazendo mais algumas informações com o Princípio de Avogadro, as mesmas condições de temperatura e pressão um determinado número de moléculas de gás ocupam o mesmo volume, independente de sua identidade química. Na Lei dos gases ideais, as três propriedades de um gás podem ser combinadas, onde surge a equação P V = n R T, onde R = constante dos gases (não depende da natureza). O Gás ideal obedece a lei dos gases dada pela equação de estado. As condições normais de temperatura e pressão (CNTP) são 298,15 K e 1 bar e as condições de temperatura e pressão padrões são 0 o C (273,15 K) e 1 atm. Sobre pressão parcial de um gás, é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho o recipiente. Já a pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. Então, a pressão parcial de um gás está relacionada à pressão total pela fração molar: P A = x A P. O movimento das moléculas são feitas pela Difusão ( É a dispersão gradual das partículas numa substância como o ar. Exemplo: cheiro de perfume no ar) e Efusão ( Movimento caótico das partículas, onde ocorre uma pressão e tende a ir para um espaço onde essa pressão é menor). Com isso, teremos um modelo cinético dos gases onde um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório contínuo; As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos; As partículas se movem em linha reta até colidirem; As moléculas não influenciam umas às outras, exceto durante as colisões. Os Gases Reais, ou seja, gases com pressões muito elevadas, no fator de compressão, este gases são formados por átomos ou moléculas sujeitos a atrações e repulsões intermoleculares. As atrações têm um alcance maior do que as repulsões. O fator de compressão é uma medida da força e do tipo de forças intermoleculares. Quando Z > 1, as repulsões intermoleculares são dominantes, e quando Z < 1, as atrações dominam.

Videoaula 14 - Forças intermoleculares

Nesta aula foram discutidas as forças intermoleculares e as origens destas forças. Falou-se sobre forças íon-dipolo, forças dipolo-dipolo, forças de London e ligação de hidrogênio.

Nas origens das forças intermoleculares, as moléculas se atraem e também se repelem. Elas farão esse sistema de atração ou repulsão através das forças Coulombicas, através de cargas positivas e cargas negativas. Os gases as forças intermoleculares têm papel muito pequeno, já os líquidos têm um papel crucial. Quando as forças atrativas juntam as moléculas, formam-se fases condensadas. Com isso, as repulsões dominam em distâncias pequenas.

Nas Forças íon-dipolo, as interações são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam, frequentemente, compostos hidratados. Nas Forças dipolo-dipolo, as moléculas polares participam das interações, que decorrem da atração entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações dipolo-dipolo são mais fracas do que as forças entre íons e diminuem rapidamente com a distância, especialmente das fases líquidas e gás, em que as moléculas estão em rotação. Nas Forças de London, as interações surgem da atração entre os dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos os tipos de moléculas. Sua energia aumenta com o número de elétrons da molécula. Elas se superpõem às interações dipolo-dipolo. Moléculas polares também atraem moléculas não polares através de interações fracas dipolo-dipolo induzido. Falando nesta interação, Dipolo-dipolo induzido são fortemente relacionadas com as interações de London onde as interações funcionam através do mecanismo pelo qual uma molécula polar interage com uma molécula não polar (por exemplo, quando o oxigênio se dissolve em água). Nas interações de van der Waals, as interações intermoleculares que dependem do inverso da sexta potência da distância. As ligações de Hidrogênio ocorrem quando átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força intermolecular.

Videoaula 15 - Estrutura de líquidos e sólidos

Nesta aula foram discutidas as estruturas dos líquidos e dos sólidos. As ordens nos líquidos, viscosidade e tensão superficial para líquidos. Visto também sobre a classificação dos sólidos.

Na estrutura dos líquidos, a ordem nos líquidos a energia cinética das moléculas supera, eventualmente, as forças intermoleculares e as moléculas se movimentam. No líquido, as moléculas só têm ordem de curto alcance, ou seja, não têm ordem de longo alcance. Diferentemente do estado sólido.

Na viscosidade e tensão superficial, um líquido é a resistência ao escoamento. Tensão superficial é a resposta ao empuxo em direção ao corpo do líquido. A superfície de um líquido é nítida porque as forças intermoleculares tendem a manter juntas as moléculas, puxando-as para o corpo do líquido. Quanto maior for à viscosidade de um líquido, mais lentamente ele escoa. A viscosidade normalmente diminui com o aumento da temperatura. A tensão superficial decorre do desequilíbrio de forças intermoleculares na superfície de um líquido onde a ação capilar é uma consequência do desequilíbrio entre as forças adesivas e coesivas. Na ordem dos sólidos a temperatura é tão baixa que as moléculas de uma substância não têm energia suficiente para escapar, ainda que parcialmente, de seus vizinhos, ela se solidifica. Há faces do cristal, em ângulos bem definidos uns em relação aos outros e essas faces são formadas por camadas ordenadas de átomos. Os sólidos amorfos não tem faces bem definidas, a menos que tenham sido moldados ou cortados. Sólidos moleculares são conjuntos de moléculas discretas mantidas em suas posições por forças intermoleculares. Sólidos reticulares, formados por átomos ligados a seus vizinhos por covalências em todo o sólido. Sólidos metálicos, ou, metais formados por cátions unidos por um “mar” de elétrons. Sólidos iônicos, construídos pela atração mútua de cátions e ânions. As características típicas dos sólidos em classes são:

Os Sólidos moleculares são formados por moléculas mantidas juntas por forças intermoleculares relativamente fracas. Normalmente são menos duros do que os sólidos iônicos e fundem-se, em geral, em temperaturas baixas. Molecular: Exemplos: BeCl2, S8, glicose, naftaleno, P4, I2, gelo.

