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Este documento discute sobre o equilíbrio de fase e soluções na licenciatura de ensino de química com habilidades em gestão laboratorial da universidade rovuma. O documento aborda o conceito de fase, equilíbrio de fase de gibbs, e as condições necessárias para que diferentes fases estejam em equilíbrio. Além disso, o documento discute sobre a solubilidade de substâncias em diferentes solventes e a influência da temperatura e pressão na estabilidade das fases. Um trabalho avaliativo para a disciplina de química, 2º ano, 1º semestre.
Tipologia: Trabalhos
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Augusto Martins Diolene Olimpio M. Mutumane Gimo Chivito da Graça Hilário Vilena Camissa Regina Jose Jonas José Jorge Madeira
Equilíbrio de fase e Soluções Licenciatura em Ensino de Química com Habilidades em Gestão Laboratorial
Universidade Rovuma Extensão de Cabo Delgado 2020
Augusto Martins Diolene Olimpio M. Mutumane Gimo Chivito da Graça Hilário Vilena Camissa Regina Jose Jonas José Jorge Madeira
Equilíbrio de fase e Soluções Licenciatura em Ensino de Química com Habilidades em Gestão Laboratorial
Docente: dr. Chande J.J. Paulo
Universidade Rovuma Extensão de Cabo Delgado 2020
TrTrabalho de carácter avaliativo a ser entregue na cadeira de Química Física, no curso de Química 2º ano 1 º semestre.
Introdução
O presente trabalho tem como tema principal: Equilíbrio de fase e Soluções, onde vamos abordar esses temas perante o desenvolvimento do trabalho.
Quando falamos de fase dizemos que, Fase é a parte do sistema, química ou fisicamente diferente do resto do sistema, do qual é mecanicamente separada. O equilíbrio de fase de Gibbs estabelece que a uma determinada pressão, uma fase é termodinamicamente estável dentro de uma faixa de temperatura, na qual ela apresente o menor valor possível de μ.
Uma solução é uma mistura homogénea de várias substâncias/componentes. Uma mistura homogénea é aquela que cuja composição não varia de ponto para ponto. Uma solução constitui uma única fase.
O trabalho tem os seguintes objectivos:
Objectivos Gerais:
Estudar o equilíbrio das fases; Identificar as soluções e o factor que afecta nas soluções.
Objectivos Específicos:
Descrever o equilíbrio das fases; Descrever a lei de fase de Gibbs; Descrever as soluções; Descrever o equilíbrio de solvente e de solubilidade.
Para elaboração deste trabalho usou-se como metodologias a revisão bibliográfica, reforçando-se através das obras citadas na página bibliográfica do trabalho.
1. Equilíbrio de Fase
Fase : é a parte do sistema, química ou fisicamente diferente do resto do sistema, do qual é mecanicamente separada. Apresenta as mesmas características em toda a sua extensão.
Para se obter equilíbrio na fase é necessário que em condições de T, P e constantes em toda a extensão da fase.
1.1.Demonstração da condição de equilíbrio entre duas fases ( = )
A fim de que diferentes fases estejam em equilíbrio, muitas condições devem ser satisfeitas, sendo estas condições estabelecidas em termos de temperatura, pressão e número de mols. A demonstração a seguir é válida.
→ + = 0
Uma quantidade infinitesimal de calor (dq) é transferida reversivelmente da fase α para a β (em equilíbrio).
=
Figura 3 :Equilíbrio entre fases (ATKINS, 1999).
A relação ( ⁄ ) ̅ demostra que a relação ⁄ é sempre negativa, uma vez que
S é sempre positiva.
Consequentemente, o gráfico vs T, em condições de pressão constante, é uma curva de coeficiente angular negativo (inclinação para a direita). Quando T aumenta, diminui e S> 0.
̅̅̅ ̅
1.2.1 Efeito da temperatura na estabilidade das fases
Figura 4 : Efeito da temperatura na estabilidade das fases, a) ∆T > 0 e b) ∆T < 0 (ATKINS,
Interpretação do gráfico
A curva μ vs T de um sólido é apenas ligeiramente negativa. A curva do líquido é intermediária entre o gás e o sólido. E a curva do gás é intensamente negativa.
