Físico-Química - Gases

Físico-Química - Gases

•Os gases sãoaltamentecompressíveise ocupamo volume total de seusrecipientes.

•Quandoum gásésubmetidoàpressão, seuvolume diminui.

•Os gases sempreformammisturashomogêneascom outros gases.

•Os gases ocupamsomentecercade 0,1 % do volume de seus recipientes.

Prof. Dr. OdonProf. Dr. Odoníírio Abrahão Jrio Abrahão Júúniornior odonirio@biomedicina.uftm.edu.brodonirio@biomedicina.uftm.edu.br odonirio@nutricao.uftm.edu.brodonirio@nutricao.uftm.edu.br

A pressãoéa forçaatuandoemum objetopor unidadede área:

PressãoPressão

•A gravidade exerce uma força sobre a atmosfera terrestre

•Umacolunade arde 1 m2de seçãotransversal exerce umaforçade 105N.

•A pressãode umacolunade arde 1 m2éde 100 kPa.

A pressãoatmosféricae o barômetro

•A pressãoatmosféricaémedidacom um barômetro.

•Se um tuboéinseridoemum recipientede mercúrio abertoàatmosfera, o mercúriosubirá760 m no tubo.

•A pressão atmosférica padrão é a pressão necessária parasuportar760 m de Hg emumacoluna.

A pressãoatmosféricae o barômetro

•As pressõesde gases nãoabertosparaa atmosfera são medidas em manômetros.

•Um manômetroconsistede um bulbode gáspreso a um tuboemforma de U contendoHg:

–Se Pgas< PatmentãoPgas+ Ph2= Patm. –Se Pgas> PatmentãoPgas= Patm+ Ph2.

Relaçãopressão-volume: lei de Boyle

•Os balõesde previsãode tempo sãousadoscomo uma consequência prática para a relação entre a pressãoe o volume de um gás.

•Quandoo balãode previsãode tempo sobe, o volume diminui.

•Quandoo balãode previsãode tempo se distancia da superfície terrestre, a pressão atmosférica diminui.

•A Lei de Boyle: o volume de umaquantidadefixa de gás é inversamente proporcional à sua pressão.

•Boyle usouum manômetroparaexecutaro experimento.

As leis dos gasesAs leis dos gases

Matematicamente:

•Um gráficode V versusP éum hiperbolóide.

•Damesmaforma, um gráficode V versus1/P deve ser uma linha reta passando pela origem.

Relaçãotemperatura-volume: lei de Charles

•Sabemos que balões de ar quente expandem quando são aquecidos.

•A lei de Charles: o volume de umaquantidadefixade gás à pressão constante aumenta com o aumento da temperatura.

•Matematicamente:

•QuandoT émedidaem°C, a intercepçãono eixoda temperaturaé-273,15°C.

•Observe queo valor daconstanterefleteas suposições: quantidadede gáse pressão.

Relaçãoquantidade-volume: lei de Avogadro

•A lei de Gay-Lussacde volumes combinados: a uma determinadatemperaturae pressão, osvolumes dos gases quereagemsãoproporçõesde números inteiros pequenos.

•A hipótesede Avogadro: volumes iguaisde gases à mesma temperatura e pressão conterão o mesmo númerode moléculas.

•A lei de Avogadro: o volume de gása umadada temperatura e pressão é diretamente proporcional à quantidadede matériado gás.

Podemosmostrarque22,4 L de qualquergása 0°C contém6,02 ×1023moléculasde gás.

A A equaequaççãoãodo do ggáássidealideal

Considereas trêsleis dos gases. •Lei de Boyle:

•Lei de Charles: •Lei de Avogadro:

• Podemos combiná-las em uma lei geraldos gases:

Se Réa constantede proporcionalidade(chamadade constantedos gases), então

A equaçãodo gásideal é:

•DefinimosTPP (temperaturae pressãopadrão) = 0°C, 273,15 K e 1 atm.

•O volume de 1 mol de gásnaTPP é:

Relacionandoa equaçãodo gásideal e as leis dos gases

•Se PV= nRTe ne T sãoconstantes, entãoPV = constantee temosa lei de Boyle.

•Emgeral, se temosum gássob doisgruposde condições, então:

Densidadesde gases e massa molar

•A densidadetem unidadesde massapor unidadesde volume.

• Reajustando a equação ideal dos gases com M

comomassamolar, teremos:

AplicaAplicaççõesões adicionaisadicionais dada equaequaççãoão do do gás idealideal

RT PdV n RTPV nRTPV

A massamolar de um gáspodeser determinadacomo se segue:P dRT =M

Volumes de gases emreaçõesquímicas

•A equaçãoideal dos gases relacionaP, Ve Tao númerode molsdo gás.

•O npodeentãoser usadoemcálculos estequiométricos.

•Umavezqueas moléculasde gásestãotão separadas, podemos supor que elas comportam-se independentemente.

•A Lei de Dalton: emumamisturagasosa, a pressão total édada pelasoma das pressõesparciaisde cada componente:

V RTnP i

MisturaMisturade gases e de gases e pressõespressõesparciaisparciais

•Cada gás obedece à equação ideal dos gases:

Combinando as equações:

RT nnnP L321total

Pressões parciais e frações em quantidade de matéria

•Considerenia quantidadede matériade gási exercendo uma pressão parcial Pi, então totalPP i Χ= onde Χi é a fração em quantidade de matéria (ni/nt).

Coletandogases sobrea água

•Écomumsintetizargases e coletá-losatravésdo deslocamentode um volume de água.

•Para calculara quantidadede gásproduzido, precisamos fazer a correção para a pressão parcial da água.

TeoriaTeoria cincinééticatica molecularmolecular

• Teoria desenvolvida para explicar o comportamento dos gases.

