Integrantes: Fernando Henrique Finatte Luiz Augusto Guimarães da Silva UNIFEI - Engenharia de Controle e Automação Seminário de Química GASES Integrantes: Fernando Henrique Finatte Luiz Augusto Guimarães da Silva

Sumário : Características dos gases Lei geral dos gases / Lei dos gases ideais Aplicações da lei dos gases ideais Mistura de gases e pressões parciais Teoria cinética molecular Efusão e difusão molecular Gases reais: desvio do comportamento ideal Fenômenos naturais em que há participação de gases

1. Características dos gases. Em muitos aspectos, os gases são a forma de matéria mais facilmente entendida. Ainda que diferentes gases possam ter diferentes propriedades químicas, eles se comportam de maneira bastante similar no que concerne às propriedades físicas. Entre as propriedades de um gás medidas com mais facilidade estão: Pressão. É definida como sendo a força que atua numa superfície de área unitária. P = F/A

Temperatura. Compreende-se temperatura como a medida de calor ou frieza de um objeto. De fato, a temperatura determina a direção do fluxo de calor. Volume. É o espaço ocupado pelo gás dentro de um determinado recipiente.

2. Lei geral dos gases. Lei dos Gases: Para pressões bem reduzidas e temperaturas elevadas, todos os gases apresentam comportamento governado por 3 leis simples. Essas leis relacionam volume com pressão e temperatura. O gás que obedece essas leis é chamado gás ideal ou perfeito. Lei de Boyle: O volume de certa massa de gás perfeito é proporcional à pressão suportada, quando a temperatura é constante. Pi.Vi = Pf.Vf

Lei de Charles: O volume de determinada massa de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta em condições de pressão constante. Vi / Ti = Vf / Tf Lei de Gay-Lussac: A volume constante, a pressão de uma determinada massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Pi / Ti = Pf / Tf Lei Geral dos Gases: Pi  Vi / Ti = Pf  Vf / Tf

Lei de Avogadro: Estabelece que volumes iguais de quaisquer gases sob as mesmas condições de temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. Lei dos Gases Ideais: P  V = n  R  T V – volume do gás P – pressão do gás n – quantidade do gás R – constante dos gases T – temperatura absoluta do gás Limitações: Essas leis somente podem ser aplicadas àqueles gases que não alteram sua natureza molecular por variação de temperatura ou de pressão. As leis apresentadas são rigorosamente válidas para gases perfeitos. Como todos os gases podem ser liquefeitos por compressão ou resfriamento todos eles se comportam como não-ideais a pressões elevadas e baixas temperaturas.

3. Aplicação da lei dos gases ideais. 1 CaCO3(s) → 1 CaO(s) + 1 CO2(g) P = 1,3 atm V = 250 mL = 0,250L T = 31ºC = (31 + 273) K = 304 K PV = nRT → n = PV/RT → n = 1,3 x 0,250 / 0,0821 x 304 = 0,013 mol → n = 0,013 mol de CO2

4. Mistura de gases e pressões parciais. Até aqui foi considerado apenas o comportamento de gases puros – os que consistem em uma única substância no estado gasoso. Como se lida com gases formados por uma mistura de duas ou mais substâncias diferentes? Lei de Dalton : a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais dos componentes. Pressão parcial de um componente de uma mistura gasosa é a pressão que esse componente exerceria se ocupasse sozinho o volume total nas condições da mistura. A lei de Dalton é rigorosamente exata somente para gases ideais. Ptotal = P1 + P2 + ... Pn

Pressão do gás = pressão total – pressão do vapor de água Recolhimento de gases sobre água: Se um gás é recolhido sobre água, é preciso levar em conta a presença de vapor desse líquido no gás. Um gás recolhido sobre água estará saturado com vapor de H2O, o qual ocupará o volume gasoso total e exercerá uma pressão parcial. A pressão parcial do vapor de água depende da temperatura, mas independe da natureza e da pressão do gás. Pressão do gás = pressão total – pressão do vapor de água Quando o gás é recolhido sobre mercúrio, não há necessidade de correção alguma, pois esse líquido apresenta pressão de vapor desprezível nas temperaturas usuais.

