Gases

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Aula sobre Gases e Pilhas

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  1. 1. Química Geral II Gases Professora: Paulize Honorato Ramos 2013 1
  2. 2. As propriedades dos gases Pressão A pressão P, de um gás é a força, F, exercida pelo gás, dividida pela área, A, sobre a qual a força se aplica. 2 𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 = 𝐹𝑜𝑟ç𝑎 Á𝑟𝑒𝑎 𝑃 = 𝐹 𝐴 ou
  3. 3. 3  O barômetro é um instrumento utilizado para medir a pressão atmosférica. Barômetro de Torricelli Ao nível do mar, o mercúrio em um barômetro subirá aproximadamente 760 mm Hg da superfície do prato.
  4. 4. 4  A pressão é relatada em unidades de milímetros de mercúrio (mm Hg) 1 atmosfera padrão (atm) = 1 atm = 760 mm Hg  A unidade de pressão do SI é o Pascal (Pa) 1 Pascal (Pa) = 1 newton/metro2  O Pascal pode ser relacionado com unidades alternativas de pressão 1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 1,013 bar 1 bar = 1 x 105 Pa = 0,9872 atm
  5. 5. 5 Nome Símbolo Valor pascal 1 Pa 1 N.m-2, 1 Kg m-1 s-1 bar 1 bar 105 Pa atmosfera 1 atm 101325 Pa torr 1 torr 133,32 Pa milímetro de Hg 1 mmHg 133,32 Pa libra por polegada quadrada 1 psi 6,849757 Pa Unidades de pressão
  6. 6. 6 Medição de pressão dos gases As pressões de gases não abertos para atmosfera são medidas em manômetros. Um manômetro consiste de um bulbo de gás preso a um tubo em forma de U contendo Hg.
  7. 7. 7 Exemplos 1. Converta uma pressão de 635 mm Hg em seu valor correspondente em: atm, bar e kPa. (0,835 atm, 0,843 bar e 84,3 kPa) 2. A pressão num exterior de um avião a jato voando a grande altitude é consideravelmente mais baixa que a pressão atmosférica padrão. O ar dentro da cabine tem de ser pressurizado para proteger os passageiros. Qual a pressão na cabine em atmosferas se a leitura do barômetro for de 688 mmHg? (0,905 atm) 3. Suponha que você foi abandonado em uma ilha tropical e teve de fazer um barômetro primitivo usando água do mar (d= 1,10 g cm-3). Que altura alcançaria a água em seu barômetro se a pressão atmosférica fizesse um barômetro alcançar 73,5 cm? A densidade do mercúrio é 13,6 g cm-3. (909 cm)
  8. 8. 8 Lei dos Gases Lei de Boyle Ao estudar a compressibilidade dos gases Robert Boyle observou que o volume de uma quantidade fixa de gás a uma dada temperatura é inversamente proporcional à pressão exercida pelo gás.
  9. 9. 9 Lei de Boyle: a temperatura constante, o volume de uma amostra de gás é inversamente proporcional a pressão. 𝑉 ∝ 1 𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 quando n e T são constantes 𝑉 ∝ 1 𝑃 𝑃 ∝ 1 𝑉 ou Para uma determinada quantia de gás (n) a uma temperatura fixa (T), o volume do gás diminui se a pressão aumenta. Por outro lado, se a pressão diminui o volume do gás aumenta.
