Gases Capítulo 5

Elementos que existem sob a forma de gases a 25 0C e 1 atmosfera 5.1

Algumas substâncias que ocorrem sob a forma de gases a 25 ºC e 1 atm Elementos Compostos 5.1

Natureza do estado gasoso Ocupa rapidamente todo o volume do recipiente Toma a forma do recipiente Compressível Br2 (g)

Natureza do estado gasoso As moléculas de um gás encontram-se muito separadas e em movimento contínuo

Simulação do movimento de moléculas num gás

Estado de um gás Quantidade de substância Volume Temperatura Pressão

Força Pressão = Área Unidades de pressão 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 Barómetro Pressão = Unidades de pressão Pressão atmosférica 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 atm = 101 325 Pa 5.2

16 Km 0,2 atm 4 Km 0,5 atm Nível do mar 1 atm Coluna de ar 16 Km 0,2 atm 4 Km 0,5 atm Nível do mar 1 atm 5.2

Pressão atmosférica Unidade SI Unidades convencionais 1 Pa = 1 Nm-2=1Kgm-1s-2 Unidades convencionais 1 atm = 1,01325 x 105 Pa (exacto) 1 bar = 105 Pa (exacto) 1 Torr = 133,3223684 Pa Conversões 1 atm = 760 Torr 1 atm = 1,01325 bar

Manómetro

À medida que P (h) aumenta Aparelho para estudar a relação entre a Pressão e o Volume de um gás À medida que P (h) aumenta V diminui 5.3

Lei de Boyle (sec. XVII) A temperatura constante:

Se um elefante subir para um recipiente cúbico de 1 m3 com o topo móvel, qual é o volume final de gás? M(elefante) = 7,5 ton Pinicial = 1,01 x 105 Pa Pfinal=Pinicial+Pelefante=1,01 x 105 Pa + 7,4 x 104 Pa = 1,75 x 105 Pa

Só como curiosidade.... Se o recipiente tivesse o mesmo volume mas fosse paralelipipédico com uma base de 0,5mx0,5m o volume final de gás seria de 0,26 m3. Ou seja o elefante desceria de 8 m de altura para 1 m de altura

Início P=21,5 atm Final P=1,55 atm T constante

Expansão e contração de um gás Tubo capilar Mercúrio Gás Temperatura baixa Temperatura alta À medida que T aumenta V aumenta 5.3

Lei de Charles, variação do volume de um gás com a temperatura a pressão constante 0 K -273,15 º C Temperatura absoluta (K)

V1/T1 = V2/T2 V1 = 3,20 L V2 = 1,54 L T1 = 298,15 K T2 = ? V2 x T1 V1 Uma amostra de monóxido de carbono gasoso ocupa 3,20 L a 25 0C. A que temperatura é que o gás ocupará um volume de 1,54 L se a pressão permanecer constante? V1/T1 = V2/T2 V1 = 3,20 L V2 = 1,54 L T1 = 298,15 K T2 = ? V2 x T1 V1 1,54 L x 298,15 K 3,20 L = T2 = = 143 K 5.3

Lei de Avogadro Temperatura e Pressão constantes!! 5.3

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 1 mole NH3 1 mole NO A T e P constantes O amoníaco queima na presença de oxigénio para formar óxido nítrico (NO) e vapor de água. Quantos volumes de NO é que se obtêm a partir de um volume de amoníaco às mesmas pressão e temperatura? 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 1 mole NH3 1 mole NO A T e P constantes 1 volume NH3 1 volume NO 5.3

Lei dos Gases Ideais 1 Lei de Boyle: V a (a n e T constantes) P Lei de Charles: V a T (a n e P constantes) Lei de Avogadro: V a n (a P e T constantes) V a nT P V = constante x = R nT P R é a constante dos gases ideais 5.4

Constante dos gases ideais Lei dos gases ideais Temperatura absoluta Constante dos gases ideais R = 0,0820578 dm3 atm K-1 mol-1 = 8,31451 J K-1 mol-1

PV = nRT PV (1 atm)(22,414L) R = = nT (1 mol)(273,15 K) As condições 0 0C e 1 atm denominam-se pressão e temperatura normais (PTN). Experimentalmente verificou-se que, em condições PTN, 1 mole de um gás ideal ocupa exactamente 22,414 L. PV = nRT R = PV nT = (1 atm)(22,414L) (1 mol)(273,15 K) R = 0,082057 L • atm / (mol • K) 5.4

PV = nRT nRT V = P 1,37 mol x 0,0821 x 273,15 K V = 1 atm V = 30,6 L Qual o volume (em litros) ocupado por 49,8 g de HCl em condições PTN? T = 0 0C = 273,15 K P = 1 atm PV = nRT n = 49,8 g x 1 mol HCl 36,45 g HCl = 1,37 mol V = nRT P V = 1 atm 1,37 mol x 0,0821 x 273,15 K L•atm mol•K V = 30,6 L 5.4

PV = nRT n, V, T e R são constantes Os sais de nitrato decompõe-se por aquecimento dando origem a sais de nitrito e a dioxigénio. Numa experiência deste tipo recolheram-se 0,20 mol de dioxigénio num recipiente de 4,0 L à temperatura ambiente. Qual é a pressão dentro do recipiente? PV = nRT n, V, T e R são constantes