Existem pontos no gráfico em que há coexistência de fases, onde a condição termodinâmica é obedecida:
T = temperatura de Fusão; T= temperatura de vaporização; Não esta sendo considerado.
No eixo da temperatura, é possível observar 3 intervalos:
T <Tf → a fase sólida é a mais estável; Tf <T <TE → a fase líquida é a mais estável; T> TE → a fase gasosa é a mais estável.
A fase mais estável é a que apresenta o menor valor de ̅.
Em todas as mudanças de fases há uma ∆μ associada, e consequentemente um ∆S, já que para haver as mudanças de fases é necessário haver troca de calor.
Cada equação relaciona duas variáveis intensivas e estabelece uma dependência entre elas, ou seja, uma das variáveis passa a ser dependente x = f (y). O número de graus de liberdade é obtido subtraindo o número total de variáveis do número de equações.
Sendo assim, se uma fase (P) apresenta C componentes a fim de se determinar a composição da fase, é necessário conhecer a fracção molar de C – 1 componentes.
Uma vez que x 1 + x 2 + x 3 +... + xn = 1 , não é necessário especificar a fracção molar de todos os componentes. O número total de variáveis em P fases do sistema é P (C – 1) + 2. Consequentemente, o número total de equações é C (P – 1).
1.5.Sistema de um componente
A regra das fases para sistemas de um componente assume a seguinte forma, uma vez que
A complexidade dos sistemas de um componente depende do número de fases sólidas presentes no sistema, consequentemente, quando existe mais de uma fase sólida, as possibilidades de equilíbrio aumentam.
O equilíbrio químico do sistema provoca uma redução do número de componentes (Fig. 5.8).
Figura 5. Diagrama de fases para sistemas de 1 componente (ATKINS, 1999).
Uma fase
A pressão e a temperatura podem variar independentemente sem modificar o número de fases, ou seja, uma fase simples é representada por uma área no diagrama de fases.
Duas fases
Se houver variação de temperatura, a pressão é constante; se houver variação de pressão, a temperatura é constante.
Três fases
É representada pelo ponto tríplice.
Quatro fases
Não é possível estabelecer o equilíbrio entre quatro fases quando houver apenas um componente, ou seja, o número de graus de liberdade (F) não pode ser negativo.
Exemplo
Os exemplos clássicos de diagramas de fases para sistemas de 1 componente e várias fases são: H 2 O (pressões moderadas) (Fig. 6) e CO2.
2.1. Equilíbrio de solvente
Os constituintes de uma solução são as substâncias que se misturam para a formar. A que corre em maior quantidade é chamada solvente; todas restantes são solutos. A maior parte das substâncias do uso comum, no nosso dia-a-dia, apresentam-se como diferentes tipos de soluções.
2.1.1. Constituição de uma solução
Solução é uma solução homogénea de duas ou mais substâncias (solvente e soluto) que constituem uma só fase, sólida, liquida (aquosa ou não) ou gasosas.
Solvente (ou fase dispersante) é o componente que tem o mesmo estado físico que a solução ou que existe numa maior quantidade.
O soluto (ou fase dispersa) é o componente da mistura que não tem inicialmente o mesmo estado físico da solução e o que tem maior quantidade de substância.
As proporções entre o solvente e o soluto variam de solução para solução, enquanto numa substância pura a proporção entre os diferentes constituintes é fixa.
A partir dos três estados da matéria- sólido, liquido e gasoso é possível obter vários tipos diferentes de soluções.
Solvente Soluto Solução Exemplo Liquido Liquido Liquido Álcool etílico (etanol mais água) Liquido Sólido Liquido Água do mar (água mais cloreto de sódio) Liquido Gás Liquido Água gaseificada (água mais dióxido de carbono) Gás Gás Gás Ar (azoto mais oxigénio) Sólido Sólido Sólido Ligas metálicas (latão – Cu/Zn), solda (Sn/Pb)
Tabela 1: Tabela de estados físicos de alguns solventes, solutos e soluções.
2.2.Solubilidade
A solubilidade de uma substância, s (soluto), que se pode dissolver numa outra (o solvente) define-se como a máxima quantidade de soluto (expressa em grama) que se pode dissolver numa determinada massa de solvente, a uma certa temperatura e pressão. Exprime-se, em geral, em gramas de soluto por 100g de solvente, indicando as condições de pressão e temperatura.