  10. 10. 10 𝑃 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑉 logo PV = constante (quando n e T são constantes) O produto entre pressão e o volume de uma amostra de um gás é constante a uma determinada temperatura.  A razão de a lei de Boyle se aplica a todos os gases independentemente das respectivas identidades químicas (desde que a pressão esteja baixa) é que em pressões baixas as moléculas estão muito afastadas umas das outras e, em média, uma não exerce influência sobre outra; as respectivas trajetórias são independentes. 𝑃1 𝑉1 = 𝑃2 𝑉2
  11. 11. 11 Lei de Boyle: Gráfico da relação do volume com a pressão
  12. 12. 12 Exemplos 4. Uma amostra de nitrogênio gasoso em um air bag de 65,0 L tem uma pressão de 754 mm Hg. Se essa amostra for transferida para um air bag de 25,0 L à mesma temperatura, qual será a pressão do gás no novo air bag? (1960,4 mmHg) 5. Uma amostra de gás que está no cilindro de uma máquina de teste ocupa o volume de 60 cm3 sob 1 atm. Ela sofre compressão isotérmica até 3,2 atm sob o efeito de um pistão. Qual é o volume final da amostra? (18,75 cm3)
  13. 13. 13 Lei de Charles  O volume de uma quantidade fixa de gás sob pressão constante varia linearmente com a temperatura. Jacques Charles foi inspirado pelos problemas associados a nova tecnologia dos balões; Sabemos que balões de ar quente expandem quando são aquecidos
  14. 14. 14 Lei de Charles  Dados obtidos de medidas semelhantes em diferentes gases e a diferentes pressões, colocadas em um gráfico, pode-se dizer que as linhas retas se interceptam no mesmo ponto quando são extrapoladas. O ponto corresponde ao volume zero e a temperatura – 273,15ºC (0K)
  15. 15. 15 Quando temperaturas em Kelvin são usadas com medidas do volume, a relação volume – temperatura é: V = Constante x T ( P constante) A lei de Charles afirma que, se uma determinada quantidade de gás é mantida a pressão constante, seu volume é diretamente proporcional a temperatura Kelvin 𝑉1 𝑇1 = 𝑉2 𝑇2 𝑉 𝑇 = 𝑘2
  16. 16. 16 A lei de Charles, expressa de outra forma, mostra que, para certa quantidade de gás, ocupando determinado volume, a pressão do gás é proporcional a temperatura. P = Constante x T ( V constante) 𝑃 𝑇 = 𝐾3 𝑃1 𝑇1 = 𝑃2 𝑇2
  17. 17. 17 Exemplos 6. Suponha que você tenha uma amostra de CO2 em uma seringa selada. O volume de gás é 15,0 mL à temperatura ambiente (25ºC). Qual será o volume final de gás se você segurar a seringa em sua mão, aumentando a temperatura para 47ºC? (28,2 mL) 7. Um balão é inflado com hélio até um volume de 48 L a temperatura ambiente (20ºC). Se o balão for resfriado até -10ºC, qual será o volume do balão? Suponha que a pressão não varie. (43, 08 L)
  18. 18. 18 Princípio de Avogadro  O volume de molar, Vm, de uma substância é o volume ocupado por um mol de moléculas. Princípio de Avogadro: nas mesmas condições de temperatura e pressão, um determinado número de moléculas de gás ocupa o mesmo volume, independentemente de sua identidade química. 𝑉𝑚 = 𝑉 𝑛
  19. 19. 19 Princípio de Avogadro Um mol de qualquer gás irá ocupar sempre o mesmo volume nas mesma T e P; A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás. V = constante x n
  20. 20. 20 Exemplo 8. Uma balão atmosférico de hélio foi enchido em -20ºC com 1,2 x 103 mol de hélio até completar o volume de 2,5 x 104 L. Qual o volume molar hélio em – 20ºC? (20,8 L/mol) 9. A amônia pode ser preparada diretamente a partir das substâncias simples: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Se você partir de 15,0L de H2(g), que volume de N2(g) é necessário para completar a reação (ambos os gases estando na mesma T e P)? Qual é o rendimento teórico de NH3, em litros, sob essas condições? (5,0 e 10 L)
  21. 21. 21 Lei dos Gases Ideais Lei de Boyle Lei de Charles Princípio de Avogadro V ∝ (1/P) V ∝ T V ∝ n (n, T constantes) (n, P constantes) (P, T constantes) Se combinarmos as 3 leis teremos: PV = constante1 V = constante2 x T PV = constante x nT V = constante3 x n
  22. 22. 22 Quando a constante de proporcionalidade das leis é escrita por R (constate das gases) essa expressão é conhecida como a lei dos gases ideais. PV = nRT  A constante R tem o mesmo valor para todos os gases. A equação dos gases ideais é uma equação de estado aproximada para qualquer gás e fica cada vez mais exata à medida que a pressão tende a zero. Um gás que obedece a equação (PV = nRT), exatamente, em quaisquer condições, é um gás ideal. As moléculas de um gás ideal não se atraem e nem se repelem e o seu volume é desprezível, comparado com o volume do recipiente.