PV = nRT n, V e R são constantes nR V = P T = constante P1 T1 P2 T2 = O árgon é um gás inerte utilizado em lâmpadas para retardar a vaporização do filamento. Uma lâmpada contendo árgon a 1,20 atm e 18 0C é aquecida a 85 0C a volume constante. Qual a pressão final de árgon na lâmpada (em atm)? PV = nRT n, V e R são constantes nR V = P T = constante P1 = 1,20 atm T1 = 291 K P2 = ? T2 = 358 K P1 T1 P2 T2 = P2 = P1 x T2 T1 = 1,20 atm x 358 K 291 K = 1,48 atm 5.4

Lei da combinação de volumes Em condições de pressão e temperatura constantes: 2O2 (g) + N2(g) → 2 NO2 (g) 2 n mol n mol 2n mol n ∝ V 2 V V 2 V

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) Estequiometria com Gases Calcule o volume de CO2 produzido a 370 C e 1,00 atm quando 5,60 g de glucose são consumidas na reacção: C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2 1 mol C6H12O6 180 g C6H12O6 × 6 mol CO2 1 mol C6H12O6 × 5,60 g C6H12O6 = 0,187 mol CO2 0,187 mol × 0,0821 × 310,15 K L • atm mol • K 1,00 atm = nRT P = 4,76 L V = 5.5

Misturas de gases Lei de Dalton: A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais de cada um dos gases.

Misturas de gases fracção molar

PA = nART V PB = nBRT V XA = nA nA + nB XB = nB nA + nB PT = PA + PB Considerar o caso em que dois gases, A e B, se encontram num contentor com volume V. PA = nART V nA é o número de moles de A PB = nBRT V nB é o número de moles de B XA = nA nA + nB XB = nB nA + nB PT = PA + PB PA = XA PT PB = XB PT Pi = Xi PT 5.6

Pi = Xi PT PT = 1,37 atm 0,116 8,24 + 0,421 + 0,116 Xpropano = Uma amostra de gás natural contém 8,24 moles de CH4, 0,421 moles de C2H6, e 0,116 moles de C3H8. Se a pressão total dos gases for 1,37 atm, qual é a pressão pacial de propano (C3H8)? Pi = Xi PT PT = 1,37 atm 0,116 8,24 + 0,421 + 0,116 Xpropano = = 0,0132 Ppropano = 0,0132 x 1,37 atm = 0,0181 atm 5.6

Teoria Cinética Molecular dos Gases Boltzmann e Maxwell: as propriedades físicas dos gases podem ser explicados com base nos movimentos das moléculas individuais. Energia = trabalho realizado (W) = força (F) x deslocamento (Ds) Unidade SI de energia é joule (J): 1 J = 1 kg m2/s2 = 1 N m 5.7

Teoria Cinética Molecular dos Gases Um gás é constituído por moléculas, separadas umas das outras por distâncias muito maiores que as suas próprias dimensões. As moléculas podem ser consideradas como pontos, isto é, possuem massa mas têm volume desprezável. As moléculas de um gás estão em movimento constante em todas as direcções e colidem frequentemente umas com as outras. As colisões entre as moléculas são perfeitamente elásticas. Por outras palavras, a energia é transferida de uma molécula para outra como consequência de uma colisão. No entanto, a energia total das moléculas de um sistema permanece constante. Não existem forças atractivas nem repulsivas entre as moléculas de um gás. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura do gás, em kelvin. Quaisquer gases à mesma temperatura têm a mesma energia cinética. 5.7

Teoria Cinética dos Gases e … Compressibilidade dos Gases Lei de Boyle P a taxa de colisão com as paredes do recipiente taxa de colisão a densidade densidade a 1/V P a 1/V Lei de Charles taxa de colisão a energia cinética média das moléculas do gás Energia cinética média a T P a T 5.7

Teoria Cinética dos Gases e … Lei de Avogadro P a taxa de colisão com as paredes do recipiente taxa de colisão a densidade P a n Lei de Dalton das Pressões Parciais As moléculas não se atraem nem se repelem umas às outras P exercida pelas moléculas de um gás não é afectada pela presença de outro gás Ptotal = Spi 5.7

Dispositivo para estudar a distribuição molecular das velocidades 5.7

 3RT urms = M Distribuição das velocidades de três gases diferentes à mesma temperatura. Distribuição das velocidades para as moléculas do azoto gasoso a três temperaturas diferentes. Velocidade quadrática média = urms = velocidade molecular média urms = 3RT M  5.7

A difusão de um gás é a mistura gradual das moléculas de um gás com as moléculas de outro devido às suas propriedades cinéticas. NH4Cl NH3 17 g/mol HCl 36 g/mol 5.7

Desvios do Comportamento Ideal 1 mole de gás ideal Forças repulsivas PV = nRT n = PV RT = 1,0 Forças atractivas 5.8

Efeito das forças intermoleculares na pressão exercida por um gás 5.8

Equação de Van der Waals para um gás real P + (V – nb) = nRT an2 V2 ( ) } volume corrigido } pressão corrigida 5.8

Química em Acção: Átomos Super-Frios Distribuição das velocidades de Maxwell para átomos de Rb gasoso T = 1,7 × 10–7 K Condensado de Bose-Einstein: uma nova forma de matéria criada em 1995