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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.
                         Tensão superficial
As moléculas volumosas (aquelas no líquido) são igualmente atraídas
   pelas suas vizinhas.
Algumas propriedades
    dos líquidos
  Viscosidade
Quais as diferenças fundamentais entre
             fluido e sólido?
                    • Fluido é mole e
                        deformável

                     • Sólido é duro e
                        muito pouco
                         deformável
Passando para uma linguagem científica:


 A diferença fundamental entre sólido e fluido
está relacionada com a estrutura molecular:

  – Sólido: as moléculas sofrem forte força de
    atração (estão muito próximas umas das
    outras) e é isto que garante que o sólido tem
    um formato próprio;

  – Fluido: apresenta as moléculas com um certo
    grau de liberdade de movimento (força de
    atração pequena) e não apresentam um
    formato próprio.
Fluidos:Líquidos e Gases


Líquidos:
 - Assumem a forma dos
  recipientes que os
  contém;
- Apresentam um
  volume próprio
  (constante);
- Podem apresentar
  uma superfície livre;
Fluidos:Líquidos e Gases

       Gases e vapores:
       -apresentam forças de
       atração intermoleculares
       desprezíveis;
       -não apresentam nem
       um formato próprio e
       nem um volume próprio;
       -ocupam todo o volume
       do recipiente que os
       contém.
Teoria Cinética Molecular


“Qualquer substância pode
apresentar-se sob qualquer dos
três estados físicos
fundamentais, dependendo das
condições ambientais em que se
encontrarem”
Estados Físicos da Matéria
Fluidos


De uma maneira geral, o fluido é caracterizado
pela relativa mobilidade de suas moléculas que,
além de apresentarem os movimentos de
rotação e vibração, possuem movimento de
translação e portanto não apresentam uma
posição média fixa no corpo do fluido.
Fluidos x Sólidos


A principal distinção entre sólido e fluido, é pelo
comportamento que apresentam em face às
forças externas.              Por exemplo, se uma força de
                                   compressão fosse usada para distinguir
                                   um sólido de um fluido,
                                   este último seria inicialmente
                                   comprimido, e a partir de um certo
                                   ponto ele se comportaria
                                   exatamente como se fosse um sólido,
                                   isto é, seria incompressível.
Fatores importantes na
diferenciação entre sólido e fluido
            O fluido não resiste a
            esforços tangenciais
              por menores que
             estes sejam, o que
                implica que se
                  deformam
               continuamente.
                              F
Fatores importantes na
     diferenciação entre sólido e fluido



Já os sólidos, ao
serem solicitados
  por esforços,
 podem resistir,
deformar-se e ou
   até mesmo
    cisalhar.
Fluidos x Sólidos


Os sólidos resistem às forças de cisalhamento até
o seu limite elástico ser alcançado (este valor é
denominado tensão crítica de cisalhamento), a
partir da qual experimentam uma deformação
irreversível, enquanto que os fluidos são
imediatamente deformados irreversivelmente,
mesmo para pequenos valores da tensão de
cisalhamento.
Fluidos: outra definição


Um fluido pode ser definido como uma
substância que muda continuamente de
forma enquanto existir uma tensão de
cisalhamento, ainda que seja pequena.
Propriedades dos fluidos

•Massa específica - 
          massa m
              
          volume V
É a razão entre a massa do fluido
e o volume que contém essa
massa (pode ser denominada de
densidade absoluta)
Propriedades dos fluidos

•Massa específica - 
Nos sistemas usuais:

Sistema SI............................Kg/m3
Sistema CGS.........................g/cm3
Sistema MKfS........................Kgf.m-
4.s2
Massas específicas de alguns fluidos



            Fluido             (Kg/m3)
Água destilada a 4 oC      1000
Água do mar a 15 oC        1022 a 1030
Ar atmosférico à pressão   1,29
atmosférica e 0 oC
Ar atmosférico à pressão   1,22
atmosférica e 15,6 oC
Mercúrio                   13590 a 13650
Petróleo                   880
Aditivos para lubrificantes