  23. 23. 23
  24. 24. 24 Exemplos 10. O balão usado por Jacques Charles em seu voo histórico em 1783 foi preenchido com aproximadamente 1,3 mol de H2. Se a temperatura do gás fosse 23ºC, e sua pressão 750 mm Hg, qual seria o volume do balão? (31,97 L) 11. O hexafluoreto de enxofre (SF6) é um gás incolor, inodoro e pouco reativo. Calcule a pressão (em atm) exercida por 1,82 mol do gás em um recipiente de aço de volume igual a 5,43 L a 45ºC. (8,74 atm)
  25. 25. 25 A lei dos gases combinada é uma consequência direta da lei dos gases. 𝑃1 𝑉1 𝑛1 𝑇1 = 𝑃2 𝑉2 𝑛2 𝑇2 A lei dos gases ideais pode ser usada para predizer o volume molar de um gás ideal sob quaisquer condições de temperatura e pressão. 𝑉𝑚 = 𝑉 𝑛 = 𝑛𝑅𝑇 𝑃 𝑛 = 𝑅𝑇 𝑃
  26. 26. 26 Em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), isto é, 25ºC (298,15 K) e 1 bar o volume molar de um gás ideal é 24,79 L mol-1. Nas condições de temperatura e pressões padrões (STP), isto é, 0ºC e 1 atm o volume molar de um gás ideal é 22,41 L mol-1. Volume Molar de um gás ideal Temperatura Pressão Volume molar (L.mol-1) 0 K 0 0 0ºC 1 atm 22,4141 0ºC 1 bar 22,7111 25ºC 1 atm 24,4655 25ºC 1 bar 24,7897
  27. 27. 27 Exemplos 12. Uma quantidade de ar cujo volume é 1,0 x 103 L em 20ºC e 1 atm se eleva em um dos lados de uma montanha. No alto a pressão é 0,750 atm e o ar se esfria até -10ºC. Qual o volume dessa quantidade de ar nesse ponto. (3,5 x 105 L) 13. Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500K num vaso de volume constante. Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, qual a sua pressão na temperatura de trabalho, se o seu comportamento fosse de um gás ideal? (167 atm)
  28. 28. 28 Densidade dos gases 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 𝑉 Para um gás ideal (PV = nRT) 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑒 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔𝑜 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑆𝑒 𝑑 = 𝑚 𝑉 Como massa da amostra é m = nM e 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑒 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔𝑜
  29. 29. 29 Densidade dos gases 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 𝑉 Para um gás ideal (PV = nRT) 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑒 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔𝑜 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑆𝑒 𝑑 = 𝑚 𝑉 Como massa da amostra é m = nM e 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑒 𝑛 𝑉 = 𝑃 𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔𝑜
  30. 30. 30 Substituindo 𝑑 = 𝑚 𝑉 = 𝑛𝑀 𝑉 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 . 𝑀 𝑉 𝑑 = 𝑃𝑀 𝑅𝑇 A densidade de um gás é diretamente proporcional à pressão e a massa molar é inversamente proporcional à temperatura. As concentrações molares e as densidades dos gases aumentam quando eles são comprimidos, mas diminuem quando eles são aquecidos.
