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Aula 09 - Gases.pdf
- 1. Gases Prof. Dr. FelipeThomaz Aquino 2022
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- 4. • Os gasessão altamente compressíveis e ocupam o volume total de seus recipientes • Quando um gás é submetido à pressão, seu volume diminui • Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros gases • Os gases ocupam somente cerca de 0,1 % do volume de seus recipientes Gases
- 5. Gases - Gases Nobres:He, Ne, Ar, Kr, Xe - Não metais: Cl2, F2, N2, O2, H2
- 6. Pressão 𝐹 = 𝑚. 𝑎 𝑃 = 𝐹 𝐴 m= 10.000 kg a= 9,8 m/s2 𝑭 = 𝟏 𝒙𝟏𝟎𝟓𝑵 𝑃 = 1 𝑥105 𝑁 1 𝑚2 = 1𝑥105 𝑁 𝑚2 = 𝑃𝑎 Blaise Pascal (1623-1662) Unidades: 1 Pa= 1 N/m2 1 bar= 105 Pa 1 psi= per square inch (psi, lbs/in2)
- 7. Pressão - Quanto maiora altitude, menor a Patm - P atmosférica padrão é igual a 760 mm Hg (nível do mar) Unidades: 760 mm Hg= 1,01325 105 Pa = 101,325 kPa (SI) 760 mm Hg = 760 torr= 1 atm 760 mm Hg = 1 bar Evangelista Torricelli (1608-1647)
- 8. Gases - 4variáveis: T, V, P e n Leis dos gases 𝑉 = 1 𝑃 𝑜𝑢 𝑃𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 Relação V e P = T cte Robert Boyle (1627-1691) Lei de Boyle
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- 10. Relação direta =hipérbole Relação inversa = reta Lei de Boyle
- 11. Jacques Alexandre CésarCharles (1627-1691) - Usou os princípios da Lei de Boyle (100 anos antes) H2SO4 (aq) + Fe (s) (sucata) → H2 (g) 𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x T ou 𝑉 𝑇 = 𝑐𝑡𝑒 Relação V e T = P cte Lei de Gay-Lussac
- 12. William Thomson (LordeKelvin) (1824-1907) 𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x T (K) 0 K = -273,15C Lei de Boyle
- 13. Lei de Gay-Lussac JosephLouis Gay-Lussac (1778-1850) Lei da combinação dos volumes “A uma determinada temperatura e pressão, os volumes dos gases que reagem são proporções de números inteiros pequenos”
- 14. Amedeo Avogadro (1776-1856) “Volumes iguaisde diferentes gases sob condições iguais de temperatura e pressão contém o mesmo número de moléculas” Hipótese de Avogadro Mesmas condições de V, P e T Lei de Avogadro
- 15. “A lei deAvogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás” Lei de Avogadro 𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x n ou 𝑉 𝑛 = 𝑐𝑡𝑒 Relação V e n = P e T cte Lei de Avogadro
- 16. • Lei deBoyle: • Lei de Charles: • Lei de Avogadro: 𝑉 ∝ 1 𝑃 𝑉 ∝ 𝑇 𝑉 ∝ 𝑛 T e n constantes P e n constantes P e T constantes 𝑉 ∝ 𝑛𝑇 𝑃 𝑉 ∝ 𝑛𝑇 𝑃 𝑉 = 𝑅 𝑛𝑇 𝑃 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 R= constante universal dos gases Equação do gás ideal
- 17. Unidades Valor númerico L.atm/mol.K0,08206 J/mol.K 8,314 cal/mol.K 1,987 m3.PA/mol.K 8,314 L.torr/mol.K 62,36
- 18. • Gás ideal≠ gás real Gás ideal: - Não há interação entre as suas moléculas - Volume das moléculas é desprezível em relação ao volume total do gás Volume de um gás na CNTP: condições normais de T e pressão ou TPP: T e P padrões T é sempre em Kelvin! T (K)= T (°C) + 273,15 T = 0°C, P= 1 atm Equação do gás ideal
- 20. Carbonato de cálcio,CaCO3, o principal componente do calcário se decompõe em CaO (s) e CO2 (g) sob aquecimento. Suponha que uma amostra de CaCO3 é decomposta e o CO2 é coletado em um recipiente de 250 ml. Depois que a decomposição se completa, a pressão é de 1,3 atm à temperatura de 31 °C. Quantos mols de CO2 foram obtidos? 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑛 = 1,3𝑎𝑡𝑚. 0,250𝐿 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K. 304𝐾 V = 250 ml P = 1,3 atm T = 31 °C n = ? 𝑅 = 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K T = 304 K V = 0,250 L n=0,013 mols de CO2
