Unidade Departamental de Engenharias

Apresentação em tema: "Unidade Departamental de Engenharias"— Transcrição da apresentação:

1 Unidade Departamental de Engenharias
Química Aplicada ao Ambiente CET: ESTTQA-TMR1 Gases Valentim M B Nunes Unidade Departamental de Engenharias Instituto Politécnico de Tomar, Março,2014

2 O estado gasoso Substâncias que existem como gases: H2, F2, He, Xe..
Os compostos moleculares podem ser gases (CO, CO2, NH3, CH4), mas a maioria são líquidos ou sólidos. Ao serem aquecidos transformam-se mais facilmente em gases, vaporizando a temperaturas baixas. O ar é uma mistura gasosa cuja composição em volume é aproximadamente 78% de N2, 21% de O2 e 1% de outros gases incluindo CO2. A Química desta mistura é muito importante devido ás questões ambientais.

3 Pressão de um gás 1 atm = 760 mmHg 1 atm = 101325 Pa
A pressão é a força exercida por unidade de área. No Sistema Internacional a unidade é o Pascal (1 Pa = 1 N/m2) 1 atm = 760 mmHg 1 atm = Pa ~32 km

4 Exercício 1. Num certo dia a pressão atmosférica na cidade de Tomar foi de 732 mmHg. Qual a pressão expressa em kPa? Exercício 2. A pressão no topo da serra da Estrela é de 0.95 atm. Qual o respectivo valor em mmHg?

5 Leis dos gases: Lei de Boyle
A pressão de uma certa quantidade de um gás, mantido a temperatura constante, é inversamente proporcional ao volume ocupado pelo gás.

6 Leis de Charles e Gay - Lussac
A pressão constante, o volume ocupado por um gás é directamente proporcional à temperatura: V α T A volume constante, a pressão é directamente proporcional à temperatura: p α T.

7 Escala de Temperatura Absoluta
Lord Kelvin 0 ºC t/ºC V ºC p1 p2 p3 T/K = t/ºC

8 Lei de Avogadro À mesma temperatura e pressão, o volume ocupado por um gás é directamente proporcional ao número de moles: V α n.

9 Equação dos gases perfeitos
A partir das leis dos gases podemos estabelecer uma relação entre pressão, volume e temperatura de um gás, que se chama equação dos gases perfeitos. temperatura/K constante dos gases perfeitos pressão volume número de moles Em condições PTP (pressão e temperatura padrão), ou seja t = 0°C ou T = K, e p = 1 atm, os resultados experimentais mostram que 1 mol de um gás perfeito ocupa L. O valor de R vem então: R ≈ atm.L.K-1.mol-1 R ≈ J.K-1.mol-1

10 Exercício 3: Mostre que o volume ocupado por um mole de gás perfeito em condições PTP é 22.414 L.

11 Volumes molares (PTP)

12 Exercício 4: Calcule o volume (em L) ocupado por 7
Exercício 4: Calcule o volume (em L) ocupado por 7.4 g de CO2 em condições PTP. Exercício 5: Uma amostra de 6.9 mol de monóxido de carbono está dentro de um recipiente de volume igual a 30.4 L. Qual a pressão do gás (em atm) se a temperatura for de 62 °C? Exercício 6: Uma certa quantidade de gás a 25 °C e à pressão de 0.8 atm está contida num balão de vidro. Supondo que o balão pode suportar uma pressão máxima de 2 atm, até que temperatura pode ser aquecido?

13 Densidade de um gás Rearranjando a equação dos gases perfeitos (ou gases ideais) obtemos:

14 Exercício 7: Calcular a densidade do brometo de hidrogénio (HBr) gasoso, em gramas por litro, a 733 mmHg e 46 ºC. Exercício 8: Calcular a densidade do dióxido de carbono, CO2, em g/L a atm e a 55 ºC.

15 Estequiometria em reacções envolvendo gases
Usámos anteriormente relações entre quantidades em número de moles e massa, em gramas, para resolver problemas de estequiometria. Podemos agora estender esse tipo de cálculo ás reacções que envolvem gases, usando a relação entre volume e número de moles.

16 Exercício 9: Calcule o volume (em L) para a combustão completa de 2
Exercício 9: Calcule o volume (em L) para a combustão completa de 2.64 L de acetileno (C2H2) em condições PTP. A reacção é 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(l) Exercício 10: Calcule o volume de O2 (em L), nas mesmas condições de pressão e temperatura, necessários para a combustão completa de 14.9 L de butano. A reacção é: 2 C4H10(g) + 13 O2(g)  8 CO2(g) + 10 H2O(l) Exercício 11: A azida de sódio (NaN3) é utilizada nos airbag de automóveis. Calcular o volume de azoto que se liberta quando reagem 60 g de azida a 21 ºC e quando a pressão é 823 mmHg. A reacção é: 2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g).

17 Lei de Dalton A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões que cada gás exerceria se ocupasse sozinho o mesmo volume.

18 Aplicando a Lei de Dalton
PO2  0.2 atm  valor “óptimo” para o nosso organismo! Ar contém aproximadamente 20% em oxigénio. Em profundidade, por exº, quando P = 2 atm: Utiliza-se hélio para diluir o oxigénio!

19 Exercício 12: Uma mistura contém 4. 46 moles de néon, Ne, 0
Exercício 12: Uma mistura contém 4.46 moles de néon, Ne, 0.74 moles de árgon, Ar, e 2.15 moles de xénon, Xe. Calcule a pressão parcial de cada gás se a pressão total for 2 atm.

20 Aplicando…. Exercício 13: Na combustão do carvão, o enxofre nele existente é convertido em dióxido de enxofre, responsável pelo fenómeno da chuva ácida: S(s) + O2(g)  SO2(g). Se 2.54 kg de S reagirem com oxigénio, calcular o volume de dióxido de enxofre gasoso formado a 30.5 °C e 1.12 atm. Exercício 14: Comercialmente o oxigénio comprimido é vendido em cilindros metálicos. Se um cilindro de 120 L for enchido com oxigénio até à pressão de 132 atm, a 22 °C, qual a massa (em gramas) de oxigénio? Quantos litros de oxigénio se podem extrair do cilindro a 1 atm e à mesma temperatura? Exercício 15: Foi capturado num efluente um composto gasoso de cloro e oxigénio, de cor amarelo - esverdeada, com uma densidade de 7.71 g/L, a 36 °C e 2.88 atm. Calcular a massa molar do composto e respectiva fórmula química.

21 Cleopatra's Last Breath…
Take a deep breath. Notice anything special? Did you catch a whiff of Shakespeare, a dash of Socrates, a trace of Cleopatra? No? They were there, just the same. You just inhaled millions of molecules which each of them once exhaled. Let's take a look at just one historic breath: Cleopatra's last. You just inhaled about 20 molecules from her dying exhale. You may have heard such a claim previously, and wondered if it was true. In very round numbers: Earth's atmosphere contains 1.6 x 1044 atoms, and each breath we take consists of 8 x 1022 atoms. Dividing the number of atoms in the entire atmosphere by those in one breath shows that about 1 in every 2x1021 atoms we breathe in the air right here is from Cleopatra's dying exhalation (assuming, reasonably enough, that winds over two millennia have done a thorough worldwide mixing job). This, in turn, means that each of us inhales about 40 atoms -- say 20 molecules -- from her last gasp with every breath we take. In fact, it's probably safe to say that each breath you take includes air that passed out of the lungs of everyone who has ever lived, at least up to a hundred or so years ago (to allow time for their breath to be sufficiently well mixed in the atmosphere).