• Teoria de moléculas em movimento.

• Suposições:

–Os gases consistemde um grandenúmerode moléculas em movimento aleatório constante.

–O volume de moléculasindividuaisé desprezível comparado ao volume do recipiente.

–As forçasintermoleculares (forçasentre moléculasde gases) sãoinsignificantes.

Suposições:

–A energiapodeser transferidaentreas moléculas, masa energiacinéticatotal é constante à temperatura constante.

–A energiacinéticamédiadas moléculasé proporcional à temperatura.

•A teoriamolecular cinéticanosforneceum entendimentosobrea pressãoe a temperaturasno nível molecular.

•A pressãode um gásresultado númerode colisões porunidadede tempo nasparedesdo recipiente.

•A ordemde grandezada pressãoédada pela freqüência e pela força da colisãodas moléculas.

•As moléculasde gástêm uma energia cinética média.

• Cada molécula tem uma energia diferente.

•Há uma propagação de energias individuais de moléculas de gásemqualqueramostrade gases.

•Àmedidaquea temperaturaaumenta, a energiacinética médiadas moléculasde gásaumenta.

•Àmedidaquea energiacinéticaaumenta, a velocidade das moléculasdo gásaumenta.

•A velocidademédiaquadrática, u, éa velocidadede uma molécula do gás que tem energia cinética média.

•A energiacinéticamédia, ε, estárelacionadaàvelocidade

quadrática média: 221 mu=ε

Aplicaçãodas leis de gases

•Àmedidaqueo volume aumentaàtemperatura constante, a cinéticamédiado gáspermanece constante. Consequentemente, uéconstante. Entretanto, o volume aumentafazendocom queas moléculas do gás tenham que viajar mais para atingiremas paredesdo recipiente. Portanto, a pressão diminui.

•Se a temperaturaaumentacom volume constante, a energiacinéticamédiadas moléculasdo gás aumenta. Conseqüentemente, hámaiscolisõescom as paredesdo recipientee a pressãoaumenta.

Efusão e difusão molecular

•Àmedidaquea energiacinéticaaumenta, a velocidadedas moléculasdo gásaumenta.

•A energiacinéticamédiade um gásestá relacionada à sua massa :

•Consideredoisgases àmesmatemperatura: o gás maislevetem umavqmmaisaltado queo gásmais pesado.

• Matematicamente: M

•Quantomenora massamolar, M, maisaltaa vqm.

Lei daefusãode Graham

•À medida que a energia cinéticaaumenta, a velocidadedas moléculasdo gás aumenta.

•A efusãoéa evasãode um gásatravésde um buraco pequeno (um balão esvaziará com o tempo devidoà efusão).

•A velocidade da efusão podeser medida.

•Consideredoisgases com massasmolaresM1e M2, a velocidaderelativade efusãoédada por:

uur r

•As moléculasescapamde seurecipienteparaum espaço evacuado apenas quando ‘batem’ no buraco.

•Consequentemente, quantomaisaltafor a vqm, maior seráa probabilidadede umamoléculade gásbaterno buraco.

Difusão e caminho médio livre •A difusãode um gáséa suapropagaçãopeloespaço.

•A difusãoémaisrápidaparaas moléculasde gásleves.

•A difusãoésignificativamentemaislentado quea velocidade vqm (considere alguém abrindo um frasco de perfume: passaalgumtempo antes queo odor possaser sentido, masa velocidadevqma 25°C éde cercade 1.150 mi/h).

• A difusão tem sua velocidade reduzida pelas colisões entreas moléculasde gás.

•A distânciamédiade umamoléculade gásentreas colisões é denominado caminho médio livre.

•No níveldo mar, o caminhomédiolivreé aproximadamente 6 × 10-6 cm.

•Daequaçãodo gásideal, temos n

Gases Gases reaisreais: : desviosdesviosdo do

ComportamentoComportamento idealideal

•Para 1 mol de gás, PV/RT= 1 paratodasas pressões. •Emum gásreal, PV/RTvariasignificativamentede 1.

•Quantomaiorfor a pressão, maiorseráo desviodo comportamento ideal.

•Àmedidaquea temperaturaaumenta, osgases se comportam de maneira mais ideal.

•As suposiçõesnateoriacinéticamolecular mostramondeo comportamentodo gásideal falha:

–as moléculasde um gástêmvolume finito;

–as moléculasde um gásse atraem.

•Àmedidaquea pressãoemum gásaumenta, as moléculassãoforçadasa se aproximarem.

•Àmedidaqueas moléculasficammaispróximas, o volume do recipientetorna-se menor.

•Quantomenorfor o recipiente, maisespaçoas moléculasde gáscomeçama ocupar.

•Como conseqüência, quantomaiorfor a pressão, o gás se torna menos semelhante ao gás ideal.

•Quantomenorfor a distânciaentreas moléculasde gás, maiora chance das forçasde atraçãose desenvolverem entre as moléculas.

•Conseqüentemente, menoso gásse assemelhacom um gásideal.

•Àmedidaquea temperaturaaumenta, as moléculas de gásse movemmaisrapidamentee se distanciam mais entre si.

• Altas temperaturas significam também mais energia disponível para a quebra das forças intermoleculares.

•Conseqüentemente, quantomaiorfor a temperatura, mais ideal éo gás.

A equaçãode van derWaals

•Adicionamosdoistermosàequaçãodo gásideal: um paracorrigiro volume das moléculase o outropara corrigir as atrações intermoleculares.

•Os termosde correçãogerama equaçãode van der nbV nRTP −− onde a e b são constantes empíricas.

nbV nRTP −−

( ) nRTnbVV

Correçãoparao volume das moléculasCorreçãoparaa atração molecular

Forma geraldaequaçãode van derWaals:

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