- 21. Um balão daGoodyear ® contém 5,74 x 106 L de Hélio à 25°C e 1 atm. Qual a massa em gramas de Hélio no interior do balão? V = 5,74 x 106 L P = 1,00 atm T = 25 °C/298K m = ? 𝑅 = 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K n = m/massa molar (He=4,00g) 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑛 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 𝑛 = 1,00 𝑎𝑡𝑚. 5,74 x 106𝐿 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K. 298𝐾 n=2,34726 x 105 mols de He m=9,3891 x 105 g de He m=0,93891 ton de He
- 22. Lei das pressõesparciais John Dalton (1766-1844) “A pressão total de uma mistura gasosa é igual a soma das pressões parciais exercidas por seus componentes” 𝑃𝑇 = 𝑃1 + 𝑃2 + 𝑃3 + … . +𝑃𝑛 𝑃1 = 𝑛1 𝑅𝑇 𝑉 𝑃2 = 𝑛2 𝑅𝑇 𝑉 … 𝑃𝑇 = (𝑛1+𝑛2 + 𝑛3 + ⋯ ) 𝑅𝑇 𝑉 = 𝑛𝑇 𝑅𝑇 𝑉
- 23. Uma mistura de6,00 g de O2 (g) e 9,00 g de CH4 (g) é colocada em um recipiente de 15 L à 0°C. Qual a pressão parcial de cada gás e a pressão total? 𝑃𝑂2 = 𝑛𝑂2 𝑅𝑇 𝑉 1 mol de O2 ----- 32 g x ----- 6 g x= 0,188 mols de O2 𝑃𝑂2 = 0,188 𝑚𝑜𝑙𝑠 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾 15𝐿 = 0,281 𝑎𝑡𝑚 𝑃𝐶𝐻4 = 𝑛𝐶𝐻4 𝑅𝑇 𝑉 1 mol de CH4 ----- 16,042 g x ----- 9 g x= 0,561 mols de CH4 𝑃𝐶𝐻4 = 0,561 𝑚𝑜𝑙𝑠 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾 15𝐿 = 0,838 𝑎𝑡𝑚 𝑃𝑇 = 𝑃𝑂2 +𝑃𝐶𝐻4 = 0,281 𝑎𝑡𝑚 + 0,838 𝑎𝑡𝑚 = 1,122 𝑎𝑡𝑚
- 24. Um cilindro de15,0 L contém 4,0 g de hidrogênio (H2) e 28 g de nitrogênio (N2). Se a temperatura do recipiente é 27°C, qual a pressão total da mistura? 𝑃𝐻2 = 𝑛𝐻2 𝑅𝑇 𝑉 1 mol de H2 ----- 2,016 g x ----- 4 g x= 1,984 mols de H2 𝑃𝐻2 = 01,984 𝑚𝑜𝑙𝑠 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾 15𝐿 = 3,26 𝑎𝑡𝑚 𝑃𝑁2 = 𝑛𝑁2 𝑅𝑇 𝑉 1 mol de N2 ----- 28,02 g x ----- 28 g x= 1 mol de N2 𝑃𝑁4 = 1 𝑚𝑜𝑙𝑠 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾 15𝐿 = 1,64 𝑎𝑡𝑚 𝑃𝑇 = 𝑃𝐻2 +𝑃𝑁2 = 3,26 𝑎𝑡𝑚 + 1,64 𝑎𝑡𝑚 = 4,90 𝑎𝑡𝑚
- 25. Teoria cinético-molecular - Explicao comportamento dos gases - Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento aleatório constante (gases nobres átomos Ar, Xe, etc.) - O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume do recipiente - As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantes - A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética média é constante à temperatura constante - A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura
- 26. Teoria cinético-molecular - Apressão é explicada pelas colisões das moléculas contra as paredes - A magnitude da pressão é explicada pela frequência das colisões - A temperatura é a medida da energia cinética média das moléculas de um gás • Lei de Boyle: ↑ 𝑉 ∝ 1 ↓ 𝑃 - T constante, menor n° de colisões • ↑T, V cte, ↑P - aumenta a frequência de colisões, o que leva a um aumento da pressão
- 27. Gases reais - Asmoléculas de gases reais se atraem e tem volumes significativos Baixa pressão Alta pressão - Alta pressão as moléculas estão mais próximas: - Aumento das forças intermoleculares - Volume significativo em relação ao total
- 28. À medida quea temperatura aumenta, as moléculas de gás tem maior energia cinética e menor interação Altas temperaturas levam a um aumento da energia disponível para a quebra das forças intermoleculares. Gases reais
- 29. Johannes Diderik vander Waals (1837-1923) 2 2 V a n nb V nRT P − − = Introdução de dois termos na equação dos gases ideais: a – correção da força de atração b – correção do volume ocupado pelas moléculas - Moléculas maiores (maior n) levam a um aumento das forças intermoleculares - Moléculas maiores (maior V) levam a um aumento das forças intermoleculares Equação de van der Waals