Gases PROPRIEDADES 1

Gases

PROPRIEDADES

Gases

2 Propriedades

Lei dos gases (Boyle, Charles)

Gay Lussac e Avogadro quantidade Equação do gás ideal

Equação geral dos gases Lei de Dalton

Gases sobre a água Graham

Distribuição de velocidades Teoria cinético molecular Gases Reais

4

ATMOSFERA

DIÓXIDO CARBONO

OXIGÊNIO NITROGÊNIO _ARGÔNIO

0,93 % 78 %

21 %

Outros gases à temperatura ambiente

Cianeto de hidrogênio (HCN), sulfeto de

hidrogênio (H

S), metano (CH

) , dióxido de

6

CARACTERÍSTICAS GERAIS

EXPANSÃO DOS GASES

CARACTERÍSTICAS GERAIS

Os gases são muito compressíveis

Os gases formam misturas homogêneas entre si

As moléculas dos gases estão muito separadas

8

PROPRIEDADES DOS GASES:

Para descrever o estado gasoso, são necessárias 4

grandezas

:

PRESSÃO

COLISÕES

A força por unidade de

área é a pressão do gás

10

CONCEITO DE PRESSÃO

PRESSÃO = FORÇA ÁREA

12

pressão atmosférica normal

1 atm = 760 mmHg = 1,013 x 10

5

_{Pa =}

101,3 k Pa

(ao nível do mar)

PRESSÃO - OUTRAS UNIDADES

1 Torr = 1 mmHg

760 Torr = 760 mmHg

16

LEI DE BOYLE

1/V

V P

V P

V

V

P

V P

P

P

Alta temperatura e alta presssão Baixa temperatura e baixa pressão TEMPERATURA

T

P

18

LEI DE CHARLES

V = kT

V

₁

= V

₂

T

₁

T

₂

Lei de Boyle-Mariotte

T

Lei de Charles e Gay Lussac

V constante: P T (isométrica)

Lei de Charles

20

TEMPERATURA ABSOLUTA – A ESCALA KELVIN

T

v

gás ideal ou gás perfeito

Obedece rigorosamente a essas leis sob

quaisquer condições.

Na realidade não existe nenhum gás assim.

Oxigênio, hidrogênio e nitrogênio

baixas pressões e altas temperaturas.

quase

22

A COMPRESSIBILIDADE DOS

GASES - Lei de BOYLE

O ar é comprimido nos pneus:

compressibilidade do gás

maior pressão- menor volume)

Os balões meteorológicos

expandem ao subir

menor pressão é exercida

sobre ele

menor pressão- maior

volume

LEI DE BOYLE

Relação pressão-volume

:

P α 1/V P = K . 1/V

PV = K

P

V

= P

V

24

RELAÇÃO TEMPERATURA-VOLUME

LEI DE CHARLES e GAY-LUSSAC

Os balões de ar quente sobem porque o ar

expande-se à medida que é aquecido

O volume de gás aumenta linearmente com a

temperatura, à pressão constante.

RELAÇÃO QUANTIDADE-VOLUME

volume

temperatura quantidade

pressão

Gay-Lussac observou que os volumes de gases que

reagem entre si estão na proporção dos menores

números inteiros:

26

AVOGADRO

AVOGADRO

Volumes iguais de gases à mesma

temperatura e pressão contêm

números iguais de moléculas

V= K x n

28

EQUAÇÃO DO GÁS IDEAL

Lei de Boyle: V α 1/P (T constante)

Lei de Charles: V α T (P constante)

Lei de Avogadro: V α n (P e T constantes)

Combinando: V α nT/P

Se R = constante de proporcionalidade:

V = nRT/P

ou

PV = nRT

Os valores de R dependem das unidades de

P, V, n e T

P em atm R= 0,082 Latm / mol K

P em torr R= 62.36 L torr / mol K

30

VOLUME MOLAR

Nas condições normais de P (1 atm) e T (273 K ou 0 Celsius)

Volume molar de qualquer gás ideal:

V= nRT/P

V

=1,00 mol 0,082 (Latm

/

mol K) . 273 K/ 1,00 atm

22,41 L

Ar 22,09

CO₂ 22,26

Relação Equação do gás Ideal e leis dos

gases

PV = nRT

n e T constantes, o produto de 3 constantes é uma

constante, então:

PV= K Lei de Boyle

Se n é constante: PV/T = K

32

Aplicações adicionais da equação do gás ideal

Densidade e Massa molar:

PV = nRT

n=m/MM

)

PV = m RT P= (

m/V

)RT

m/V=d

d

= P MM/RT

MM MM

d

= P MM/RT

Num balão de ar

Num balão de ar

– com o aumento de temperatura

do gás, à pressão constante, seu volume aumenta

e sua densidade diminui, pois gás escapa do balão

e o balão sobe.

