ESTUDO DOS GASES

QUÍMICA GERAL I – PROF. FLORICÉA ARAÚJO

SEMESTRE 2013.2 – UFRB - BCET

INTRODUÇÃO

Onde encontramos gás?

INTRODUÇÃO

Onde encontramos gás? O universo é composto por 99% de gás

hidrogênio;

A atmosfera é composta por 78% de gás nitrogênio.

DEFINIÇÕES

“Os gases são substâncias fluidas que estão presentes em grande quantidade na natureza.” (Internet.)

“Substância que ocupa de maneira contínua todo o espaço em que está colocada, por maior ou menor que seja esse espaço” (Dicionário.)

“Toda matéria que se encontra numa temperatura acima do Ponto de Ebulição” (EM)

DEFINIÇÃO DE UM GÁS

“Um gás é um material fluido, com baixa viscosidade, capaz de ocupar todo o volume de um recipiente qualquer, exercendo uma pressão P, a uma dada temperatura T, podendo ser liquefeito à alteração dos dois últimos.”

Qual a diferença entre gás e vapor?

GÁS VAPOR

MECÂNICA DOS FLUIDOS

Tensão de cisalhamento é uma força de corte, que tende a deformar o material que sofre a tensão.

Viscosidade bastante relacionado com a tensão de corte, é a “aderência” interna de um fluido. Um fluido deforma mais se for menos viscoso e vice-versa.

PROPRIEDADES DOS GASES

Um gás ocupa todo o volume disponível em um recipiente, seja ele qualquer.

A energia cinéticadas moléculas ou átomosé maior neste estado doque no líquido/sólido.

PROPRIEDADES DOS GASES

Os gases são considerados fluidos; Fluidos são substâncias que não

suportam a tensão de cisalhamento. Alto teor de compressibilidade e de

elasticidade; Constante movimento desordenado e

ininterrupto; As partículas chocam-se elasticamente

entre si e nas paredes do recipiente.

PROPRIEDADES DOS GASES

“Se um gás ocupa todo o volume de um ‘recipiente’, porque a atmosfera ainda existe?”

VARIÁVEIS DE ESTADO

PRESSÃO (P) – Pascal/Atm/mmHg/bar

VOLUME (V) – m3/L TEMPERATURA (T) – K

Robert Boyle verificou (experimentalmente) o comportamento dos gases, em equilíbrio termodinâmico, a uma temperatura constante (isoterma)

P.V = k

VARIÁVEIS DE ESTADO

Charles verificou que um gás, a um dado volume constante V, tem pressão e temperatura atuando diretamente propor-cional.

P/T = k

VARIÁVEIS DE ESTADO

Charles também veri-ficou que um gás, atuando à pressão P constante, varia seu volume conforme a temperatura.

V/T = k

SUPERFÍCIE PVT

Lei combinada dos gases

=

Considerando que um gás possa sofrer alterações no volume, pressão e temperatura no mesmo processo.

Gases fluem de uma área de maior pressão para uma com menor.

DIAGRAMA DE FASES

Mapa que combina propriedades macro e microscópicas de um determinado material, considerando a pressão e temperatura.

Vapor pode ser liquefeito se +P ou –T;

Gás pode ser liquefeito se +P e –T.

DIAGRAMA DE FASES 2

AVOGADRO

“Volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. – Amedeo

Avogadro”

LEI DOS GASES IDEAIS

DIFERENÇAS

Gás Ideal é um gás teórico, com todas as propriedades bem definidas, obedecendo perfeitamente à todas as leis;

Gás Perfeito é o mesmo que um gás ideal, já que ele comporta-se perfeitamente às leis;

Gás Real, como o nome diz, são os gases propriamente ditos, comportando-se cada um de maneira específica, mantendo a variabilidade. Tornando tudo mais complexo.

GÁS IDEAL

GÁS PERFEIT

OGÁS REAL

GASES REAIS

FATOR DE COMPRESSIBILIDADE (Z); EXPERIMENTO JOULE-THOMSON; PROPRIEDADES MICROSCÓPICAS; EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS;

FATOR DE COMPRESSIBILIDADE

O fator de compressibilidade (Z) influencia na fórmula dos gases ideais.

Se PV=nRT, então PV/nRT = 1.Z = 1

EXPERIMENTO JOULE-THOMSON A energia interna (U) de um gás em

expansão adiabática. O gás expande, distância intermolecular

aumenta Choques e energia cinética diminuem; Gás se resfria.; Aumenta energia potencial;

Interações Interatômicas A energia potencial é alterada devido à

atração ou repulsão dos átomos entre si. A atração causa um

decréscimo na energia

potencial do gás, causan-

do uma maior estabilidade. A repulsão causa um

aumento na energia poten-

cial do gás, causando uma

menor estabilidade.

Interações Interatômicas Num gás ideal:

Percurso livre da molécula >> Distância entre elas A única contribuição para a energia total é

a energia cinética das moléculas. A potencial é desprezível.

CNTP/Condições-Ambientes

CNTP: Pressão – 1 atm (760 mmHg) / 0° C (273K)

Condições-Ambientes: Pressão 1 atm – 25 °C (298K)

LEI DE BOYLE (ALTERAÇÕES)

EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS Verifica-se que quando comprimimos uma

mesma porção de gás, o nº de colisões aumentam; até que em pressões elevadas, o volume desse gás será afetado pelo volume do conjunto de moléculas. Aplicando uma correção para o volume:

Videal = Vobservado – b

‘b’ é o termo de correção específico para cada mol de gás.O volume se torna maior do que o ‘ideal’.

EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS Comprimindo mais ainda a mesma porção de

gás, as moléculas são “forçadas” a se aproximar mais, exercendo algumas forças consideráveis de atração entre si que influem na força de choque das partículas contra a parede. Aplicando uma correção para a pressão:

Pideal = Pobservado + a/v2

‘a’ é o termo de correção para interação intermolecular de cada mol de gás.A pressão se torna menor que a “ideal”.

EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS A equação de Van der Waals:

DENSIDADES DE UM GÁS

Densidade Absoluta:

Densidade Relativa de um gás A ao B:

EFUSÃO E DIFUSÃO

Difusão é o fenômeno em que duas ou mais substâncias gasosas se misturam espontaneamente entre si, segundo à diferença de temperatura.

Efusão é o processo de passagem de um gás por pequenos orifícios, por diferença de pressão.

EFUSÃO E DIFUSÃO

Um gás misturado ao outro reage? E se reage, produz precipitado?

MISTURAS DE GASES

Lei de Dalton (Pressões Parciais): Se partículas de dois gases não se atraem, nem se repelem, as colisões de cada um não é afetada pelo outro.

MISTURAS DE GASES

Fração molar e pressão parcial: Se a pressão total de um sistema é a soma das pressões parciais de cada gás da mistura, suas frações molares (Xn) serão consideradas.

PA = XA . P

Fontes:

ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a

vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. RUSSEL, J. B. (1994) .Química Geral, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil.

MARTHA REIS, FONSECA, Completamente Química: Físico-química. São Paulo: FTD, 2001

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005

FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo:

Moderna, 2005. PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano,

volume 1, 4ª edição, ed moderna, São Paulo, 2006 

USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 480 p. YOUNGH;

INTERNET