Teoria Cinética dos Gases - Apostilas - Engenharia Quimica, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)
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Roberto_8805 de Março de 2013

Teoria Cinética dos Gases - Apostilas - Engenharia Quimica, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)

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Apostilas de engenharia quimica sobre o estudo da teoria cinética dos gases através da relação pressão x volume x temperatura.
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TEORIA CINÉTICA DOS GASES

2012

Relatório apresentado à componente Físico Química I .

Curso: Assistente de Laboratório Industrial

2012

1. INTRODUÇÃO

Gases são fluidos no estado gasoso onde as moléculas tem maior liberdade de movimento e não tem força própria. O estado gasoso caracteriza-se pela grande compressibilidade e a capacidade de expansão de um gás. Outra coisa importante é que um gás não tem volume definido nem forma definida.

São substâncias cujas moléculas perdem totalmente a atração entre si e se dispersam muito umas das outras, além disso, estas moléculas estão sempre em movimento desordenado. Este movimento faz com que algumas partículas se choquem quando estão confinadas em algum recipiente, e este choque gera o que chamamos de pressão que o gás exerce sobre determinadas superfícies.

Um gás, seja ele qual for, pode sofrer três tipos de variação. As três variáveis de um gás são volume, temperatura e pressão. A pressão (P) de um gás pode ser definida como a força que o mesmo exerce na direção perpendicular sobre a área de uma dada superfície. O volume (V) de um gás ocupa todo o recipiente que o contém, isso se explica pela grande capacidade de expansão dos gases. A

temperatura (T) é medida em Kelvin e se relaciona com o grau de agitação das partículas, quanto maior a agitação maior será a temperatura do sistema.

A teoria cinética dos gases se baseia em quatro postulados:

* O gás é formado por moléculas que se encontram em movimento desordenado e permanente. Cada molécula pode ter velocidade diferente das demais.

* Cada molécula do gás interage com as outras somente por meio de colisões (forças normais de contato). A única energia das moléculas é a energia cinética.

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* Todas as colisões entre as moléculas e as paredes do recipiente que contém o gás são perfeitamente elásticas. A energia cinética total se conserva, mas a velocidade de cada molécula pode mudar.

* As moléculas são infinitamente pequenas. A maior parte do volume ocupado por um gás é espaço vazio.

2. OBJETIVO

Compreender a teoria cinética dos gases através da relação pressão x volume x temperatura.

3. EXPERIMENTO 1 - FERVENDO ÁGUA NA SERINGA

4.1 MATERIAL

* Seringa descartável;

* Béquer;

* Chapa aquecedora;

* Água.

4.2 METODOLOGIA

1. Um pouco de água foi colocada em um béquer e aquecida na chapa aquecedora até ser observado o aparecimento das primeiras bolhas de ar.

2. 3 mL de água foram puxados para dentro da seringa, foi tomado o cuidado de não deixar entrar bolha de ar.

3. A ponta da seringa foi tampada com um dedo e o êmbolo foi puxado, mas sem ser retirado completamente da seringa.

4. Foi observado.

5. O êmbolo foi solto e observado novamente.

4.3 RESULTADOS E DISCUSSÕES

Ao puxar o êmbolo da seringa fechada, estamos diminuindo a pressão no interior da seringa, induzindo dessa forma uma pressão atmosférica menor que a real. Com a diminuição da pressão, a temperatura de ebulição da água fica menor do que a temperatura da água na seringa. Foi observado nessa experiência que a água contida na seringa começou a ferver dentro dela.

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4. EXPERIMENTO 2 - AMASSANDO A LATA

4.1 MATERIAL

* Lata de alumínio;

* Água fria;

* Garra metálica;

* Recipiente (prato)

* Chama do fogão.

4.2 METODOLOGIA

1. O prato foi cheio com água fria.

2. Foi adicionado um pouco de água na lata de alumínio o suficiente para cobrir seu fundo.

3. A lata foi aquecida diretamente na chama do fogão, até a ebulição da água.

4. Quando se observou uma névoa saindo pela boca da lata, inverteu-se a lata no prato contendo água fria de forma que a sua boca ficasse submersa.

5. Foi observado.

4.3 RESULTADOS E DISCUSSÕES

Inicialmente a lata contém pequena quantidade de vapor de água e diferentes gases. Quando a água entra em ebulição, aumenta a quantidade de vapor de água dentro dela. Esse vapor pode ser observado, pois o vapor de água em contato com o ar atmosférico tende a se condensar, tornando-se visível.

Ao ser colocado em contato com a água fria o vapor na lata transfere calor para a água de fora. Quando esse vapor esfria, a pressão da lata cai subitamente para um valor abaixo da pressão atmosférica, a lata não suporta e implode.

