Estado gasoso - o estado físico
gasoso é mais desorganizado,
tem mais espaço entre suas
partículas e não tem forma
definida.
Estado sólido - neste, as esferas
vermelhas (que podem representar
átomos, íons ou moléculas) estão
muito compactas e seu conjunto
parece formar uma figura
geométrica (neste caso um cubo)
com forma bem definida.
Estado líquido - representado por uma
porção de esferas ligeiramente menos
compactadas do que no estado sólido.
Não existe uma ordem explícita na
posição das esferas, mas estas parecem
sempre estar tocando suas vizinhas quase não existe espaços entre as
partículas.
Podemos concluir que a densidade
(razão entre a massa e o volume) de
um sólido é ligeiramente maior do
que o do líquido. E de a densidade
de ambos deve ser muito maior do
que a do gás.
A forma do conjunto das
partículas de uma amostra no
estado gasoso é indefinida na verdade, um gás só tem
forma se for confinado a um
recipiente; neste caso,
assume a forma de seu
espaço interno.
as partículas estão
em movimento
constante e
aleatório, com
colisões elásticas.
Neste caso, o único
limite para a difusão
do gás é a parede
do recipiente.
Uma outra grande diferença entre os
estados físicos é a
compressibilidade: um gás pode ser
comprimido, mediante a aplicação
de uma pressão, muito mais fácil e
amplamente que um líquido.
Outro fato interessante sobre gases
é que, sob uma mesma pressão e
temperatura, gases diferentes
possuem densidades diferentes.
O gás hélio, por
exemplo, tem uma
densidade de 161
mg/L nas CATP
(condições
ambientais de
temperatura e
pressão).
De acordo
com o
modelo
cinético
gás é...
Um gás é uma
coleção de
partículas em
constante
movimento.
O movimento
das partículas
é aleatório e
desordenado.
O espaço entre
as partículas é
muito maior do
que o tamanho
de cada
partícula.
As partículas chocam-se
entre si e com as
paredes do recipiente
que contém o gás. Estes
choques são
completamente
elásticos.
A velocidade
média de uma
amostra de
gás aumenta
com o
aumento da
temperatura.
Leis Empíricas e a Equação de
Estado dos Gases Ideais
Com a invenção do termômetro
(Farheneit) e do barômetro
(Torricelli), aliados a balanças mais
sensíveis, permitiu a um grupo de
cientistas, curiosos e amantes da
natureza a descoberta de
propriedades interessantes do
estado gasoso.
as relações observadas entre
as variações na pressão, na
temperatura e no volume
pareciam ser as mesmas para
todos os gases. Estas
observações indicavam que
os gases eram obedientes a
algumas leis.
Volume
x
Pressão:
A Lei de Boyle
p1V1=p2V2
Transformação
isotérmica
O volume de um gás diminui quando
a pressão sobre este aumenta. Lei
de Boyle: o volume de um gás é
inversamente proporcional à sua
pressão.
A Figura ilustra um experimento
onde o volume de um gás foi medido
isotermicamente (a temperatura
constante) em função da pressão.
Lei de Boyle na Respiração
Na etapa da inalação, o diafragma se
expande deixando o volume do
pulmão maior. Como o produto pV
deve ser constante, a pressão
interna do pulmão diminui com este
aumento de volume. Como a
pressão atmosférica é maior, ar
entra no pulmão até equalizar as
pressões. O processo inverso
ocorre na exalação.
Na sucção, usamos o
diafragma para
aumentar o volume do
pulmão e diminuir sua
pressão interna. Só
que, agora, usamos
esta diferença de
pressão com a
pressão externa para
sugar alguma coisa,
tal como o refrigerante
com um canudo.
Volume
x
Temperatura:
A Lei de Charles
V1/T1=V2/T2
Transformação
isobárica
O volume de um gás é
diretamente proporcional à
temperatura, desde que a
pressão do gás seja constante.
A escala absoluta da
temperatura foi desenvolvida
por Lord Kelvin e é conhecida,
hoje, como Escala Kelvin.
Nesta escala, -273,15 °C
corresponde a 0 K. A
conversão entre as escalas
pode ser feita conforme a
expressão abaixo:
T(K) = T(°C) - 273,15
Volume
x
Número de partículas:
A Lei de Avogadro
"volumes iguais de gases,
medidos na mesma pressão e
temperatura (CNTP), contém
o mesmo número de
partículas". Este postulado
ficou conhecido como a Lei
de Avogadro.
Um mol contém o número de
Avogadro de partículas, quer sejam
íons, átomos ou moléculas:
6,022x1023. De acordo com
Avogadro, um mol de qualquer gás
irá ocupar sempre o mesmo volume
(CNTP, a 273K e 1,00atm), um mol de
qualquer gás ocupa o mesmo
volume: 22,4 litros.
Outra observação importante de
Avogadro foi de que quanto maior
for o número de mols do gás, maior
será o seu volume, nas CNTP.
Equação de Estado
dos Gases Ideais
Esta é também uma das mais
famosas equações da ciência:
pV=nRT já faz parte,
praticamente, do senso comum.
A expressão é poderosa: nos
permite prever qualquer estado
possível para um gás, pois as
variáveis (p, V, n, T) são
interdependentes e obedecem a
função pV/nT = R.
A atmosfera é uma
grande mistura gasosa
Umidade relativa do ar
Este número indica a relação entre
a quantidade de água (g) que existe
atualmente no ar e a máxima
quantidade possível de água (g)
para esta temperatura. Esta
quantidade máxima é fruto da
pressão de vapor da água, que é
uma função de T.
A pressão de vapor aumenta
exponencialmente com o
aumento da temperatura.
o "Dew Point", ou "ponto de
orvalho" é de 15°C: qualquer
temperatura abaixo deste
valor irá forçar a uma parcela
das moléculas de água
dispersas no ar a se
condensar em um líquido - o
orvalho.
Se a temperatura
baixar o suficiente
em um dia úmido,
as moléculas de
água podem se
condensar
diretamente para a
fase sólida, num
processo chamado
deposição. Ou
geada...
Alguns líquidos são mais voláteis do
que outros, ou seja, possuem maior
pressão de vapor numa dada
temperatura. Um frasco de éter
aberto, por exemplo, evapora muito
mais rapidamente do que o mesmo
frasco com água. Isto porque a
pressão de vapor do éter é muito
maior do que a da água na
temperatura ambiente.
Um dos métodos de produção do
gás hidrogênio, envolve a reação
do (HCl) com um metal, tal como
o zinco (Zn). Devido a existência
da pressão de vapor do líquido
(água), o produto final é uma
mistura gasosa, de água e gás
hidrogênio.
Modelo cinético dos gases,
também conhecido como Teoria
Cinética Molecular dos Gases
(KMT)
um aumento de temperatura
provoca um aumento na
velocidade média das partículas
e, conseqüentemente, um
aumento na energia do gás.
Graham dizia que a
velocidade de difusão
(passagem do gás para outro
meio) ou efusão (passagem
do gás por um orifício ou
barreira) de um gás era
inversamente proporcional ao
quadrado de sua massa
molar.
Ou seja, quanto mais
pesado for o gás, menor
sua velocidade de
efusão. O modelo
cinético chega
quantitativamente ao
mesmo resultado.
após a abertura
da válvula, o
balão murcho
fica ainda mais
murcho e o balão
cheio ainda mais
cheio. Isto é uma
conseqüência da
lei de Graham.
Fonte: QMCWEB