•  Aumentadores do índice de viscosidade;
• Polímeros de elevado peso molecular, longas cadeias
  moleculares e altas viscosidades;
• Quanto maior a temperatura, mais as moléculas do
  aditivo se distendem, aumentando a sua viscosidade e,
  dessa forma, compensando o afinamento do óleo
  básico.
• Melhoram as características de temperatura x
  viscosidade.
Aditivos para lubrificantes
Determinação da Viscosidade Cinemática em
              Combustíveis


                  VISCOSIDADE CINEMÁTICA = C x t


                   V = Viscosidade da
                   amostra (mm2s-1)

                   C = Constante do tubo
                   (mm2)

                   t= tempo de escoamento
                   entre o primeiro e
                   segundo detector (s)
Ponto de Fluidez

• Ponto de fluidez – é a menor temperatura na
  qual o óleo ainda pode escoar nas condições
  do teste.
• Está ligado à facilidade de iniciar a lubrificação
  quando uma máquina fria é posta em
  funcionamento. O óleo deve fluir livremente.
• O método para determinação do Ponto de Fluidez, consiste em resfriar
  uma amostra num ritmo pré-determinado, observando-se a sua fluidez a
  cada queda de temperatura de 3°C, até que virtualmente a superfície da
  amostra permaneça imóvel (ponto de congelamento) por 5 segundos, ao
  se colocar o tubo de ensaio com a amostra, na posição horizontal.

• A temperatura 3oC acima desta é o ponto de mínima fluidez.

• Por exemplo, se um óleo apresentar um ponto de congelamento de -20oC ,
  seu ponto de mínima fluidez será de -17oC .
Algumas propriedades
    dos líquidos
 Tensão superficial
Algumas propriedades
                          dos 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.
Algumas propriedades
                         dos líquidos

                        Tensão superficial
Menisco é a forma da superfície do líquido.
   – Se as forças de adesão são maiores do que as forças de coesão,
     a superfície do líquido é atraída para o seu recipiente mais do
     que as moléculas volumosas. Portanto, o menisco tem formato
     de U (por exemplo, água em um copo).
   – Se as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão,
     o menisco é curvo para baixo.
Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água,
  o menisco puxa a água para o topo do tubo.
Representação de meniscos
Mudanças de fase


As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no
   sentido das moléculas volumosas.
Sublimação: sólido  gás.
Vaporização: líquido  gás.
Derretimento ou fusão: sólido  líquido.
Deposição: gás  sólido.
Condensação: gás  líquido.
Congelamento: líquido  sólido.
Mudanças de fase
Mudanças de fase
            Variações de energia acompanhado
                   as mudanças de fase

Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica).
Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica).
Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).
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
Mudanças de fase
            Variações de energia acompanhando
                    as mudanças de fase
Todas as mudanças de fase são possíveis sob as condições corretas.
A sequência
 aquecer sólido  derreter  aquecer líquido  ferver  aquecer
                               gás
   é endotérmica.
A sequência
 resfriar gás  condensar  resfriar líquido  congelar  resfriar
                               sólido
   é exotérmica.
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
Mudanças de fase

                Temperatura e pressão críticas

Os gases são liquefeitos sob o aumento da pressão a uma
  temperatura.

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 do 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 do vapor
Explicando a pressão de vapor
      no nível molecular
Pressão do 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 ( P.E)
Pressão do 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 do vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
Pressão do vapor
Pressão do 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 do 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).
Efeito Tonoscópico

   Consiste na diminuição da pressão de vapor do
 solvente quando adiciona-se um soluto não-volátil !




  Pressão de
vapor é aquela
exercida pelas
 moléculas (de       interface líquido/vapor

maior energia) do
   solvente,
    contra a
                                               Pvapor

interface para
   passar ao
  estado de
     vapor.
TONOSCOPIA


   Com a adição de
                        Pvapor
 partículas de soluto
 (íons ou moléculas)
  intensificam-se as
    forças atrativas
moleculares e diminui
a pressão de vapor do
        solvente.



