Química 15 A Flashcards
(12 cards)
Pq o patamar da fusão é menor? Pq as inclinações são diferentes? O que concluir do calor específico da água no estado sólido e líquido?
Ep: energia potencial
Ec: energia cinética
Patamar: traço horizontal
A fusão do patamar é menor pq rompe algumas interações, na ebulição rompe todas, o que gasta mais energia. Como a fonte de aquecimento é constante, gasta um tempo maior no patamar da ebulição.
A inclinação alfa é mais inclinada pq é mais fácil variar a temperatura do sólido do que a do líquido.
O calor específico da água no estado sólido é menor que do líquido, pq precisa de menos calor para variar a temperatura.
Qual tem energia cinética maior?
A água líquida somente, pq tem maior T. No patamar, terá a msm energia cinética e a msm T.
Por que o líquido A atinge a temperatura de ebulição antes do líquido B, mesmo sendo o mesmo líquido com o mesmo calor específico?
Analisamos dois líquidos puros, A e B, aquecidos por fontes idênticas. A questão compara seus calores específicos.
O calor específico reflete a inclinação da curva de aquecimento. Um patamar indica ebulição. Se ambos atingem a mesma temperatura de ebulição, são o mesmo líquido, logo, têm calor específico igual.
Por que a curva do líquido A é mais inclinada e atinge a ebulição antes? Ele está em menor quantidade, exigindo menos energia para chegar à temperatura de ebulição, embora seja o mesmo líquido.
Por que a temperatura varia durante as mudanças de fase (fusão e ebulição) na curva de aquecimento de uma mistura de água com sal, enquanto permanece constante em uma substância pura?
Analisamos a curva de aquecimento de uma mistura de água com sal, partindo do sólido, aquecendo, observando fusão e ebulição, comparando com substância pura. Inicialmente, a curva é inclinada, com água e sal ganhando energia cinética, elevando a temperatura. Na fusão, a inclinação diminui: a água funde, usando energia potencial; o sal aumenta energia cinética; a temperatura varia, diferente da substância pura. No líquido, a curva é inclinada, com energia aumentando energia cinética. Na ebulição, a inclinação reduz: a água vaporiza, usando energia potencial; o sal, não vaporizável, ganha energia cinética; a temperatura varia. No gasoso, a curva é inclinada, com energia elevando energia cinética do vapor; o sal permanece sólido, sem ganho significativo de energia cinética. Na substância pura, a temperatura é constante na mudança de fase; na mistura, varia, confirmando uma mistura.
Durante a ebulição de uma mistura de água e sal, o vapor é composto apenas por água, e a temperatura do vapor aumenta ao longo do processo. Isso acontece porque a temperatura do líquido em ebulição sobe continuamente devido à mudança na composição da mistura, e as moléculas de água que evaporam carregam uma energia cinética cada vez maior, refletida em uma temperatura mais alta no vapor.
Qual é a principal diferença entre misturas eutéticas e azeotrópicas, segundo o texto?
Algumas misturas têm patamar de temperatura constante na fusão ou ebulição, mas nunca nas duas, pois isso indica substância pura. Exemplo de mistura eutética, com patamar na fusão, é a liga de 40% cádmio e 60% bismuto. Sua fusão é constante, mas a ebulição varia, caracterizando mistura. Se a proporção mudar, não é mais eutética. Mistura azeotrópica, como etanol hidratado a 96° GL (96% etanol, 4% água), tem patamar na ebulição. Fora dessa composição, não é azeotrópica. Reconheça: Eutéticas: patamar na fusão. Azeotrópicas: patamar na ebulição. Memorize esses exemplos para questões futuras.
O que causa o fenômeno do líquido superaquecido e como ele pode ser evitado ao aquecer água no micro-ondas? E do super-resfriamento?
A curva de aquecimento de uma substância pura mostra patamares nas mudanças de fase. O líquido, aquecido à temperatura de ebulição, pode não ferver, formando um líquido superaquecido, estado instável. Ocorre em recipientes lisos, sem imperfeições, que impedem a formação da primeira bolha, aumentando a energia cinética.
Exemplo: água aquecida no micro-ondas em recipiente liso parece quente, mas está acima da temperatura de ebulição. Ao adicionar algo, ferve explosivamente, podendo causar queimaduras. Solução: use um palito para formar bolhas e evitar superaquecimento.
Há também o super-resfriamento, tb instável, quando um líquido, abaixo da temperatura de solidificação, não solidifica, por resfriamento rápido que impede a formação de cristais. Exemplo: cerveja super-resfriada no congelador congela ao toque.
