Estudo dos gases-UFRB-Rodrigo Borges

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Estudo dos gases-UFRB-Rodrigo Borges

  1. 1. ESTUDO DOS GASES QUÍMICA GERAL I – PROF. FLORICÉA ARAÚJO SEMESTRE 2013.2 – UFRB - BCET
  2. 2. INTRODUÇÃO Onde encontramos gás?
  3. 3. INTRODUÇÃO  Onde encontramos gás?  O universo é composto por 99% de gás hidrogênio;  A atmosfera é composta por 78% de gás nitrogênio.
  4. 4. DEFINIÇÕES  “Os gases são substâncias fluidas que estão presentes em grande quantidade na natureza.” (Internet.)  “Substância que ocupa de maneira contínua to do o espaço em que está colocada, por maior ou menor que seja esse espaço” (Dicionário.)  “Toda matéria que se encontra numa temperatura acima do Ponto de Ebulição” (EM)
  5. 5. DEFINIÇÃO DE UM GÁS  “Um gás é um material fluido, com baixa viscosidade, capaz de ocupar todo o volume de um recipiente qualquer, exercendo uma pressão P, a uma dada temperatura T, podendo ser liquefeito à alteração dos dois últimos.” GÁS VAPOR
  6. 6. MECÂNICA DOS FLUIDOS  Tensão de cisalhamento  é uma força de corte, que tende a deformar o material que sofre a tensão.  Viscosidade  bastante relacionado com a tensão de corte, é a “aderência” interna de um fluido. Um fluido deforma mais se for menos viscoso e vice-versa.
  7. 7. PROPRIEDADES DOS GASES   Um gás ocupa todo o volume disponível em um recipiente, seja ele qualquer.   A energia cinética das moléculas ou átomos é maior neste estado do que no líquido/sólido.
  8. 8. PROPRIEDADES DOS GASES   Os gases são considerados fluidos;  Fluidos são substâncias que não suportam a tensão de cisalhamento.   Alto teor de compressibilidade e de elasticidade;   Constante movimento desordenado e ininterrupto;   As partículas chocam-se elasticamente entre si e nas paredes do recipiente.
  9. 9. PROPRIEDADES DOS GASES  “Se um gás ocupa todo o volume de um ‘recipiente’, porque a atmosfera ainda existe?”
  10. 10. VARIÁVEIS DE ESTADO  PRESSÃO (P) – Pascal/Atm/mmHg/bar  VOLUME (V) – m3/L  TEMPERATURA (T) – K  Robert Boyle verificou (experimentalmente) o comportamento dos gases, em equilíbrio termodinâmico, a uma temperatura constante (isoterma)  P.V = k
  11. 11. VARIÁVEIS DE ESTADO  Charles verificou que um gás, a um dado volume constante V, tem pressão e temperatura atuando diretamente propor- cional.  P/T = k
  12. 12. VARIÁVEIS DE ESTADO  Charles também veri- ficou que um gás, atuando à pressão P constante, varia seu volume conforme a temperatura.  V/T = k
  13. 13. SUPERFÍCIE PVT
  14. 14. Lei combinada dos gases  =  Considerando que um gás possa sofrer alterações no volume, pressão e temperatura no mesmo processo.  Gases fluem de uma área de maior pressão para uma com menor.
  15. 15. DIAGRAMA DE FASES  Mapa que combina propriedades macro e microscópicas de um determinado material, considerando a pressão e temperatura. Vapor pode ser liquefeito se +P ou –T; Gás pode ser liquefeito se +P e –T.
  16. 16. DIAGRAMA DE FASES 2
  17. 17. AVOGADRO  “Volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. – Amedeo Avogadro”
  18. 18. LEI DOS GASES IDEAIS
  19. 19. DIFERENÇAS  Gás Ideal é um gás teórico, com todas as propriedades bem definidas, obedecendo perfeitamente à todas as leis;  Gás Perfeito é o mesmo que um gás ideal, já que ele comporta-se perfeitamente às leis;  Gás Real, como o nome diz, são os gases propriamente ditos, comportando-se cada um de maneira específica, mantendo a variabilidade. Tornando tudo mais complexo. GÁS PERFEITO
