Cap. 10 - GASES

Ibrahim 17082Pedro Henrique 17118

Yuri 16986

Introdução:

- Importância para a vida;

- Diversos elementos e substâncias na forma gasosa;

- Importância no cotidiano.

Características dos gases:- POSSUEM FORMA E VOLUME INDEFINIDOS;

- PELO FATO DE SEREM COMPOSTOS MOLECULARES SIMPLES, POSSUEM BAIXA MASSA MOLECULAR;

- FORMAM MISTURAS HOMOGÊNEAS E SÃO BASTANTE COMPRESSÍVEIS DEVIDO AO GRANDE ESPAÇAMENTO ENTRE SUAS MOLÉCULAS;

- SUBSTÂNCIAS LÍQUIDAS E SÓLIDAS PODEM EXISTIR NO ESTADO GASOSO, RECEBENDO O NOME DE VAPOR.

Pressão:

- Definida como FORÇA que atua sobre uma determinada ÁREA;

- Os gases exercem pressão na superfície em que estão em contato.

Pressão atmosférica:

- É a pressão exercida por uma coluna de gás de 1 m2 de secção transversal cuja altura vai até os confins da atmosfera.

Patm = 1 x 105 N/m² = 1 x 105 Pa = 760 mmHg = 1 atm

Leis dos gases:

- Variam com a PRESSÃO, VOLUME, TEMPERATURA e QUANTIDADE DE MATÉRIA;

- As três leis: - Lei de Boyle;- Lei de Charles;- Lei de Avogadro.

Lei de Boyle:

“O volume de certa quantidade de gás mantido à temperatura constante é

inversamente proporcional à pressão”

Balão Metereológico

Exemplos:

Respiração

Lei de Charles:

- É a relação entre a temperatura e o volume.

- O volume é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

Exemplo:

Lei de Avogadro:

“O volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás”

- 22,4 L de um gás a 0ºC e 1 atm contém 6,2 x 10²³ moléculas de gás (1 mol).

Exemplo:

6 NaN3(s) + Fe2O3(s) → 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)

Equação do gás ideal

- TOMANDO POR BASE AS 3 LEIS ANTERIORMENTE APRESENTADAS, CHEGAMOS À EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS:

P.V = n.R.T

Densidade de um gás:

- Depende de sua pressão, massa molar e temperatura;

- O fato de um gás mais quente ser menos denso que um gás mais frio explica o fato do ar quente subir e o ar frio descer.

Exemplo:

Da equação dos gases ideais:

P∙V = n∙R∙T

P∙V = (m/M)∙R∙T

(P∙M)/(R∙T) = m/V

D = (P∙M)/(R∙T)

Misturas gasosas:

- Lei das pressões parciais (Lei de Dalton):

Pt = P1 + P2 + ... Pn

Coleta de gás sobre a água:

Teoria Cinética Molecular:

- Explicação para o comportamento de um gás;

- Considera apenas o movimento molecular.

Afirmações de Rudolf Clausius:

1. Os gases consistem em grande número de moléculas que estão em movimento.

2. O volume do gás é desprezível comparado ao volume total (0,1%).

3. As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas são desprezíveis.

Afirmações de Rudolf Clausius:

4. As energias podem ser transferidas entre as moléculas em suas colisões, porém a energia cinética média das moléculas não varia com o tempo, ou seja, as colisões são perfeitamente elásticas.

5. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta.

Energia Cinética Quadrática Média

Ec = m(vqm)²/2 = 3kT/2

m – massa da molécula do gás

vqm – velocidade quadrática médiak – constante de Boltzmann (k = 1,38·10-23 J/K)T – temperatura absoluta do gás

Efusão e Difusão:

- Efusão: escoamento de partículas através de uma pequena abertura ou orifício.

- Difusão: espalhamento de uma substância no espaço ou em uma segunda substância.

Lei de efusão de Graham:

T α 1/√MT α vqm

T – taxa de efusãoM – massa molarvqm – velocidade quadrática média

Exemplos:

Para escapar, a Para escapar, a molécula tem que molécula tem que acertar o orifícioacertar o orifício

Volume He = Volume NVolume He = Volume N22

Desvio de comportamento ideal:

- Os desvios da lei dos gases ideais ocorrem porque não se consideram dois fatores:1. O volume finito das partículas de gás.2. As forças atrativas entre as partículas do gás

Desvio em função da temperatura:

- A baixas temperaturas esse desvio torna-se cada vez mais significante à medida que se aproxima da temperatura na qual se liquefaz.

Desvio em função da pressão:

- As altas pressões geram sérios erros quando se utiliza a equação dos gases ideais.

Equação de Van der Waals- Van der Waals corrigiu a equação dos gases

ideais, elaborando uma equação empírica que levasse em conta as forças atrativas e o volume finito delas.

Sendo a e b constantes dependentes do gás empregado.

Referências bibliográficas:

- Princípios de Química – Masterton

- Química Geral – Schaum / Rosemberg

- Química: A Ciência Central, 9ª ed.. Brown, LeMay, Bursten

- http://www.elcio.unifei.edu.br/teoria/seminários