34

LEI DOS GASES E AS REAÇÕES QUÍMICAS

No air bag :

2 NaN

(s) ---2 Na + 3 N

Se um air bag tem um volume de 36 L e contém gás

nitrogênio a uma pressão de 1,15 atm à temperatura de 26

C, quantos gramas de NaN

devem ser decompostos

Dados do gás mol de N₂ mol de NaN_3- g de NaN₃

n=PV/RT= 1,15 atm. 36 L / 0,082.299 Latm/molK = 1,7 mol de N₂

1,7 mol N₂ (2 mol NaN₃ / 3 mol N₂) = 1,1 mol NaN₃ 1,1 mol NaN₃ (65,0 g NaN₃ / 1mol NaN₃) = 72 g NaN₃

MISTURA DE GASES E PRESSÕES PARCIAIS

Oxigênio, nitrogênio, dióxido de carbono, vapor de água

Cada um destes gases exerce uma pressão e a pressão atmosférica é a soma das pressões exercidas por estes gases.

Lei de Dalton das Pressões Parciais

36

APLICAÇÃO – LEI DE DALTON

z

% do gás no ar

P

(CNTP

)

78,08 % N

593,4 mmHg

20,95 % O

159,2 mmHg

0,94 % Ar

7,1 mmHg

0,03 % CO

0,2 mmHg

P

_total

= 760 mmHg

Cada gás numa mistura comporta-se de forma

independente.

Para um gás ideal:

38

Coletando gases sobre a água

O

gás produzido numa reação química pode ser

coletado sobre a água e medido.

2 KClO

(s)--- 2 KCl (s) + 3 O

(g)

P

= P

Coletando gases sobre a água

40

Uma amostra de KClO

é decomposta e o gás

produzido é coletado sobre a água. O volume de O

coletado é 0,250 L a 26

_{C e 765 torr de pressão total.}

Qual é a quantidade de O

coletado? Qual é a massa de

KClO

decomposta?

(Pvapor d’água = 25 torr a 26

_C)

PO

= 765 torr – 25 torr = 740 torr

nO

= PO

V/RT = 740 torr. 0,250 L / 0,082.299

n = 9.92 mol O

9,92 mol O

(2 mol KClO

/3 mol O

)

. (122,6 g KClO

/mol

KClO

) =

0,811 g KClO

MOVIMENTO MOLECULAR EM GASES

~

VELOCIDADE de EFUSÃO =

√ 3RT/M

LEI de GRAHAM

42

u = velocidade de uma molécula com energia cinética média u = Velocidade média quadrática

Distribuição das velocidades moleculares de um gás a diferentes temperaturas

(Maxwell Boltzmann)

Se 2 gases diferentes estão na mesma temperatura, suas moléculas têm a mesma energia cinética média (numa determinada temperatura)

Se a T é dobrada, a Ec média das moléculas dobra

Um molécula, durante uma colisão, pode ser desviada à alta velocidade, enquanto outra praticamente pára---- as moléculas, em qualquer instante, têm faixa larga de velocidades

44 As partículas do gás mais leve devem ter

velocidades maiores (vmq ou u) que as do gás mais pesado.

u = √3RT/M (velocidade maior para o gás com

menor massa molar)

250 _C

Um balão cheio com hélio, após 48 h está menor que um balão, de mesmo volume, cheio com nitrogênio. O hélio escapa, efunde, mais rápido que o nitrogênio.

MODELO

A teoria cinético-molecular (teoria das moléculas em movimento) afirma que:

1 – Os gases consistem de um grande número de moléculas

em movimento contínuo e aleatório.