Em um copo com água e gelo em equilíbrio térmico a 0°C, o que acontece com a temperatura e o volume do sistema enquanto o gelo derrete? Explique por que, considerando a densidade da água nos estados sólido e líquido.
Na fusão do gelo em um copo com água a 0°C, a temperatura permanece constante, pois o calor quebra ligações moleculares. O gelo, menos denso que a água líquida devido à estrutura hexagonal, flutua. Ao derreter, a mesma massa de água passa do estado sólido (maior volume) para o líquido (menor volume), reduzindo o volume do sistema. Assim, durante o derretimento, a temperatura fica a 0°C e o volume diminui. Densidade = massa/volume mostra que maior densidade implica menor volume, como no exemplo de uma garrafa PET que “incha” ao congelar, já que o gelo ocupa mais espaço.
Qual é a fase mais estável de uma substância em um diagrama de fases sob alta pressão e baixa temperatura? Justifique sua resposta considerando o comportamento das fases em relação às condições de pressão e temperatura.
Um diagrama de fases é um gráfico que mostra a fase mais estável de uma substância sob certas condições de pressão (eixo Y) e temperatura (eixo X). Ele exibe três fases principais: sólida, líquida e gasosa. Em baixas temperaturas e altas pressões, a fase sólida predomina, pois as partículas estão mais agregadas. Em altas temperaturas e baixas pressões, a fase gasosa é favorecida, com partículas mais afastadas. A fase líquida fica entre elas. O diagrama também revela mudanças de estado físico, como fusão (sólido para líquido), sublimação (sólido para gasoso) e solidificação (líquido para sólido), causadas por variações de pressão, temperatura ou ambas.
Qual é a diferença entre vapor e gás no diagrama de fases, considerando as condições de pressão e temperatura para a transição ao estado líquido, e como o ponto crítico influencia essa distinção?
O diagrama de fases ilustra os estados físicos de uma substância (sólido, líquido, gasoso) sob variações de pressão e temperatura. As curvas indicam equilíbrios: a curva sólido-líquido mostra a temperatura de fusão, com coexistência dessas fases; a curva líquido-gasoso marca a temperatura de ebulição, onde ambas coexistem; e a curva sólido-gasoso representa a sublimação. O ponto triplo é o ponto onde sólido, líquido e gasoso coexistem simultaneamente, específico para cada substância, como na água, onde congelamento e ebulição ocorrem juntos. O ponto crítico, definido por uma temperatura e pressão específicas, é onde a distinção entre as fases líquida e gasosa desaparece. Acima desse ponto, forma-se o fluido supercrítico, com agitação molecular típica de gás, mas organização semelhante à do líquido. Abaixo da temperatura crítica, temos vapor, que pode se tornar líquido apenas com aumento de pressão; acima, temos gás, que exige aumento de pressão e diminuição de temperatura para liquefazer. O diagrama do CO2 exemplifica esses comportamentos.
Por que o CO2 sublima a 1 atm, enquanto a água não?
Como a inclinação da curva sólido-líquido difere entre CO2 e água?
Por que aumentar a pressão facilita a fusão da água?
Como a anomalia da água permite a patinação no gelo?
O diagrama de fases do CO2, substância de comportamento normal, e da água, com comportamento anômalo, revelam diferenças cruciais. No CO2, a 1 atm, a pressão está abaixo do ponto triplo, permitindo sublimação do sólido para o gasoso nas condições ambientais. Já na água, a 1 atm, a pressão está acima do ponto triplo, exigindo fusão do sólido para o líquido antes de vaporizar, impedindo sublimação. Substâncias com ponto triplo acima de 1 atm, como o CO2, sublimam nessas condições.
A anomalia da água aparece na curva que separa as fases sólida e líquida. No CO2, essa curva inclina-se à direita: aumentar a pressão eleva a temperatura de fusão, favorecendo a fase sólida, mais compacta, dificultando a fusão. Na água, a curva inclina-se à esquerda: maior pressão reduz a temperatura de fusão, favorecendo a fase líquida, mais compacta devido à estrutura hexagonal do gelo, que tem mais espaço vazio. Assim, aumentar a pressão facilita a fusão da água.
Essa anomalia explica a patinação no gelo. A pressão da lâmina do patins sobre o gelo reduz a temperatura de fusão, fazendo o gelo fundir sob a lâmina, criando uma camada líquida que permite deslizar. Ao aliviar a pressão, a água recongela, pois a temperatura está abaixo de zero. Essa propriedade única da água, decorrente de sua anomalia, torna a patinação possível.