Exemplo : solubilidade de cloreto de sódio
S (NaOCl) = 36g de cloreto de sódio /100g de água (20ºC)
Quer dizer que 100g de água a 20ºC dissolvem no máximo 36g de cloreto de sódio.
Se um líquido não se dissolve noutro, dizemos que a solubilidade do primeiro no segundo líquido é zero – os líquidos são imiscíveis.
Temperatura (°C) Gramas de KNO 3 /100g de água 0 13, 10 20, 20 31, 30 45, 40 63, 50 85, 60 110 70 138 80 169 Tabela 2 : solubilidade de KNO 3 em água.
Juntando – se gradualmente sal comum à água, em temperatura constante e sob agitação contínua, verifica – se que, a dado momento, o sal não se dissolve mais. No particular do NaCl, isso ocorre quando há aproximadamente 360g de sal por litro de água. Dai em diante, toda a quantidade adicional de sal que for colocada no sistema irá depositar-se (ou precipitar) no fundo do recipiente; dizemos que ela se tornou uma solução saturada ou que atingiu o ponto de saturação.
O ponto de saturação é definido pelo coeficiente (ou grau) de solubilidade.
Coeficiente de solubilidade (ou grau de solubilidade) é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão. Em geral, 100g 1000g ou 1L, de solvente em determinadas condições de temperatura e pressão.
Quando duas substâncias se dissolve em qualquer proporção (coeficiente de solubilidade infinito), dizemos que elas são totalmente miscíveis, como é o caso da mistura de água com álcool.
Em função do ponto de saturação, as soluções classificam – se em:
Não saturadas (ou insaturadas) : as que contem menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade, isto é, o solvente pode dissolver mais soluto; Saturadas : as que atingiram o coeficiente de solubilidade, isto é, o solvente não pode dissolver mais soluto;
2.3.2. Temperatura Solubilidade dos sólidos em água:
Em geral, se o processo de dissolução for endotérmico, a solubilidade aumenta com o aumento de temperatura. Se o processo for exotérmico, a solubilidade diminui com o aumento de temperatura.
Solubilidade de gases em água:
Em geral, a solubilidade diminui com o aumento de temperatura.
Quando aquecemos água, é notório o aparecimento de bolhas de ar que se vão libertando antes da água entrar em ebulição.
A solubilidade reduzida do oxigénio molecular (dioxigénio) em água quente é responsável pela poluição térmica dos cursos de água, quer por muitos seres vivos não se adaptarem a uma temperatura mais elevada, quer pela existência de menor quantidade de dioxigénio dissolvido, essencial para à sua sobrevivência.
Como se pode observar o gráfico, para a maior parte das substâncias, a solubilidade aumenta em função da temperatura. Isso acontece, em geral, quando o soluto se dissolve com absorção de calor. Pelo contrário, as substâncias que se dissolvem com libertação de calor são menos solúveis a temperaturas altas.
2.3.3. Pressão
Na prática, a expressão externa não tem influência na solubilidade de líquidos ou de sólidos, mas afecta bastante a solubilidade dos gases.
A solubilidade de um gás num líquido é proporcional á pressão do gás existente acima da superfície livre da solução.
2.4.Solubilidade de gases em líquidos
Os gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos. Por Exemplo, 1L de água dissolve apenas aproximadamente 19ml de ar em condições ambientais. A solubilidade dos gases em líquido depende consideravelmente da pressão e da temperatura.
Com o aumento da temperatura, o liquido tende a libertar o gás dissolvido e, consequentemente, a solubilidade do gás diminui.
Como se pode observar no gráfico. Um exemplo prático da maioria dos peixes, que não vive bem em águas quentes por insuficiência de oxigénio dissolvido na água.
Bibliografias
ANTÓNIO Cláudio L. Moreira Bastos, FÍSICO-QUÍMICA – 302 p; il. Belém: UFPA, 2011.
COSTA, Victor. Soluções, equilíbrios e solubilidade
MONJANE, Armindo e Cuco, Ricardo Américo, Química 11ªClasse Pré – Universitário LONGMAN Moçambique.
MOTUSSE, Maneca e VEIGA, Margarida – Química 11ªclasse, Texto editores.
