gases - Unifei

UNIFEI - Engenharia de Controle e Automação
Seminário de Química
GASES
Integrantes:
Fernando Henrique Finatte
Luiz Augusto Guimarães da Silva
Sumário :
Características dos gases
Lei geral dos gases / Lei dos gases ideais
Aplicações da lei dos gases ideais
Mistura de gases e pressões parciais
Teoria cinética molecular
Efusão e difusão molecular
Gases reais: desvio do comportamento ideal
Fenômenos naturais em que há participação de
gases
1. Características dos gases.
Em muitos aspectos, os gases são a forma
de matéria mais facilmente entendida.
Ainda que diferentes gases possam ter
diferentes propriedades químicas, eles se
comportam de maneira bastante similar no que
concerne às propriedades físicas.
Entre as propriedades de um gás medidas
com mais facilidade estão:
Pressão. É definida como sendo a força que
atua numa superfície de área unitária.
P = F/A
Temperatura.
Compreende-se
temperatura como a
medida de calor ou
frieza de um objeto. De
fato, a temperatura
determina a direção do
fluxo de calor.
Volume. É o espaço
ocupado pelo gás
dentro de um
determinado recipiente.
2. Lei geral dos gases.
Lei dos Gases: Para pressões bem reduzidas e
temperaturas elevadas, todos os gases apresentam
comportamento governado por 3 leis simples. Essas
leis relacionam volume com pressão e temperatura.
O gás que obedece essas leis é chamado gás ideal
ou perfeito.
Lei de Boyle: O volume de certa massa de gás
perfeito é proporcional à pressão suportada, quando a
temperatura é constante.
Pi.Vi = Pf.Vf
Lei de Charles: O volume de determinada
massa de um gás é diretamente proporcional à
temperatura absoluta em condições de pressão
constante.
Vi / Ti = Vf / Tf
Lei de Gay-Lussac: A volume constante, a
pressão de uma determinada massa de gás é
diretamente proporcional à temperatura absoluta.
Pi / Ti = Pf / Tf
Lei Geral dos Gases:
Pi  Vi / Ti = Pf  Vf / Tf
Lei de Avogadro: Estabelece que volumes iguais de quaisquer
gases sob as mesmas condições de temperatura e pressão contêm o
mesmo número de moléculas.
Lei dos Gases Ideais:
PV=nRT
V – volume do gás
P – pressão do gás
n – quantidade do gás
R – constante dos gases
T – temperatura absoluta do gás
Limitações: Essas leis somente podem ser aplicadas àqueles
gases que não alteram sua natureza molecular por variação de
temperatura ou de pressão.
As leis apresentadas são rigorosamente válidas para gases
perfeitos. Como todos os gases podem ser liquefeitos por compressão
ou resfriamento todos eles se comportam como não-ideais a pressões
elevadas e baixas temperaturas.
3. Aplicação da lei dos gases ideais.
1 CaCO3(s) → 1 CaO(s) + 1 CO2(g)
P = 1,3 atm
V = 250 mL = 0,250L
T = 31ºC = (31 + 273) K = 304 K
PV = nRT
→ n = PV/RT
→ n = 1,3 x 0,250 / 0,0821 x 304 = 0,013 mol
→ n = 0,013 mol de CO2
4. Mistura de gases e pressões parciais.
Até aqui foi considerado apenas o comportamento de gases
puros – os que consistem em uma única substância no estado
gasoso. Como se lida com gases formados por uma mistura de
duas ou mais substâncias diferentes?
Lei de Dalton : a pressão total de uma mistura gasosa é igual à
soma das pressões parciais dos componentes. Pressão parcial de
um componente de uma mistura gasosa é a pressão que esse
componente exerceria se ocupasse sozinho o volume total nas
condições da mistura. A lei de Dalton é rigorosamente exata
somente para gases ideais.
Ptotal
=
P1
+
P2
+ ... Pn
Recolhimento de gases sobre água: Se um gás é
recolhido sobre água, é preciso levar em conta a presença
de vapor desse líquido no gás. Um gás recolhido sobre
água estará saturado com vapor de H2O, o qual ocupará o
volume gasoso total e exercerá uma pressão parcial.
A pressão parcial do vapor de água depende da
temperatura, mas independe da natureza e da pressão do
gás.
