CAPÍTULO 10 – GASES

Michel Francisco Nagme Rachid Costa – 14459Vinícius José Silveira de Souza – 14426

• CARACTERÍSTICAS

• São compostos moleculares simples tendo baixas massas moleculares• Possuem volume e forma indefinidos• Formam misturas homogêneas independentemente de suas características, devido ao grande espaçamento entre suas moléculas.Ex: atmosfera terrestre

• Substâncias líquidas e sólidas podem existir no estado gasoso, recebendo o nome de vapor.

• PRESSÃO

Pressão é a força Fagindo sobre umaárea A

• Os gases exercem pressão na superfície em que estão em contato• Pressão atmosférica: a gravidade age sobre os gases atmosféricos pressionando a superfície terrestre.

Patm = 1x105 N/m² = 1x105 Pa = 760 mmHg = 1 atm

• A LEI DOS GASES

• 4 variáveis são necessárias para definir o estado de um gás:

pressão (P), volume (V), temperatura (T)e quantidade de matéria (n)

• Lei de Boyle• Lei de Charles• Lei de Avogrado

• RELAÇÃO PRESSÃO-VOLUME: LEI DE BOYLE

• Em um balão, se aumentarmos a pressão o volume diminui

P.V = k

k é uma constante dependente de T e nP e V são inversamente proporcionais

• Quando a temperatura é constante, pode-se usar a seguinte equação:

P1.V1 = P2.V2

• RELAÇÃO PRESSÃO-VOLUME: LEI DE BOYLE

• RELAÇÃO TEMPERATURA-VOLUME: LEI DE CHARLES

• Em balões, o gás expande-se à medida que a temperatura aumenta, e contrai-se com a diminuição da temperatura.

V/T = k

k é uma constanteV e T são diretamente proporcionais

• Quando não há variação na pressão, pode-se usar a relação:

V1/T1 = V2/T2

• RELAÇÃO TEMPERATURA-VOLUME: LEI DE CHARLES

• RELAÇÃO QUANTIDADE-VOLUME: LEI DE AVOGRADO

• Se adicionarmos gás a um balão, seu volume tende a aumentar

V/n = k

k é uma constante, V e n são diretamente proporcionais

• RELAÇÃO QUANTIDADE-VOLUME: LEI DE AVOGRADO

• EXEMPLO DE APLICAÇÃO DA LEI DE AVOGRADO: AIRBAGS

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

• EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS• Juntando as três relações anteriores, temos:

P.V = nRT

R é uma constante e seu valor depende das unidades utilizadas

• Nos cálculos, deve-se sempre utilizar a temperatura em Kelvin [K]• As condições de 0°C (273,15 K) e 1 atm são chamadas de CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). O volume ocupado por um mol de gás ideal nas CNTP é 22,4 L, conhecido como volume molar.

• DENSIDADE DOS GASES

• Da equação dos gases ideais:

n/V = P/R.T (x M)n.M/V = P.M/R.T

d = P.M/R.T

Quanto maior a massa molar (M),maior a densidade do gás

• 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.

• PRESSÕES PARCIAIS:

• John Dalton observou que:“A pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho.”

P = P1 + P2 + P3 + ...

onde P1 = n1.R.T/V, P2 = n2.R.T/V, P3 = n3.R.T/V, ...

P = (n1 + n2 + n3 + ...).R.T/V

onde n1 + n2 + n3 + ... = nt

P1/P = (n1.R.T/V) / (nt.R.T/V)

↕

P1/P = n1/nt

• TEORIA CINÉTICA MOLECULAR

• Publicada por Rudolf Clausius, traz as seguintes afirmações:

1. As moléculas dos gases estão em movimento contínuo e aleatório

2. O volume de todas as moléculas do gás é desprezível se comparado ao volume onde o gás está contido

3. As forças atra7tivas e repulsivas entre as moléculas são desprezíveis

4. A energia cinética média das moléculas não varia com o tempo se não houver variação de temperatura, e portanto, as colisão são elásticas

5. A energia cinética média é proporcional à temperatura. A pressão é provocada pelas colisões das moléculas com as paredes do recipiente onde encontra-se o gás. A temperatura absoluta é uma medida de energia cinética média de suas moléculas (quanto maior a temperatura maior a energia cinética média).

• CONSEQUÊNCIAS DA TEORIA CINÉTICA MOLECULAR

• Explicação da Lei de Boyle (P.V = k)O efeito de um aumento de volume à temperatura constante:Temperatura constante significa que a velocidade média quadrática, μ, não varia. Se o volume aumenta, as moléculas movem-se uma distância maior entre as colisões. Dessa forma, existem menos colisões por unidade de tempo com as paredes do recipiente, e a pressão diminui. O modelo explica de maneira simples a Lei de Boyle.

• O efeito do aumento da temperatura a volume constante:Aumento na temperatura significa aumento em μ. A volume constante, haverá mais colisões com as paredes por unidade de tempo. Além disso, as moléculas chocam-se contra as paredes com mais força. O modelo explica o aumento de pressão observado.

• EFUSÃO E DIFUSÃO MOLECULAR

• Relata a dependência das velocidades moleculares em relação à massa do composto

Assim, da teoria cinética molecular temos que μ =

Distribuição de velocidades moleculares para diferentes gases a 25°C

• LEI DE EFUSÃO DE GRAHAM

Efusão é o movimento de partículas gasosas no sentido de escaparem do recipiente onde estão para um ambiente de menor pressão por buracos minúsculos.

Graham afirmou que a taxa de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Dessa forma, quanto mais leves as moléculas de gás, maior a velocidade vqm, μ.

• DIFUSÃO

Difusão é o espalhamento de partículas gasosas em meio a partículas de outros gases ou paredes porosas.

A Lei de Graham continua valendo para este caso:

• GASES REAIS: DESVIOS DO COMPORTAMENTO IDEAL

1. A altas pressões, os gases tendem a se desviar do comportamento ideal, gerando sérios erros quando utilizada a equação dos gases ideais.

CAUSAS:A altas pressões, a distância entre as moléculas diminui, aumentando as forças atrativas entre elas. Assim, a força das colisões com o recipiente diminuem, diminuindo a pressão. Nesse caso, a pressão se torna mais baixa em relação ao gás ideal.

P.VR.T

P (atm)

• GASES REAIS: DESVIOS DO COMPORTAMENTO IDEAL

2. A baixas temperaturas, os gases se desviam do comportamento ideal, e esse desvio torna-se cada vez mais significante à medida que se aproximam da temperatura na qual se liquefazem.

CAUSAS:Quando a temperatura cai, a velocidade das moléculas diminui, fazendo com que elas tenham uma maior dificuldade em vencer a força atrativa.

P.VR.T

P (atm)

• A EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS

Van der Waals corrigiu a equação dos gases ideais, elaborando uma nova equação que levasse em conta as forças atrativas e o volume finito delas

Com a e b constantes dependentes do gás estudado.