1) O documento discute conceitos químicos como número de Avogadro, massa molar, volume molar e densidade de gases. 2) Também aborda as leis de Boyle, Charles, Gay-Lussac e Avogadro que relacionam pressão, volume e temperatura em gases. 3) Por fim, explica termos como concentração molar, porcentagem em massa e volume para descrever misturas gasosas na atmosfera.

1. UNIDADE 2

2. 2. Atmosfera: temperatura, pressão e densidade em função da altitude 2.1. Mole, número de Avogadro, Massa Molar O número de partículas existentes numa pequena porção de matéria é extremamente grande e, para o exprimir o número de Avogadro ( N A ) cujo valor é, aproximadamente, 6,023x10 23 . A quantidade de substância ( n ) que contém o número de Avogadro de unidades estruturais (nomeadamente átomos ou moléculas) designa-se por mole , mol . O número de partículas ( N ) numa amostra qualquer obtém-se multiplicando a quantidade química dessas partículas pelo número de Avogadro: N = n x N A

3. À massa de uma mole de uma dada amostra de substância chama-se massa molar , representa-se por M e exprime-se usualmente em g/mol ou g.mol -1 . O n ú mero que exprime o valor da massa molar (expresso em g/mol) é numericamente igual ao da massa at ó mica relativa (para á tomos) ou massa molecular relativa (no caso de mol é culas). Por exemplo: A r (O) = 16 então M (O) = 16 g/mol M r (H 2 O) = 2 x A r (H) + A r (O) = 2 x 1,01 + 16 = 18,02 então M(H 2 O) = 18,02 g/mol Podemos relacionar a massa ( m ) de uma dada amostra de substância com a sua massa molar (M) e a sua quantidade qu í mica (n) atrav é s da expressão matem á tica:

4. 2.2. Volume molar e densidade de um gás As partículas de um gás estão praticamente livres, movimentando-se caoticamente e ocupando todo o espaço disponível; A matéria não tem forma própria e é muito compressível, logo não tem volume constante; Os gases são formados por unidades estruturais muito pequenas relativamente ao volume total que ocupam, pelo que num gás há muito espaço vazio. Quando se comprime um gás, as suas unidades estruturais aproximam-se, diminuindo assim o volume por ele ocupado. A pressão que um gás exerce sobre a superfície do recipiente que o contém, ou sobre os corpos nele mergulhados, resulta dos choques das moléculas do gás contra essas superfícies; A pressão de um gás depende do número de moléculas, do volume ocupado e da temperatura a que se encontra. Características do estado gasoso

5. A unidade do Sistema Internacional da pressão é o pascal ( Pa ) e representa, por definição, a pressão exercida por uma força de 1N sobre 1m 2 de área de contacto. Existem outras unidades de pressão: a atmosfera (atm), o torricelli (torr), milímetros de mercúrio (mm Hg): 1 atm = 101325Pa  1x10 5 Pa 1 atm = 760 torr Condições PTN Convencionou-se que as condições normais de pressão e temperatura de um gás ( PTN ) são a p = 1atm e T = 273K (0ºC).

6. Relação entre a pressão de um gás e o número de moléculas (a temperatura e volume constantes) Maior nº moléculas  Maior nº choques  Maior pressão Para um mesmo volume, a temperatura constante, a pressão é directamente proporcional ao número de moléculas:

7. Relação entre a pressão de um gás e o volume (a temperatura constante) (Lei de Boyle-Mariotte) Menor volume  Maior nº choques  Maior pressão Para uma mesma quantidade de gás, a dada temperatura, a pressão é inversamente proporcional ao volume:

8. Relação entre a pressão de um gás e a temperatura (a volume constante) (Lei de Gay-Lussac) Maior temperatura  velocidade das moléculas   Maior nº choques  Maior pressão Para uma mesma quantidade de gás, num dado volume, a pressão é directamente proporcional à temperatura absoluta (em kelvin):

9. Relação entre o volume de um gás e a temperatura (a pressão constante) (Lei de Charles) Maior temperatura  Maior volume Para uma mesma quantidade de gás, a pressão constante, o volume é directamente proporcional à temperatura absoluta (em kelvin):