Pressão do gás = pressão total – pressão do vapor de água
Quando o gás é recolhido sobre mercúrio, não há
necessidade de correção alguma, pois esse líquido
apresenta pressão de vapor desprezível nas temperaturas
usuais.
5. Teoria cinética molecular.
A Teoria Cinética Molecular foi elaborada entre
1850 e 1880 principalmente pelos cientistas Maxwell,
Boltzmam e Clausius. Ela explica semelhanças entre
os comportamentos dos gases, considerando apenas o
movimento molecular.
Postulados da Teoria Cinética:
1. Os gases consistem em partículas em movimento
contínuo e aleatório.
2. As colisões entre as partículas são perfeitamente
elásticas.
3. A energia média de translação de uma partícula de
gás é diretamente proporcional à temperatura.
Teoria da Energia Cinética:
ET = m.u² / 2 = c.T
m – massa da molécula do gás
u – velocidade da molécula do gás
c – velocidade da luz
T – temperatura absoluta do gás
1.
2.
3.
4.
Resultados da Teoria Cinética:
A pressão de um gás resulta das colisões com a parede do
recipiente.
A pressão cresce quando a quantidade de matéria cresce,
porque com mais partículas presentes há mais colisões por
unidade de tempo.
A pressão cresce quando o volume decresce, porque em um
volume menor as partículas colidem com mais freqüência com
as paredes.
A pressão cresce quando a temperatura cresce, porque à
temperatura mais alta as partículas movem-se mais rápido e,
conseqüentemente, as colisões ocorrem com mais freqüência.
6. Efusão e difusão molecular
Definições:
1. Efusão é o escoamento de partículas através de uma pequena
abertura ou orifício.
2. Taxa de efusão de um gás é diretamente proporcional à sua
velocidade.
Lei de Graham:
R1 / R2 = (MM1 / MM2)½
R1 – taxa de efusão do gás 1
R2 – taxa de efusão do gás 2
MM1 – massa molar do gás 1
MM2 – massa molar do gás 2
Resultados da Lei de Graham:
1.
2.
Ela possibilita determinar a massa molar de um gás.
Quanto maior a massa molar, mais difícil será para o gás sair do
recipiente, logo maior será o seu tempo de efusão.
Utilizando a Lei de Graham:
Contexto Histórico: 2ª. Guerra Mundial
Local: Oak Ridge, EUA
Desafio: Separar o urânio 235 do urânio 238.
Como os dois isótopos têm propriedades químicas quase
idênticas, a separaçâo por um processo químico não era viável.
Por isso, preferiu-se utilizar o processo de efusão a partir da Lei
de Graham.
7. Gases reais:
desvio do comportamento ideal.
Todos os gases reais desviam-se ligeiramente da lei dos gases
ideais. Comumente, tais desvios crescem a baixas temperaturas e
altas pressões, onde as partículas de gás estão relativamente
próximas umas das outras.
Os desvios da lei dos gases ideais ocorrem porque não se
consideram dois fatores:
1. O volume finito das partículas de gás.
2. As forças atrativas entre as partículas do gás
Temperatura: Com o decréscimo da temperatura, as partículas
do gás movem-se mais lentamente. Isso aumenta o efeito das
forças atrativas, que fazem com que a pressão efetiva sobre as
partículas do gás seja maior do que a pressão medida. Isto torna o
volume molar observado menor do que o calculado pela lei dos
gases ideais.
Pressão:
1.
2.
3.
A baixas pressões, perto de 1 atm, o volume observado é quase
igual ao volume calculado.
A pressões intermediárias, talvez tão altas quanto várias
centenas de atmosferas, o volume observado é menor do que o
volume calculado.
A pressões extremas, o volume observado é maior do que o
volume calculado.
Equação de Van der Waals: É possível escrever equações para
gases envolvendo P, V e T que levem em consideração as forças
intermoleculares e o volume finito das moléculas.
(P + n²  a / V²)  (V – nb) = nRT
V – volume nb – volume molecular
V - nb – volume disponível para movimentação das partículas
a (L²  atm / mol²) e b (L / mol) – constantes de Van der Waals
8. Fenômenos naturais em que há
participação de gases.
8.1. O efeito estufa:
8.2. A chuva ácida
Referências Bibliográficas
Princípios de Química – Masterton
Química Geral – Schaum / Rosemberg
Química: A Ciência Central, 9ª ed.. Brown, LeMay, Bursten