  31. 31. 31 Exemplos 14. Calcule a densidade do CO2 nas CNTP. O CO2 é mais ou menos denso do que o ar (1,2 g/L)? (1,96 g/L) 15. O óleo obtido das folhas de eucalipto contém o composto orgânico volátil eucaliptol. À 190ºC e 60 Torr, uma amostra do vapor de eucaliptol tem densidade 0,320 g/L. Calcule a massa molar do eucaliptol. (151,86 g/mol)
  32. 32. 32 A lei dos gases e as reações químicas As vezes é preciso calcular o volume de gás consumido ou produzido em uma reação, e para isso, temos que combinar os cálculos de mol a mol vistos em estequiometria Estequiometria Massa de A Mols de A Mols de B Volume de B Massa molar de A Volume molar
  33. 33. 33 Exemplos 16. O dióxido de carbono gerado pelos tripulantes na atmosfera artificial de submarinos e espaçonaves deve ser removido do ar e o oxigênio recuperado. Grupos de projetistas de submarinos investigaram o uso do superóxido de potássio, KO2, como purificador de ar, porque esse composto reage com o dióxido de carbono e libera oxigênio. Calcule a massa de KO2 que reage com 50L de dióxido de carbono em 25ºC e 1,0 atm. (290,4 g) 4KO2(s) + 2CO2(g) → 2K2CO3(s) + 3O2(g)
  34. 34. 34 17. Pede-se que você projete um air bag para um carro. Você sabe que o air bag deve ser preenchido com gás com uma pressão mais alta do que a pressão atmosférica de 829 mm Hg, a uma temperatura de 22ºC. O air bag tem volume de 45,5 L. Que quantidade de azida de sódio, NaN3, deve ser usada para gerar a quantidade requerida de gás? (88,4 g) 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) 18. Calcule o volume de dióxido de carbono, ajustado para 25ºC e 1 atm, que as plantas utilizam para produzir 1,0 g de glicose C6H12O6, por fotossíntese na reação (0,73 L) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(s) + 6 O2(g)
  35. 35. 35 Mistura de gases e pressões parciais Em pressões baixas, todos os gases respondem da mesma maneira a mudanças de pressão, volume e temperatura. Uma mistura de gases que não reagem entre si comporta- se como um gás simples. Lei de Dalton das pressões parciais A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. Ptotal = P1 + P2 + P3 + ... Essa lei só é exata para gases de comportamento ideal, mas é uma boa aproximação para quase todos os gases, sob condições normais.
  36. 36. 36  Considere duas substâncias gasosas A e B Fração molar: é definida como o número de mols de determinada substância em uma mistura dividido pelo número de mols total de todas as substâncias presentes. 𝑃𝐴 = 𝑛 𝐴 𝑅𝑇 𝑉 𝑃𝐵 = 𝑛 𝐵 𝑅𝑇 𝑉 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑅𝑇 𝑉 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛 𝐴 𝑅𝑇 𝑉 + 𝑛 𝐵 𝑅𝑇 𝑉 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = (𝑛 𝐴 + 𝑛 𝐵) 𝑅𝑇 𝑉 𝑋𝐴 = 𝑛 𝐴 𝑛 𝐴 + 𝑛 𝐵 = 𝑛 𝐴 𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
  37. 37. 37  Combinando a equação Com as equações PA e Pt temo: 𝑃𝐴 = 𝑋𝐴 𝑃𝑡 𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛 𝐴 𝑋𝐴 𝑃𝐽 = 𝑋𝐽 𝑃 𝑋𝐴 + 𝑋𝑏 = 1
  38. 38. 38 Exemplo 19. Uma amostra de oxigênio foi coletada sobre a água em 24ºC e 745 Torr e fica saturada com vapor de água. Nesta temperatura, a pressão de vapor da água é 24,4 Torr. Qual é a pressão parcial do oxigênio. (720,6 Torr) 20. O halometano C2HBrClF2 é um gás inflamável, não explosivo e não irritante geralmente usado como anestésico por inalação. Suponha que você misture 15,0 g de vapor de halometano com 23,5 g de oxigênio. Se a pressão total da mistura for 855 mm Hg, qual será a pressão parcial de cada gás? (83,79 e 774,63 mmHg) 21. Um bebê acometido de infecção brônquica severa está com problemas respiratórios. O anestesista administra heliox, uma mistura de hélio o oxigênio, com 92,3% de O2 por massa. Qual é a pressão parcial do oxigênio na mistura que está sendo administrada ao bebê, se a pressão atmosférica é 730 Torr? (673,8 Torr)
  39. 39. 39 Teoria Cinético molecular dos gases Observações experimentais conduziram aos seguintes postulados a respeito do comportamento dos gases no nível molecular e atômico. As hipóteses fundamentais da teoria cinética são:  Um gás é constituído por moléculas, separadas uma das outras por distâncias muito maiores que suas próprias dimensões. As moléculas podem ser consideradas “pontos”, isto é, possuem massa tem seu volume desprezível.  As moléculas de um gás estão em movimento constante em todas as direções e colidem frequentemente umas com as outras. As colisões entre as moléculas são perfeitamente elásticas. Nesse tipo de colisão a energia é transferida de uma molécula para outra. No entanto , a energia total de todas as moléculas em um sistema permanece constante.
  40. 40. 40  Não existem forças atrativas e nem repulsivas entre as moléculas de um gás  A energia cinética média das partículas do gás é proporcional a temperatura do gás. Todos os gases, independentemente da sua massa molecular, Têm a mesma energia cinética média na mesma temperatura. Velocidade Molecular e Energia Cinética  As moléculas de um gás não se movem todas à mesma velocidade.