5. Teoria cinética molecular. A Teoria Cinética Molecular foi elaborada entre 1850 e 1880 principalmente pelos cientistas Maxwell, Boltzmam e Clausius. Ela explica semelhanças entre os comportamentos dos gases, considerando apenas o movimento molecular. Postulados da Teoria Cinética: Os gases consistem em partículas em movimento contínuo e aleatório. As colisões entre as partículas são perfeitamente elásticas. A energia média de translação de uma partícula de gás é diretamente proporcional à temperatura.

Teoria da Energia Cinética: ET = m.u² / 2 = c.T m – massa da molécula do gás u – velocidade da molécula do gás c – velocidade da luz T – temperatura absoluta do gás Resultados da Teoria Cinética: A pressão de um gás resulta das colisões com a parede do recipiente. A pressão cresce quando a quantidade de matéria cresce, porque com mais partículas presentes há mais colisões por unidade de tempo. A pressão cresce quando o volume decresce, porque em um volume menor as partículas colidem com mais freqüência com as paredes. A pressão cresce quando a temperatura cresce, porque à temperatura mais alta as partículas movem-se mais rápido e, conseqüentemente, as colisões ocorrem com mais freqüência.

6. Efusão e difusão molecular Definições: 1. Efusão é o escoamento de partículas através de uma pequena abertura ou orifício. 2. Taxa de efusão de um gás é diretamente proporcional à sua velocidade.

R1 – taxa de efusão do gás 1 R2 – taxa de efusão do gás 2 Lei de Graham: R1 / R2 = (MM1 / MM2)½ R1 – taxa de efusão do gás 1 R2 – taxa de efusão do gás 2 MM1 – massa molar do gás 1 MM2 – massa molar do gás 2 Resultados da Lei de Graham: Ela possibilita determinar a massa molar de um gás. Quanto maior a massa molar, mais difícil será para o gás sair do recipiente, logo maior será o seu tempo de efusão.

Utilizando a Lei de Graham: Contexto Histórico: 2ª. Guerra Mundial Local: Oak Ridge, EUA Desafio: Separar o urânio 235 do urânio 238. Como os dois isótopos têm propriedades químicas quase idênticas, a separaçâo por um processo químico não era viável. Por isso, preferiu-se utilizar o processo de efusão a partir da Lei de Graham.

7. Gases reais: desvio do comportamento ideal. Todos os gases reais desviam-se ligeiramente da lei dos gases ideais. Comumente, tais desvios crescem a baixas temperaturas e altas pressões, onde as partículas de gás estão relativamente próximas umas das outras. 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 Temperatura: Com o decréscimo da temperatura, as partículas do gás movem-se mais lentamente. Isso aumenta o efeito das forças atrativas, que fazem com que a pressão efetiva sobre as partículas do gás seja maior do que a pressão medida. Isto torna o volume molar observado menor do que o calculado pela lei dos gases ideais.

Pressão: A baixas pressões, perto de 1 atm, o volume observado é quase igual ao volume calculado. A pressões intermediárias, talvez tão altas quanto várias centenas de atmosferas, o volume observado é menor do que o volume calculado. A pressões extremas, o volume observado é maior do que o volume calculado. Equação de Van der Waals: É possível escrever equações para gases envolvendo P, V e T que levem em consideração as forças intermoleculares e o volume finito das moléculas. (P + n²  a / V²)  (V – nb) = nRT V – volume nb – volume molecular V - nb – volume disponível para movimentação das partículas a (L²  atm / mol²) e b (L / mol) – constantes de Van der Waals

8. Fenômenos naturais em que há participação de gases. 8.1. O efeito estufa:

8.2. A chuva ácida

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