Apresentação do PowerPoint

UNIDADE 2 – NA ATMOSFERA DA TERRA:
RADIAÇÃO, MATÉRIA E ESTRUTURA
2 . 1 . M O L E . N Ú M E RO D E AVO G A D RO . M A S SA M O L A R
2 . 2 . VO LU M E M O L A R E D E N S I DA D E D E U M G Á S
2 . 3 . M I ST U R A S N A AT M O S F E R A .
C O N C E N T R AÇ ÃO D E S O LU ÇÕ ES
Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas
Física e Química A – 10º Ano
Nelson Alves Correia
OBJECTIVOS
 Estabelecer uma relação, para uma dada pressão e temperatura,
entre o volume de um gás e o número de partículas nele contido.
 Relacionar a densidade de uma substância gasosa com a sua
massa molar.
 Relacionar a variação da densidade da atmosfera com a altitude.
 Indicar o significado de solução, colóide e suspensão.
 Identificar soluções, colóides e suspensões em situações do
quotidiano.
OBJECTIVOS
 Reconhecer que a atmosfera é formada por uma solução gasosa,
na qual se encontram outras dispersões como os colóides e
suspensões, na forma de material particulado.
 Calcular a composição quantitativa de uma solução em termos
de concentração, concentração mássica, percentagem em massa,
percentagem em volume, fracção molar e partes por milhão.
CONTEÚDOS
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


Mole
Massa Molar
Características de um Gás
Relação entre a Pressão, o Número de Moléculas,
o Volume e a Temperatura
Volume Molar
Densidade de um Gás
Dispersões
Concentração de uma Solução
Diluição de Soluções
Exercícios
MOLE
 Quantidade química ou quantidade de substância (n) –
Número de partículas (ex: átomos, moléculas e iões).
 Mole (mol) – Unidade de medida da quantidade química:

1 mol = 6,022 x 1023 ≈ 6 x 1023 partículas =
número de Avogadro ou constante de Avogadro (NA);

Número de partículas = mol x 6 x 1023
MOLE
 1 mol H2O  2 mol H + 1 mol O  6 x 1023 moléculas de H2O 
12 x 1023 átomos de H + 6 x 1023 átomos de O
 2 mol CaCl2  2 mol Ca2+ + 4 mol Cl- 
12 x 1023 iões de Na+ + 24 x 1023 iões de Cl-
MOLE
MASSA MOLAR
 Massa molar (M) – Massa de 1 mol de substância.
A unidade de medida é o grama por mole (g/mol ou g mol-1).
 O valor da massa molar é igual ao valor da massa atómica relativa
(Ar) ou da massa molecular relativa (Mr).
 Ar (H) = 1,0  M (H) = 1,0 g/mol
Mr (H2O) = 18,0  M (H2O) = 18,0 g/mol
MASSA MOLAR
 Podemos relacionar a massa (m) de uma substância com a sua
massa molar (M) e a sua quantidade química (n) através das
expressões:
MASSA MOLAR
CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS
 Há muito espaço vazio entre as partículas de um gás.
 As partículas estão praticamente livres, movimentam-se
ao acaso e ocupam todo o volume do recipiente.
 O gás não tem volume constante e não tem forma própria
(varia com o recipiente).
 O gás é muito compressível (quando se comprime um gás,
as suas partículas aproximam-se e o seu volume diminui).
 A pressão que um gás exerce sobre uma superfície, resulta dos
choques das partículas do gás contra essa superfície.
CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS
CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS
 A unidade SI de pressão é o pascal (Pa): 1 Pa = 1N / 1 m2
 Outras unidades de pressão: atmosfera (atm), torricelli (torr) e
milímetro de mercúrio (mm Hg) - 1 atm = 1,0 × 105 Pa = 760 torr
 Condições normais de pressão e de temperatura de um gás (PTN):
p = 1 atm e T = 273 K
 A pressão de um gás varia com o número de partículas,
o volume do recipiente e a temperatura.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
 Para um volume e temperatura constantes, a pressão é
directamente proporcional ao número de moléculas:
p / n = constante  p1 / n1 = p2 / n2  p1 / p2 = n1 / n2
 Quanto maior for o número de moléculas, maior será o
número de choques e a pressão aumenta.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
 Para um número de moléculas e temperatura constantes,
a pressão é inversamente proporcional ao volume
(Lei de Boyle-Mariotte):
pV = constante  p1V1 = p2V2  p1 / p2 = V2 / V1
 Quanto maior for o volume do gás, menor será o
número de choques e a pressão diminui.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
 Para um número de moléculas e volume constantes,
a pressão é directamente proporcional à temperatura
(Lei de Gay-Lussac):
p / T = constante  p1 / T1 = p2 / T2  p1 / p2 = T1 / T2
 Quanto maior for a temperatura do gás, maior será a velocidade
das moléculas e o número de choques, e a pressão aumenta.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
 Para um número de moléculas e pressão constantes,
o volume é directamente proporcional à temperatura
(Lei de Charles):
V / T = constante  V1 / T1 = V2 / T2  V1 / V2 = T1 / T2
 Quanto maior for a temperatura do gás, maior será o
número de choques e o volume aumenta.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
 Para uma pressão e temperatura constantes, o volume é
directamente proporcional ao número de moléculas ou
número de moles (Lei de Avogadro):
V / n = constante  V1 / n1 = V2 / n2  V1 / V2 = T1 / T2
 Quanto maior for o número de moléculas do gás, maior será
o número de choques e o volume aumenta.
RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE
MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA
VOLUME MOLAR
 Nas mesmas condições de pressão e temperatura, volumes iguais
de gases diferentes, contêm o mesmo número de moléculas:

V1 / n1 = V2 / n2  se V1 = V2 então n1 = n2 ou vice-versa
 Volume molar (Vm) – Volume ocupado por 1 mol de partículas.
Nas condições PTN, o volume de 1 mol de um gás é igual a
22,4 dm3: Vm = 22,4 dm3/mol.
 Nas mesmas condições de pressão e de temperatura,
os gases têm o mesmo volume molar.
VOLUME MOLAR
 O volume ocupado por uma mole de uma substância depende
do estado físico em que esta se encontra:
 1 mol de água (18 g) no estado líquido ocupa o volume de
18 cm3; a mesma quantidade de água no estado gasoso
ocupa o volume de 22 400 cm3, nas condições PTN.
DENSIDADE DE UM GÁS
 Densidade ou massa volúmica () – Massa de uma substância
que existe numa unidade de volume:  = m / V
 A unidade SI de densidade é kg/m3, mas utiliza-se mais
o g/dm3 (g dm-3) para os gases.
DENSIDADE DE UM GÁS
 Densidade de uma mole de um gás (nas condições PTN):

Massa de 1 mol = massa molar (M)

Volume de 1 mol = volume molar (Vm) = 22,4 dm3

 = m / V   = M / Vm = M / 22,4
 A densidade da atmosfera diminui quando aumenta a altitude,
porque o número de partículas e a respectiva massa diminui.
DISPERSÕES
 Dispersão – É uma mistura de duas ou mais substâncias,
em que as partículas da fase dispersa (soluto) estão espalhadas
no meio da fase dispersante (solvente).
 As dispersões são classificadas de acordo com a dimensão
das partículas da fase dispersa:
 Soluções (soluções verdadeiras) – Partículas < 1 nm;
 Colóides (soluções coloidais) – Partículas entre 1 nm e 1 m;
 Suspensões – Partículas > 1 m.
Nota: 1 nm = 10-9 m; 1 m = 10-6 m
DISPERSÕES
 As soluções são misturas homogéneas, porque só têm uma fase.
 Os colóides e as suspensões são misturas heterogéneas,
porque têm mais do que uma fase.
 Nos colóides, as partículas da fase dispersa podem ser vistas
ao microscópio. Nas suspensões, as partículas da fase dispersa
podem ser vistas a olho nu.
 A atmosfera é uma solução gasosa.
 Na atmosfera podem existir colóides, suspensões de gotas de
água (o nevoeiro e as nuvens) e suspensões de partículas sólidas
(o fumo e o smog). O smog é uma mistura de fumo com nevoeiro.
DISPERSÕES
DISPERSÕES
CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
 Concentração mássica (cm) – Massa de soluto que existe por
unidade de volume da solução: cm = msoluto / Vsolução
 A unidade SI é o kg/m3 (também se utiliza o g/cm3 ou g/dm3).
 Concentração molar (c) ou molaridade – Quantidade química
de soluto (mol) por unidade de volume de solução:
c = mol / Vsolução
 A unidade SI é o mol/m3 (também se utiliza o mol/dm3).
 c = cm /M
CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
 Percentagem em massa (% m/m) – Massa de soluto por cada
100 unidades de massa de solução:
% m/m = msoluto / msolução × 100
 Ex: HCl a 60% m/m – Em 100 g de solução existem 60 g de HCl.
 Percentagem em volume (% V/V) – Volume de soluto por cada
100 unidades de volume de solução:
% V/V = Vsoluto / Vsolução × 100
 Ex: Etanol a 96% V/V – Em 100 mL de solução existem 96 mL de
etanol e os restantes 4 mL são de água.
CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
 Partes por milhão (ppm) – Massa ou volume de soluto por
um milhão (106) de unidades de massa ou volume da solução:
ppm = msoluto / msolução × 106 ou ppm = Vsoluto / Vsolução × 106
 Utiliza-se quando a concentração do soluto é muito baixa.
 95 ppm de CO2 no ar significa que existem 95 g de CO2 por cada
1000000 g de ar (ou 95 mg de CO2 em 1000000 mg de ar).
CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
 Fracção molar (xC) – Quociente entre o número de moles do
componente C e o número total de moles na solução:
xC = nC / ntotal ; xsoluto = nsoluto / ntotal ; xsolvente = nsolvente / ntotal
 A soma das fracções molares dos diversos componentes de uma
solução é igual a um: xsoluto 1 + xsoluto 2 + ... + xsolvente = 1
 Molalidade
– Número de moles de soluto por quilograma
de solvente (mol/kg):
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
 Solução concentrada – Solução que tem o valor mais alto de
concentração.
 Solução diluída – Solução que tem o valor mais baixo de
concentração. Pode ser preparada a partir de uma solução
concentrada, misturando-a com água.
 Factor de diluição (f) – Indica o número de vezes que a
concentração da solução diluída (cf = concentração final)
é menor do que a concentração da solução concentrada
(ci = concentração inicial ):
 f = c i / cf
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
 Diluir uma solução de HCl 1,0 mol/dm3 de um factor 10
significa que a solução diluída terá uma concentração
10 vezes menor (0,1 mol/dm3).
 A quantidade de soluto que existe na solução diluída é igual à
quantidade de soluto que existe na solução concentrada, pois
apenas se adicionou água durante a diluição:

ni = nf  ci × Vi = cf × Vf  ci / cf = Vf / Vi = f
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS
BIBLIOGRAFIA
 Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A - Física e
Química A - Química - Bloco 1 - 10º/11º Ano.
Lisboa: Texto Editores.