  41. 41. 41 A velocidade mais provável (velocidade do maior número de moléculas) aumenta quando a temperatura sobe. A maioria das moléculas, entretanto, têm velocidades intermediárias, e sua velocidade mais provável corresponde ao máximo da curva. O número de moléculas que se movem muito rápido aumenta consideravelmente com o aumento da velocidade mais provável. A energia cinética de uma única molécula de massa m é dada por: u: é a velocidade dessa molécula 𝐾𝐸 = 1 2 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 2 = 1 2 𝑚𝑢2
  42. 42. 42 Energia cinética média 𝐾𝐸 = 1 2 𝑚 𝑢2 A energia cinética média das moléculas na amostra gasosa, está relacionada a velocidade média (u2), a média dos quadrados de suas velocidades. A energia cinética média de uma molécula de gás é diretamente proporcional a temperatura com uma constante de proporcionalidade 3/2R. 𝐾𝐸 = 3 2 𝑅𝑇 R = 8,314472 J K-1 mol-1
  43. 43. 43 1 2 𝑚𝑢2 ∝ 𝑇 1 2 𝑚𝑢2 𝑢2 = 3𝑅𝑇 𝑀 𝑢2 raiz média quadrática ou velocidade rms Equação de Maxwell Como KE é proporcional tanto a com a temperatura T. A temperatura é proporcional a podemos escrever:
  44. 44. 44 A equação de Maxwell mostra que as velocidades das moléculas de gás são diretamente relacionadas a temperatura. Todos os gases têm a mesma energia cinética média na mesma temperatura. Se compararmos uma amostra de um gás com outra isso não significa que as moléculas têm a mesma velocidade média. A Equação de Maxwell que quanto menor for a massa molar do gás, maior será a velocidade rms
  45. 45. 45 Exemplo 22. Calcule a velocidade rms de moléculas de oxigênio a 25ºC. (482 m/s) 23. Calcule a velocidade rms dos átomos de hélio (He) e das moléculas de nitrogênio (N2) em m/s a 27ºC. (1,37 x 103 e 511,5 m/s)
  46. 46. 46 Difusão e Efusão Difusão: é a dispersão gradual de uma substância em outra substância. Efusão: é a fuga de um gás para o vácuo através de um orifício pequeno. Thomas Graham, químico escocês, estudou a efusão dos gases e descobriu que a taxa de efusão dos gases – a quantidade de gás que se move de um lugar para o outro em um determinado tempo – é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar.
  47. 47. 47 Lei de Graham A taxa de efusão dos gases pode ser comparada 𝑇𝑎𝑥𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 𝑑𝑜 𝑔á𝑠 𝐴 𝑇𝑎𝑥𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 𝑑𝑜 𝑔á𝑠 𝐵 = 𝑀 𝐵 𝑀𝐴 A lei de Graham sugere fortemente que a velocidade média de moléculas de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Para dois gases A e B: 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐴 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐵 = 𝑀 𝐵 𝑀𝐴
  48. 48. 48 Exemplos 24. 30 mL de argônio levam 40 s para efundir por uma barreira porosa. O mesmo volume de vapor de um composto volátil extraído de esponjas do Caribe leva 120 s para efundir pela mesma barreira nas mesmas condições. Qual é a massa molar desse composto? (4,4 g/mol) 25. O tetrafluoroetileno C2F4, efunde-se por uma barreira com taxa de 4,6 x 10-6 mol h-1. Um gás desconhecido, consistindo somente em boro e hidrogênio, efunde-se com taxa de 5,8 x 10-6 mol h-1 sob as mesmas condições. Qual é a massa molar do gás desconhecido? (63,0 g/mol)
  49. 49. 49 Lembrete: Nos gases ideais, considera-se que não há forças de atração entre as moléculas e que as próprias moléculas não ocupam nenhum volume. GasesReais Em pressões mais elevadas ou temperaturas mais baixas ocorrem desvios da lei dos gases ideais. Os gases reais exibem desvios em relação a lei dos gases ideais em virtude das interações intermoleculares (atrações e repulsões) Nos gases reais o volume de cada molécula não e nulo. O físico holandês Johannes van der Waals (1837-1923) estudou os desvios da equação da lei dos gases ideais e desenvolveu uma equação para corrigir os erros que resultam da não idealidade.