2 – O volume de todas as moléculas do gás é desprezível comparado ao volume total no qual o gás está contido.

3 – As forças atrativas e repulsivas entre a moléculas de gás são desprezíveis.

4 – A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões. A energia cinética média não varia, a temperatura constante.

5 – A energia cinética média é proporcional à

46

GASES REAIS – DESVIOS DO

COMPORTAMENTO IDEAL

Pressão (atm)

Z = PV

48

Z = PV

RT

A Equação de Van der Waals

z

P = n R T -

n

2

a

z

V –

nb

V

2

Correção para o Volume

das moléculas

Correção para a

atração molecular

50

[P + a (n/V)

2

_{] [(V- bn)] = nRT}

Equação de v. der Waals

Constantes de Van der Waals

Substância

a

(L

_atm/mol

₎

_b

_(L/mol)

_T

c(*) z

He

0,034

0,0237

-268

H

0,244

0,0266

-240

CH

2,25

0,0428

-83

CO

3,59

0,0427

31

NH

4,17

0,0371

132

(*) T

_c

= Temperatura crítica

52 RESFRIAMENTO COM EXPANSÃO

EXPANSÃO ADIABÁTICA

Resfriamento devido à energia consumida no trabalho de

expansão do gás. Esta energia vem do gás, portanto diminui sua Ecinética.

As moléculas consomem energia para se distanciarem, realizam trabalho contra as forças de atração, a energia cinética média diminui, cai a temperatura.

As leis dos gases são válidas quando aplicadas em temperaturas próximas à da ambiente (250 _{C) e pressões}

atmosféricas próximas a 1 atm ou mais baixas (equação do gás ideal)

À temperaturas mais baixas e pressões elevadas as forças de atração entre as moléculas dos gases e o volume de cada molécula se tornam muito importantes e devem ser considerados (equação do gás real)

54 APLICAÇÃO DA LEI DOS GASES

1 – O efeito de um aumento de volume a temperatura constante –

Energia cinética média constante ou vmq, u, constante. Se o volume aumenta, as moléculas devem mover-se por uma distância maior entre as colisões---menos colisões por unidade de tempo com as paredes do recipiente e a pressão diminui. Isto explica a lei de Boyle.

2 – O efeito do aumento da temperatura a volume constante

Aumento de temperatura significa aumento de Ec média das moléculas, e aumento em u. Se não há variação de volume, haverá mais colisões com as paredes por unidade de tempo e as moléculas chocam-se com mais força com as paredes.O modelo explica o aumento de pressão com a temperatura (lei de Charles e Gay-Lussac)

3 – O efeito do aumento de temperatura a pressão constante

Se aumenta a temperatura do gás , aumenta sua Ec média e u, então como a pressão não varia, o volume ou área para as moléculas colidirem aumenta (lei de Charles e Gay-Lussac)

GASES REAIS – DESVIO DO COMPORTAMENTO IDEAL

A lei dos gases ideais é exata quando trata os gases a pressões de 1 atm ou menores e à temperaturas próximas da ambiente.

A pressões elevadas – o volume molecular é importante: o

volume disponível para cada molécula se mover é menor, portanto o volume de cada molécula não é desprezível em relação ao volume total disponível. O que se mede experimentalmente é o volume total somado ao das moléculas, portanto é um volume maior que o da equação PV=nRT

A pressões elevadas - colisões não são elásticas – as moléculas

ao colidirem exercem forças de atração umas sobre as outras, diminuindo a as colisões com as paredes do recipiente. Esta atração também faz diminuir a energia com que as moléculas colidiriam com as paredes, portanto diminui a pressão do gás real, em relação à pressão prevista pela equação dos gases ideais.

Para corrigir a equação dos gases ideais: J. van der Waals, propôs outra equação:

56

[P + a (n/V)2 _{] [(V- bn)] = nRT equação de v. der Waals}

O termo corretivo da pressão leva em conta as forças intermoleculares n2_/V2_{. Como a pressão do gás é mais}

baixa que a pressão ideal, soma-se este termo à pressão. a constante a é determinada experimentalmente e tem valores de 0,01 a 10 atm (L/mol)2.

O termo corretivo do volume bn (L/mol), corrige o volume do gás para um valor menor, o volume realmente disponível para as moléculas de gás.