                         Pvapor
                        soluto
Representação gráfica




               A pressão de vapor
                  da solução é
               menor do que a do
                 solvente puro.
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

Características de um diagrama de fases:
   – Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três
      fases estão em equilíbrio.
   – Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão
      aumenta, a temperatura aumenta.
   – Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás.
   – 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
Diagrama de fases

Diagramas de fases de H2O e CO2
Diagrama de fases

             Diagramas de fases de H2O e CO2
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

               Diagramas de fases de H2O e CO2
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.
Estruturas dos sólidos

                           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
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.
Estruturas dos sólidos
  Células unitárias
Estruturas dos sólidos
  Células unitárias
Estruturas dos sólidos
  Células unitárias
Estruturas dos sólidos
                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+.
Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio
Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio
Estruturas dos sólidos

                   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.
Estruturas dos sólidos

                  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.
Estruturas dos sólidos

                  Empacotamento denso 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).
Estruturas dos sólidos

Empacotamento denso de esferas
Estruturas dos sólidos

                   Empacotamento denso de esferas
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.
Difração de Raios - X

               Lei de Bragg
                2d senθ = λ
Ligações nos sólidos

Existem quatro tipos de sólidos:
    – Moleculares (formados a partir de 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.
Ligações nos sólidos
Ligações 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).
Benzeno   Tolueno   Fenol (Hidróxi-Benzeno)
Spectra Shield – Polietileno de densidade
              ultraelevada




          Dez vezes mais resistente que o aço

          d = 0,97gcm-3

          menor trauma fechado, isto é, menor
           aprofundamento do colete sobre o corpo do
           usuário (o máximo permitido pelas normas
           americanas é de 44 mm), devido a sua maior
           velocidade de dissipação de energia do
           projétil, de cerca de 13400 m/s.
Ligações nos sólidos

                           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).
Ligações nos sólidos
 Sólidos covalentes
Ligações nos sólidos

                         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).
Ligações nos sólidos

                            Sólidos iônicos
Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração.
Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.
Ligações nos sólidos
  Sólidos iônicos
Ligações nos sólidos
                            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.
Ligações nos sólidos
                          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.
Ligações nos sólidos
                         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.
Ligações nos sólidos

                          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.
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Liquidos e sólidos