  50. 50. 50 Gases Reais  Desvio do comportamento ideal Condição da Idealidade: Pressões moderadamente baixas (P 5 atm) e temperaturas elevadas. As forças Intermoleculares são desprezíveis As forças Intermoleculares são atuante
  51. 51. 51 Gases Reais Efeito das forças intermoleculares na pressão exercida pelo um gás PV=nRT, para 1 mol de gás tem-se: Comportamento Ideal Forças de atração Forças de repulsão 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇
  52. 52.  Equação de wan der Waals Correção da pressão a = constante A interação entre as moléculas é que dá origem ao afastamento do comportamento do gás ideal e que dependem da frequência com que as moléculas se aproximam uma das outras Gases Reais 𝑃𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙 = 𝑃𝑜𝑏𝑠𝑒𝑟𝑣𝑎𝑑𝑎 + 𝑎 𝑛2 𝑉2 𝑎 𝑛2 𝑉2 Força de atração contribui para diminuição da pressão 52
  53. 53. Correção do volume Corresponde ao volume ocupado pelas moléculas que deve ser considerado n = número de mols b = constante 𝑉𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙 = (𝑉𝑟𝑒𝑎𝑙 − 𝑛𝑏) 53
  54. 54. 54 Equação de van de Waals 𝑃 + 𝑎 𝑛 𝑉 2 𝑉 − 𝑏𝑛 = 𝑛𝑅𝑇 Pressão observada Volume observado = Videal Correção para o volume molecular Correção para as forças intermoleculares a e b = são constantes determinadas experimentalmente o termo a(n/V)2 = correção para as forças intermoleculares o termo bn corrige o volume observado, para um valor menos, o volume realmente disponível para as moléculas de um gás. n = número de mols
  55. 55. 55 𝑃 = 𝑛𝑅𝑇 𝑉 − 𝑛𝑏 − 𝑎 𝑛2 𝑉2 Gás Valores de a (atm . L2 . mol-2) Valores de b (L . mol-1) He 0,034 0,0237 Ar 1,34 0,0322 H2 0,244 0,0266 N2 1,39 0,0391 O2 1,36 0,0318 CO2 3,59 0,0427 Cl2 6,49 0,0562 NH3 4,17 0,0371 H2O 5,46 0,0305 Constantes de van der Waals
  56. 56. 56 Exemplo 25. Um tanque de 10,0L contendo 25 mol de O2 está instalado em uma loja de artigos de mergulho na temperatura de 25ºC. Use os dados da tabela e a equação de van der Waals para calcular a pressão no tanque. (61,9 atm) 26. Sabendo que 3,5 mols de NH3 ocupam 5,2 L a 47ºC, calcule a pressão do gás (em atm) usando: a) A equação do gás ideal (17,7 atm) b) A equação de van der Waals (16,2 atm)
  57. 57. 57 Exercícios de estequiometria 1. O ferro reage com ácido clorídrico para produzir cloreto de ferro (II) e gás hidrogênio: Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) O gás H2 proveniente da reação de 2,2g de ferro com ácido em excesso é colocada em um frasco de 10,0L a 25ºC. Qual é a pressão do gás nesse frasco?
  58. 58. 58 2. A azida de sódio (NaN3), composto explosivo em air bag de automóveis, decompõe-se de acordo com a equação: 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) Que massa de azida de sódio é requerida para fornecer o nitrogênio necessário para inflar um air bag de 75,0L e uma pressão de 1,3 atm a 25ºC? 3. A hidrazina (N2H4) reage com O2 de acordo com a equação N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l) Supunha que o O2 necessário para a reação esteja em um tanque de 450,0L a 23ºC. Qual deve ser a pressão de oxigênio no tanque para que haja oxigênio suficiente para consumir completamente 1,00 Kg de hidrazina?
  59. 59. 59 4. A nitroglicerina é um líquido sensível ao choque, que detona pela reação. 4 C3H5(NO3)3(l) → 6 N2(g) + 10 H2O(g) + 12 CO2(g) Calcule o volume total de gases produzido, em 215 kPa e 275ºC, na detonação de 454 g de nitroglicerina.

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