10. Relação entre o volume de um gás e o número de partículas (a pressão e temperatura constantes) (Lei de Avogadro) Maior quantidade de gás  Maior nº choques  Maior volume Nas mesmas condições de pressão e temperatura, o volume ocupado por um gás é directamente proporcional à sua quantidade química (número de moles):

11. Volume molar É o volume ocupado por uma mole de uma dada substância no estado gasoso, representa-se por V m e depende das condições de pressão e temperatura a que se encontra. Nas mesmas condições de pressão e temperatura, todos os gases têm o mesmo volume molar. O volume molar de um gás nas condições PTN é de 22,4 dm 3 /mol

12. Densidade de um gás A densidade (  ), ou massa volúmica, se define como a massa dessa substância existente numa unidade de volume: Para uma substância no estado gasoso, é sempre necessário especificar as condições de pressão e temperatura a que se encontra. Para uma mole de substância no estado gasoso:

13. 2.3. Misturas na atmosfera. Concentração de soluções A atmosfera é, fundamentalmente, uma solução gasosa, na qual se encontram também outras dispersões. Dá-se o nome de dispersão a uma mistura de duas ou mais substâncias, em que as partículas de uma fase (fase dispersa) estão disseminadas no seio de outra fase (fase dispersante) . Podem classificar-se as dispersões, tendo em conta as dimensões médias das partículas na fase dispersa, como: Soluções verdadeiras ou soluções – sistemas homogéneos de uma só fase com partículas com dimensões inferiores a 1nm. Soluções coloidais ou colóides – dimensões médias de partículas entre 1nm e 1  m. Ex: fumos, poeiras, nuvens, nevoeiro, neblina. Suspensões – sistemas heterogéneos com partículas de dimensões médias superiores a 1  m na fase dispersa visíveis ao microscópio. Ex: smog.

14. A composição quantitativa de uma solução pode ser expressa de várias formas: concentração mássica (c m ) – indica a massa m de soluto existente em cada unidade de volume de solução ( V ). A unidade S.I. é o kg/m 3 mas normalmente utiliza-se g/dm 3 ou g/cm 3 . Concentração molar (c) ou molaridade – indica a quantidade química de soluto ( n ) por unidade de volume de solução ( V ). A unidade S.I. é mol/m 3 mas costuma utilizar-se mol/dm 3 . Como n = m / M , a relação entre a concentração mássica e molar é:

15. Percentagem em massa (% m/m) – indica a massa de soluto expressa numa dada unidade por cada 100 unidades de massa de solução. Exemplo: Dizer que temos uma solução de HCl a 60% significa que em 100g de solução existem 60g de HCl. Percentagem em volume (% V/V) – indica o volume de soluto expresso numa dada unidade por cada 100 unidades de volume de solução. Exemplo: Dizer que temos uma solução de etanol a 96% significa que em 100ml de solução existem 96ml de etanol e 4ml de água.

16. partes por milhão (ppm) – utiliza-se quando temos quantidades muito pequenas de componentes e indica a massa (ou volume) de um dado soluto, expressa numa dada unidade, por um milhão de unidades de massa (ou volume) de solução. Exemplo 1: Dizer que há 95ppm de CO 2 na atmosfera poluída é dizer que temos 95g de CO 2 por cada 1000000g de ar ou 95mg de CO 2 em 1000000mg de ar. Exemplo 2: Dizer que a concentração de hélio no ar é 5,24ppm (V/V) é dizer que há 5,24cm 3 de hélio por cada 1000000cm 3 de ar.

17. Partes por bilião (ppb) - utiliza-se quando temos quantidades muito pequenas de componentes e indica a massa (ou volume) de um dado soluto, expressa numa dada unidade, por um bilião de unidades de massa (ou volume) de solução. Fracção molar de um componente C numa solução – é o quociente entre a quantidade química de C e a quantidade química total da solução:

18. Quando se pretende preparar uma solução diluída a partir de uma solução mais concentrada, o factor de diluição ( f ) indica-nos o número de vezes que se deve diluir um dado volume de solução concentrada, de concentração inicial c i , para se obter a solução diluída de concentração final c f :