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
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