  • 1. 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. Tensão superficial As moléculas volumosas (aquelas no líquido) são igualmente atraídas pelas suas vizinhas.
  • 2. Algumas propriedades dos líquidos Viscosidade
  • 3. Quais as diferenças fundamentais entre fluido e sólido? • Fluido é mole e deformável • Sólido é duro e muito pouco deformável
  • 4. Passando para uma linguagem científica: A diferença fundamental entre sólido e fluido está relacionada com a estrutura molecular: – Sólido: as moléculas sofrem forte força de atração (estão muito próximas umas das outras) e é isto que garante que o sólido tem um formato próprio; – Fluido: apresenta as moléculas com um certo grau de liberdade de movimento (força de atração pequena) e não apresentam um formato próprio.
  • 5. Fluidos:Líquidos e Gases Líquidos: - Assumem a forma dos recipientes que os contém; - Apresentam um volume próprio (constante); - Podem apresentar uma superfície livre;
  • 6. Fluidos:Líquidos e Gases Gases e vapores: -apresentam forças de atração intermoleculares desprezíveis; -não apresentam nem um formato próprio e nem um volume próprio; -ocupam todo o volume do recipiente que os contém.
  • 7. Teoria Cinética Molecular “Qualquer substância pode apresentar-se sob qualquer dos três estados físicos fundamentais, dependendo das condições ambientais em que se encontrarem”
  • 9. Fluidos De uma maneira geral, o fluido é caracterizado pela relativa mobilidade de suas moléculas que, além de apresentarem os movimentos de rotação e vibração, possuem movimento de translação e portanto não apresentam uma posição média fixa no corpo do fluido.
  • 10. Fluidos x Sólidos A principal distinção entre sólido e fluido, é pelo comportamento que apresentam em face às forças externas. Por exemplo, se uma força de compressão fosse usada para distinguir um sólido de um fluido, este último seria inicialmente comprimido, e a partir de um certo ponto ele se comportaria exatamente como se fosse um sólido, isto é, seria incompressível.
  • 11. Fatores importantes na diferenciação entre sólido e fluido O fluido não resiste a esforços tangenciais por menores que estes sejam, o que implica que se deformam continuamente. F
  • 12. Fatores importantes na diferenciação entre sólido e fluido Já os sólidos, ao serem solicitados por esforços, podem resistir, deformar-se e ou até mesmo cisalhar.
  • 13. Fluidos x Sólidos Os sólidos resistem às forças de cisalhamento até o seu limite elástico ser alcançado (este valor é denominado tensão crítica de cisalhamento), a partir da qual experimentam uma deformação irreversível, enquanto que os fluidos são imediatamente deformados irreversivelmente, mesmo para pequenos valores da tensão de cisalhamento.
  • 14. Fluidos: outra definição Um fluido pode ser definido como uma substância que muda continuamente de forma enquanto existir uma tensão de cisalhamento, ainda que seja pequena.
  • 15. Propriedades dos fluidos •Massa específica -  massa m   volume V É a razão entre a massa do fluido e o volume que contém essa massa (pode ser denominada de densidade absoluta)
  • 16. Propriedades dos fluidos •Massa específica -  Nos sistemas usuais: Sistema SI............................Kg/m3 Sistema CGS.........................g/cm3 Sistema MKfS........................Kgf.m- 4.s2
  • 17. Massas específicas de alguns fluidos Fluido  (Kg/m3) Água destilada a 4 oC 1000 Água do mar a 15 oC 1022 a 1030 Ar atmosférico à pressão 1,29 atmosférica e 0 oC Ar atmosférico à pressão 1,22 atmosférica e 15,6 oC Mercúrio 13590 a 13650 Petróleo 880
  • 18. Aditivos para lubrificantes •  Aumentadores do índice de viscosidade; • Polímeros de elevado peso molecular, longas cadeias moleculares e altas viscosidades; • Quanto maior a temperatura, mais as moléculas do aditivo se distendem, aumentando a sua viscosidade e, dessa forma, compensando o afinamento do óleo básico. • Melhoram as características de temperatura x viscosidade.
  • 20. Determinação da Viscosidade Cinemática em Combustíveis VISCOSIDADE CINEMÁTICA = C x t V = Viscosidade da amostra (mm2s-1) C = Constante do tubo (mm2) t= tempo de escoamento entre o primeiro e segundo detector (s)
  • 21. Ponto de Fluidez • Ponto de fluidez – é a menor temperatura na qual o óleo ainda pode escoar nas condições do teste. • Está ligado à facilidade de iniciar a lubrificação quando uma máquina fria é posta em funcionamento. O óleo deve fluir livremente.
  • 22. • O método para determinação do Ponto de Fluidez, consiste em resfriar uma amostra num ritmo pré-determinado, observando-se a sua fluidez a cada queda de temperatura de 3°C, até que virtualmente a superfície da amostra permaneça imóvel (ponto de congelamento) por 5 segundos, ao se colocar o tubo de ensaio com a amostra, na posição horizontal. • A temperatura 3oC acima desta é o ponto de mínima fluidez. • Por exemplo, se um óleo apresentar um ponto de congelamento de -20oC , seu ponto de mínima fluidez será de -17oC .
  • 23. Algumas propriedades dos líquidos Tensão superficial
  • 24. Algumas propriedades dos 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.
  • 25. Algumas propriedades dos líquidos Tensão superficial Menisco é a forma da superfície do líquido. – Se as forças de adesão são maiores do que as forças de coesão, a superfície do líquido é atraída para o seu recipiente mais do que as moléculas volumosas. Portanto, o menisco tem formato de U (por exemplo, água em um copo). – Se as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão, o menisco é curvo para baixo. Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água, o menisco puxa a água para o topo do tubo.
