Cap. 10 -
GASES
Ibrahim 17082
Pedro 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”
Exemplos:
Balão Metereológico
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 média
k – 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/√M
T α vqm
T – taxa de efusão
M – massa molar
vqm – velocidade quadrática média
Exemplos:
Para escapar, a
molécula tem que
acertar o orifício
Volume He = Volume N2
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