Ibrahim Pedro Henrique Yuri 16986

Apresentação em tema: "Ibrahim Pedro Henrique Yuri 16986"— Transcrição da apresentação:

1 Ibrahim 17082 Pedro Henrique 17118 Yuri 16986
Cap GASES Ibrahim Pedro Henrique Yuri

2 Introdução: - Importância para a vida;
- Diversos elementos e substâncias na forma gasosa; - Importância no cotidiano.

3 Características dos gases:
- POSSUEM FORMA E VOLUME INDEFINIDOS; - PELO FATO DE SEREM COMPOSTOS MOLECULARES SIMPLES, POSSUEM BAIXA MASSA MOLECULAR; - FORMAM MISTURAS HOMOGÊNEAS E SÃO BASTANTE COMPRESSÍVEIS DEVIDO AO GRANDE ESPAÇAMENTO ENTRE SUAS MOLÉCULAS; - SUBSTÂNCIAS LÍQUIDAS E SÓLIDAS PODEM EXISTIR NO ESTADO GASOSO, RECEBENDO O NOME DE VAPOR.

4 Pressão: - Definida como FORÇA que atua sobre uma determinada ÁREA;
- Os gases exercem pressão na superfície em que estão em contato.

5 Patm = 1 x 105 N/m² = 1 x 105 Pa = 760 mmHg = 1 atm
Pressão atmosférica: - É a pressão exercida por uma coluna de gás de 1 m2 de secção transversal cuja altura vai até os confins da atmosfera. Patm = 1 x 105 N/m² = 1 x 105 Pa = 760 mmHg = 1 atm

6 Leis dos gases: - Variam com a PRESSÃO, VOLUME, TEMPERATURA e QUANTIDADE DE MATÉRIA; - As três leis: - Lei de Boyle; - Lei de Charles; - Lei de Avogadro.

7 Lei de Boyle: “O volume de certa quantidade de gás mantido à temperatura constante é inversamente proporcional à pressão”

8 Exemplos: Balão Metereológico Respiração

9 Lei de Charles: - É a relação entre a temperatura e o volume.
- O volume é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

10 Exemplo:

11 Lei de Avogadro: “O volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás” - 22,4 L de um gás a 0ºC e 1 atm contém 6,2 x 10²³ moléculas de gás (1 mol).

12 6 NaN3(s) + Fe2O3(s) → 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)
Exemplo: 6 NaN3(s) + Fe2O3(s) → 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)

13 P.V = n.R.T Equação do gás ideal
- TOMANDO POR BASE AS 3 LEIS ANTERIORMENTE APRESENTADAS, CHEGAMOS À EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS: P.V = n.R.T

14

15 Densidade de um gás: - Depende de sua pressão, massa molar e temperatura; - O fato de um gás mais quente ser menos denso que um gás mais frio explica o fato do ar quente subir e o ar frio descer.

16 Exemplo:

17 Da equação dos gases ideais:
P∙V = n∙R∙T P∙V = (m/M)∙R∙T (P∙M)/(R∙T) = m/V D = (P∙M)/(R∙T)

18 Pt = P1 + P2 + ... Pn Misturas gasosas:
- Lei das pressões parciais (Lei de Dalton): Pt = P1 + P Pn

19 Coleta de gás sobre a água:

20 Teoria Cinética Molecular:
- Explicação para o comportamento de um gás; - Considera apenas o movimento molecular.

21 Afirmações de Rudolf Clausius:
1. Os gases consistem em grande número de moléculas que estão em movimento. 2. O volume do gás é desprezível comparado ao volume total (0,1%). 3. As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas são desprezíveis.

22 Afirmações de Rudolf Clausius:
4. As energias podem ser transferidas entre as moléculas em suas colisões, porém a energia cinética média das moléculas não varia com o tempo, ou seja, as colisões são perfeitamente elásticas. 5. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta.

23 Energia Cinética Quadrática Média
Ec = m(vqm)²/2 = 3kT/2 m – massa da molécula do gás vqm – velocidade quadrática média k – constante de Boltzmann (k = 1,38·10-23 J/K) T – temperatura absoluta do gás

24 Efusão e Difusão: - Efusão: escoamento de partículas através de uma pequena abertura ou orifício. - Difusão: espalhamento de uma substância no espaço ou em uma segunda substância.

25 Lei de efusão de Graham:
T α 1/√M T α vqm T – taxa de efusão M – massa molar vqm – velocidade quadrática média

26 Exemplos: Volume He = Volume N2
Para escapar, a molécula tem que acertar o orifício Volume He = Volume N2

27 Desvio de comportamento ideal:
- Os desvios da lei dos gases ideais ocorrem porque não se consideram dois fatores: 1. O volume finito das partículas de gás. 2. As forças atrativas entre as partículas do gás

28 Desvio em função da temperatura:
- A baixas temperaturas esse desvio torna-se cada vez mais significante à medida que se aproxima da temperatura na qual se liquefaz.

29 Desvio em função da pressão:
- As altas pressões geram sérios erros quando se utiliza a equação dos gases ideais.

30 Equação de Van der Waals
- Van der Waals corrigiu a equação dos gases ideais, elaborando uma equação empírica que levasse em conta as forças atrativas e o volume finito delas. Sendo a e b constantes dependentes do gás empregado.

31 Referências bibliográficas:
- Princípios de Química – Masterton - Química Geral – Schaum / Rosemberg - Química: A Ciência Central, 9ª ed.. Brown, LeMay, Bursten -