  • 27. Mudanças de fase As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no sentido das moléculas volumosas. Sublimação: sólido  gás. Vaporização: líquido  gás. Derretimento ou fusão: sólido  líquido. Deposição: gás  sólido. Condensação: gás  líquido. Congelamento: líquido  sólido.
  • 29. Mudanças de fase Variações de energia acompanhado as mudanças de fase Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica). Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica). Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica). Deposição: Hdep < 0 (exotérmica). Condensação: Hcond < 0 (exotérmica). Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica).
  • 30. 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.
  • 32. Mudanças de fase Variações de energia acompanhando as mudanças de fase Todas as mudanças de fase são possíveis sob as condições corretas. A sequência aquecer sólido  derreter  aquecer líquido  ferver  aquecer gás é endotérmica. A sequência resfriar gás  condensar  resfriar líquido  congelar  resfriar sólido é exotérmica.
  • 33. 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.
  • 35. Mudanças de fase Temperatura e pressão críticas Os gases são liquefeitos sob o aumento da pressão a uma temperatura. Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um gás utilizando pressão. Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação.
  • 36. Mudanças de fase Temperatura e pressão críticas
  • 37. Pressão do 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.
  • 38. Pressão do vapor Explicando a pressão de vapor no nível molecular
  • 39. Pressão do 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 ( P.E)
  • 40. Pressão do vapor Volatilidade, pressão de vapor e temperatura Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética média, mais rapidamente o líquido evaporará.
  • 41. Pressão do vapor Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
  • 43. Pressão do 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.
  • 44. Pressão do 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).
  • 45. Efeito Tonoscópico Consiste na diminuição da pressão de vapor do solvente quando adiciona-se um soluto não-volátil ! Pressão de vapor é aquela exercida pelas moléculas (de interface líquido/vapor maior energia) do solvente, contra a Pvapor interface para passar ao estado de vapor.
  • 46. TONOSCOPIA Com a adição de Pvapor partículas de soluto (íons ou moléculas) intensificam-se as forças atrativas moleculares e diminui a pressão de vapor do solvente. Pvapor soluto
  • 47. Representação gráfica A pressão de vapor da solução é menor do que a do solvente puro.
  • 48. 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.
  • 49. Diagrama de fases Características de um diagrama de fases: – Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases estão em equilíbrio. – Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão aumenta, a temperatura aumenta. – Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás. – 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.
  • 51. Diagrama de fases Diagramas de fases de H2O e CO2
  • 52. Diagrama de fases Diagramas de fases de H2O e CO2 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.
  • 53. Diagrama de fases Diagramas de fases de H2O e CO2 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.
  • 54. Estruturas dos sólidos 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.
  • 55. Estruturas dos sólidos Célula unitária
  • 56. 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.
  • 57. Estruturas dos sólidos Células unitárias
  • 58. Estruturas dos sólidos Células unitárias
  • 59. Estruturas dos sólidos Células unitárias
  • 60. Estruturas dos sólidos 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+.
  • 61. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio
  • 62. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio
  • 63. Estruturas dos sólidos 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.
  • 64. Estruturas dos sólidos 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.
  • 65. Estruturas dos sólidos Empacotamento denso 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).
  • 67. Estruturas dos sólidos Empacotamento denso de esferas 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.
  • 68. Difração de Raios - X Lei de Bragg 2d senθ = λ
  • 69. Ligações nos sólidos Existem quatro tipos de sólidos: – Moleculares (formados a partir de 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.
  • 71. Ligações 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).
  • 72. Benzeno Tolueno Fenol (Hidróxi-Benzeno)
  • 73. Spectra Shield – Polietileno de densidade ultraelevada  Dez vezes mais resistente que o aço  d = 0,97gcm-3  menor trauma fechado, isto é, menor aprofundamento do colete sobre o corpo do usuário (o máximo permitido pelas normas americanas é de 44 mm), devido a sua maior velocidade de dissipação de energia do projétil, de cerca de 13400 m/s.
  • 74. Ligações nos sólidos 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).
  • 75. Ligações nos sólidos Sólidos covalentes
  • 76. Ligações nos sólidos 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).
  • 77. Ligações nos sólidos Sólidos iônicos Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração. Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.
  • 78. Ligações nos sólidos Sólidos iônicos
  • 79. Ligações nos sólidos 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.
  • 80. Ligações nos sólidos 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.
  • 81. Ligações nos sólidos 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.
  • 82. Ligações nos sólidos 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.