  20. 20. GASES REAIS  FATOR DE COMPRESSIBILIDADE (Z);  EXPERIMENTO JOULE-THOMSON;  PROPRIEDADES MICROSCÓPICAS;  EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS;
  21. 21. FATOR DE COMPRESSIBILIDADE  O fator de compressibilidade (Z) influencia na fórmula dos gases ideais. Se PV=nRT, então PV/nRT = 1. Z = 1
  22. 22. EXPERIMENTO JOULE- THOMSON  A energia interna (U) de um gás em expansão adiabática.   O gás expande, distância intermolecular aumenta   Choques e energia cinética diminuem;   Gás se resfria.;   Aumenta energia potencial;
  23. 23. Interações Interatômicas  A energia potencial é alterada devido à atração ou repulsão dos átomos entre si.  A atração causa um decréscimo na energia potencial do gás, causan- do uma maior estabilidade.  A repulsão causa um aumento na energia poten- cial do gás, causando uma menor estabilidade.
  24. 24. Interações Interatômicas  Num gás ideal: Percurso livre da molécula >> Distância entre elas  A única contribuição para a energia total é a energia cinética das moléculas. A potencial é desprezível.
  25. 25. CNTP/Condições-Ambientes  CNTP: Pressão – 1 atm (760 mmHg) / 0° C (273K)  Condições-Ambientes: Pressão 1 atm – 25 °C (298K)
  26. 26. LEI DE BOYLE (ALTERAÇÕES)
  27. 27. EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS  Verifica-se que quando comprimimos uma mesma porção de gás, o nº de colisões aumentam; até que em pressões elevadas, o volume desse gás será afetado pelo volume do conjunto de moléculas.  Aplicando uma correção para o volume:  Videal = Vobservado – b ‘b’ é o termo de correção específico para cada mol de gás. O volume se torna maior do que o ‘ideal’.
  28. 28. EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS  Comprimindo mais ainda a mesma porção de gás, as moléculas são “forçadas” a se aproximar mais, exercendo algumas forças consideráveis de atração entre si que influem na força de choque das partículas contra a parede.  Aplicando uma correção para a pressão:  Pideal = Pobservado + a/v2 ‘a’ é o termo de correção para interação intermolecular de cada mol de gás. A pressão se torna menor que a “ideal”.
  29. 29. EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS  A equação de Van der Waals:
  30. 30. DENSIDADES DE UM GÁS  Densidade Absoluta:  Densidade Relativa de um gás A ao B:
  31. 31. EFUSÃO E DIFUSÃO  Difusão é o fenômeno em que duas ou mais substâncias gasosas se misturam espontaneamente entre si, segundo à diferença de temperatura.  Efusão é o processo de passagem de um gás por pequenos orifícios, por diferença de pressão.
  32. 32. EFUSÃO E DIFUSÃO  Um gás misturado ao outro reage?  E se reage, produz precipitado?
  33. 33. MISTURAS DE GASES  Lei de Dalton (Pressões Parciais): Se partículas de dois gases não se atraem, nem se repelem, as colisões de cada um não é afetada pelo outro.
  34. 34. MISTURAS DE GASES  Fração molar e pressão parcial: Se a pressão total de um sistema é a soma das pressões parciais de cada gás da mistura, suas frações molares (Xn) serão consideradas. PA = XA . P
  35. 35. Fontes:  ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.  RUSSEL, J. B. (1994) .Química Geral, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil.  MARTHA REIS, FONSECA, Completamente Química: Físico-química. São Paulo: FTD, 2001  BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005  FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005.  PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 4ª edição, ed moderna, São Paulo, 2006  USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 480 p. YOUNGH;  INTERNET

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