Guilherme Pego de Andrade 14237 Rafael Silva de Almeida 14243 Prof. Élcio

1. GASES Guilherme Pego de Andrade 14237 Rafael Silva de Almeida 14243 Prof. Élcio

2. Introdução: ● Os gases são muito importantes no nosso dia-a-dia: ● O2  Suporta a vida humana (respiração). ● Cl2 Usado para purificar a água na rede urbana. ● C2H2 Usado na solda de metais (acetileno). ● CO2 e CH4 Principais responsáveis pelo efeito estufa.

3. Características dos gases: ● Os gases são bastante diferentes dos sólidos e dos líquidos em muitos aspectos. ● Sempre constituem misturas homogêneas. ● Forma e volume indefinidos. ● São muito compressíveis. ● A distância relativa entre suas moléculas é grande.

4. Pressão: ● Definição: pressão é a força (F) que atua em uma determinada área (A) P = F/A. ● Como F é dada em Newton [N] e A é dada em [m2], a pressão é dada em Pascal [Pa] = [N/m2].

5. Pressão atmosférica e barômetro: ● É a pressão exercida por uma coluna de gás de 1 m2 de secção transversal cuja altura vai até os confins da atmosfera. ● A pressão atmosférica pode ser medida por meio de um barômetro. ● Pressão atmosférica normal: 760 mmHg = 1,01325 x 105 Pa.

7. Pressão de gases confinados e manômetros: ● Calibrador pneumático: usado para medir a pressão do ar nos pneus. ● Manômetro: usado para medir pressões.

9. Lei dos Gases: ● Numerosas experiências com muitos gases revelam que são necessárias quatro variáveis para definir as condições físicas, ou estado, de um gás: ● T  Temperatura  [K] ● P  Pressão  [atm] ● V  Volume  [L] ● n  quantidade do gás  [mol]

10. Lei de Boyle: ● É a relação entre a pressão e o volume. ● Quando a pressão exercida sobre um balão de borracha diminui, o balão se expande. Com isso pode-se afirmar que a pressão e o volume são inversamente proporcionais.

11. Lei de Boyle: PV= constante

12. Lei de Charles: ● É a relação entre a temperatura e o volume. ● Os balões de ar quente se elevam porque o ar se expande quando aquecido. O ar quente no interior do balão é menos denso que o ar frio ambiente, na mesma pressão. ● O volume é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

13. Lei de Charles: V/T= constante

14. Lei de Avogadro: ● É a relação entre a quantidade e o volume ● Se adicionarmos mais gás a uma bola de borracha cheia, a bola se expande. O volume de um gás depende não somente da pressão e da temperatura, mas também da quantidade de gás. ● O volume de um gás é diretamente proporcional à quantidade de gás.

15. Lei de Avogadro: V/n = constante

16. A equação do gás ideal: ● Um gás ideal é um gás hipotético cujo comportamento de pressão, volume e temperatura segue exata e completamente a equação do gás ideal. ● R  É a constante dos gases ideais, seu valor depende das unidades de P, V, n e T. P.V = n.R.T ● CNTP  OºC e 1 atm

17. Relação entre a equação do gás ideal e as leis dos gases: ● O produto PV = nRT = constante. ● Como R é uma constante, se n e T forem invariáveis, os valores de P e de V podem se alterar, mas o produto PV fica constante. ● P1V1 = P2V2

18. Aplicações da equação do gás ideal: ● A equação do gás ideal pode ser aproveitada para se determinar a densidade de um gás, a sua massa molar e os volumes de gases formados ou consumidos nas reações químicas.

19. Densidades e massas moleculares dos gases: ● A densidade do gás depende da pressão, da massa molecular e da temperatura. ● Embora os gases formem misturas homogêneas, um gás menos denso fica por cima de outro mais denso, na ausência de agitação.

20. Misturas gasosas, pressões parciais e frações em mol: ● John Dalton descobriu que a pressão de uma mistura de gases é igual à soma das pressões que cada gás teria se ocupasse sozinho o volume da mistura. ● Lei de Dalton  Pt = P1 + P2 + P3 + ... ● Fração em mol é a razão entre a quantidade de um componente da mistura e a quantidade total na mesma mistura.

21. Coleta de gases sobre a água: Ptotal = Pgás + PH2O

22. Teoria Cinética Molecular: A teoria cinética molecular se resume nas seguintes admissões: ● Os gases são constituídos por grandes números de moléculas que estão em movimento contínuo e caótico. ● O volume ocupado pelas moléculas do gás é desprezível diante do volume disponível para o gás. ● As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis. ● As colisões intermoleculares e com as paredes do recipiente são perfeitamente elásticas. ● Numa certa temperatura as moléculas de quaisquer gases têm a mesma energia cinética média.

23. A pressão de um gás é provocada pelas colisões das moléculas do gás com as paredes do recipiente

24. Aplicações às leis dos gases: ● Efeito do aumento de volume à temperatura constante: - O fato da temperatura permanecer constante, significa que a energia cinética média das moléculas também permanecerá. ● Efeito da elevação de temperatura a volume constante: - A elevação da temperatura provoca o aumento da energia cinética média. Não havendo aumento de volume será maior o número de colisões.

25. Efusão e difusão moleculares: ● Um gás que esteja à mesma temperatura de um outro qualquer terá a mesma energia cinética média do outro, mesmo que a massa das moléculas dos gases sejam diferentes. ● Quanto mais leve forem as moléculas do gás, maior será a velocidade quadrática média, .

26. = (3RT/M)½M= Massa molar

27. Lei da efusão de Graham: ● A velocidade de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada da massa molar. r1/r2 = (M2/M1)½ ● A velocidade de efusão é diretamente proporcional à velocidade média quadrática das moléculas. r1/r2 = 1/2 = (M2/M1)½

28. Para escapar, a molécula tem que acertar o orifício Volume He = Volume N2

29. Difusão e caminho livre médio: ● A difusão dos gases é muito mais lenta do que sugere a velocidade das moléculas (515 m/s) ● O caminho livre médio é a distância coberta por uma molécula entre duas colisões sucessivas.

30. Cada segmento representa a trajetória entre duas colisões sucessivas.

31. Gases Reais: Afastamento do comportamento ideal ● Os gases reais não se comportam idealmente em pressões elevadas. ● As moléculas dos gases reais tem volumes finitos e se atraem mutuamente. ● As forças atrativas entre as moléculas se tornam importantes a distâncias curtas, quando as moléculas estão muito aglomeradas, nas pressões elevadas. ● As forças atrativas só são significativas em condições de pressão elevada, quando a distância média entre as moléculas é pequena.

32. ● Efeito do volume finito ● Efeito das forças intermoleculares atrativas

33. Equação de Van der Waals: ● P = [(nRT)/(V-nb)]-(n2a/V2) ● Onde ‘nb’ representa o volume finito ocupado pelas moléculas de gás e (n2a/V2) representa as forças atrativas entre as moléculas de gás.

34. Referência bibliográfica: Química: A ciência central