Características: Pontos de fusão e ebulição relativamente baixos, quebradiços, quando puros.

Os Sólidos reticulares são mantidos por ligações covalentes fortes, que formam uma rede que se estende por todo o cristal. Geralmente são duros e rígidos, e têm pontos de ebulição e fusão elevados. Materiais cerâmicos tendem a ser sólidos reticulares. O diamante e a grafita são sólidos reticulares. Exemplos: B, C, P preto, BN, SiO2. Características: Duro, rígido, quebradiço, pontos de fusão muito altos, insolúveis em água.

Nos sólidos metálicos, os cátions de um metal mantêm-se em posição pela interação com o “mar” de elétrons que circunda. Número de coordenação do sólido hexagonal,12, número de vizinhos mas próximos de cada átomo. Exemplos: Elementos de blocos s e d. Características: Maleável, dúctil, lustroso, condutores térmicos e elétricos.

Nos sólidos iônicos, os íons empacotam na estrutura cristalina regular que corresponde à energia mais baixa. A estrutura adotada depende da razão entre os raios do cátion e do ânions e o caráter covalente de uma ligação iônica restringe as direções das ligações. Iônico: Exemplos: NaCl, KNO3, CuSO4 e 5H2O. Características: Duro, rígido, quebradiço, pontos de fusão e ebulição altos, os solúveis em água dão soluções condutoras.

Sobre Célula unitária, a menor unidade que, quando empilhada repetidamente sem lacunas, pode reproduzir o cristal inteiro.

Todas as estruturas cristalinas são derivadas dos 14 retículos de Bravais. Os átomos de uma célula unitária são contados determinando-se a fração de cada átomo que está dentro da célula. O tipo de célula unitária adotado por um metal pode ser determinado pela medida da densidade do sólido. Sobre o impacto nos materiais, os cristais-líquidos são substâncias que escoam como líquidos viscosos, mas suas moléculas ficam em um arranjo moderadamente ordenado, semelhante ao de um cristal. Eles são exemplos de uma mesofase, isto é, um estado intermediário da matéria com a fluidez de um líquido e um pouco da ordem molecular de um sólido. Os cristais-líquidos são muito usados na indústria eletrônica, porque respondem bem a mudanças de temperatura e de campo elétrico. Nos Líquidos iônicos são compostos nos quais um dos íons é orgânico e volumoso, o que impede a cristalização nas temperaturas comuns. A baixa pressão de vapor dos líquidos iônicos os tornam solventes capazes de reduzir a poluição.

Videoaula 16 – Soluções

Foram discutidos os seguintes temas relacionados às soluções: misturas e soluções, classificação de misturas, técnicas de separação, concentração e diluição, além de soluções em água e precipitação, eletrólitos, reações de precipitação, equações iônicas e equações simplificadas. Mistura é a uma mudança física, enquanto a formação de um composto exige uma mudança química. Na mistura, os componentes podem ser separados por técnicas físicas. A composição é variável e as propriedades estão relacionadas com as de seus .componentes. Nos compostos não podem ser separados por técnicas físicas, a composição é fixa. As propriedades não estão relacionadas com as de seus componentes. Estas misturas podem ser heterogêneas e homogêneas. Soluções são um processo físico e não químico. As misturas retêm as propriedades de seus constituintes e nisso elas diferem dos compostos. As misturas são classificadas como homogêneas ou heterogêneas. As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Para as técnicas de separação, temos a Decantação, Filtração, Cromatografia e Destilação. A separação de misturas aproveita as diferenças de propriedades físicas dos componentes. As técnicas baseadas nas diferenças físicas incluem a decantação, a filtração, a cromatografia e a destilação.

Na Concentração molar, as unidades de molaridade são mols por litro (mol. L -1), normalmente representamos por: 1 M = 1 mol. L -1

Na Diluição, em Soluções em água, os Eletrólitos são uma solução de eletrólito forte em água e está na forma de íons que permitem a condução de eletricidade. Os solutos em soluções de não eletrólitos estão presentes como moléculas. Somente uma fração pequena de moléculas de soluto em soluções de eletrólitos fracos está presente como íons. Soluções em água e precipitação, ocorre uma reação de precipitação quando duas soluções de eletrólitos são misturadas e eles reagem para formar um sólido insolúvel.

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