5. EXPERIMENTO 3 - ENCHENDO UM FRASCO DE CABEÇA PARA BAIXO

5.1 MATERIAIS

* Vela;

* Prato

* Água;

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* Indicador

* Garrafa de vidro.

5.2 METODOLOGIA

1. A vela foi grudada no fundo do prato com a própria parafina derretida.

2. Foram pingadas algumas gotas de indicador, apenas para que a experiência fosse mais interessante.

3. O prato foi cheio de água.

4. A vela foi acessa.

5. A garrafa de vidro foi virada de cabeça para baixo e usada para tampar a vela inteira.

5.3 RESULTADOS E DISCUSSÕES

Quando a garrafa é colocada em cima da vela todo ar frio sai e a chama da vela faz com que a garrafa se encha de ar quente. Daí ela é colocada em cima da água e, por causa da diminuição do oxigênio dentro da garrafa que é causado pela combustão a chama da vela, a vela se apaga. Então a temperatura do ar dentro da garrafa também vai diminuindo.

Quando a temperatura de um gás cai, a pressão desse gás diminui e é o que acontece dentro da garrafa: a pressão diminui e ela “compete” com a pressão atmosférica. Ela perde a “competição”, então a pressão atmosférica faz a água entrar na garrafa.

6. CONCLUSÃO

No estado gasoso, as dimensões das moléculas são desprezíveis com relação ao distanciamento existente entre elas. A teoria cinética dos gases considera estas moléculas em continuo movimento e colidindo umas com as outras e com as paredes do recipiente que contém o gás. O estado definido por um gás é definido por três variáveis: volume, pressão e temperatura.

A lei de Boyle estabelece que à temperatura constante, a massa de um dado gás ocupa um volume que é inversamente proporcional à pressão exercida sobre o mesmo. Se a pressão é dobrada, o volume cai para a metade. Se a pressão cai para a metade, o volume dobra. Transformações gasosas à temperatura constante são chamadas de isotérmicas.

A lei de Charles estabelece que à pressão constante, o volume ocupado por uma massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à pressão constante

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são chamadas de isobáricas. Se a temperatura do gás dobra, seu volume também dobrará. Se a temperatura do gás cair para metade, o volume também cairá para metade.

A lei de Gay Lussac é a de que à volume constante, a pressão exercida por uma massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à volume constante são chamadas de isovolumétricas.

7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BRASIL ESCOLA. Gases. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/gases.htm> Acesso em 28 de agosto, 2012.

CIENTISTAS EM AÇÃO. Lata amassada. Disponível em: <http://cientistasemacao1501.blogspot.com.br/2011/10/amassando-latinha.html> Acesso em 28 agosto, 2012.

UOL. Estado gasoso. Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/quimica/gases-1-aspectos- gerais-do-estado-gasoso-e-a-equacao-de-estado.jhtm> Acesso em 28 agosto, 2012.

8. QUESTIONÁRIO

EXPERIMENTO 1

1- O que você observou?

Foi observado que ao puxar o êmbolo da seringa, a água começou a ferver.

2- Como vocês explicam o fenômeno observado? Construam um texto ou desenho explicativo a nível molecular.

Ao puxarmos o êmbolo da seringa fechada, estamos diminuindo a pressão no interior da seringa. Ao diminuirmos a pressão estamos tornando a ebulição da água mais fácil.

Entendemos que ebulição é o estado em que bolhas de vapor podem se formar em qualquer ponto do líquido. Quando aquecemos a água em uma temperatura menor do que sua temperatura de ebulição, as bolhas de vapor não conseguem se formar, pois são esmagadas pela pressão atmosférica. Ao atingirmos a temperatura de ebulição, as bolhas de vapor d’ água se tornam estáveis, pois sua pressão interna se torna igual a pressão externa (pressão atmosférica) e as bolhas conseguem sair de qualquer parte do líquido. É por isso que a água entra em

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ebulição em temperaturas menores que 100°C em lugares elevados. Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica e mais fácil será fazer a água entrar em ebulição.

Na experiência, quando puxamos o êmbolo a pressão dentro da seringa diminui e com a diminuição da pressão, a temperatura de ebulição da água fica menor do que a temperatura da água na seringa.

3- Que lei dos gases foi observada nesse experimento?

Esse processo é classificado como isovolumétrico, onde o volume é constante. É explicado pela Lei de Gay Lussac.

P1T1=P2T2

EXPERIMENTO 2

1- O que é a névoa saindo da boca da lata?

É a água no estado gasoso após a sua transformação física, de líquido para vapor.

2- O que foi que amassou a lata?

Ao ser colocado em contato com a água fria, o vapor na lata transfere calor para a água de fora através do metal da lata. Quando esse vapor esfria, a pressão na lata cai subitamente para um valor abaixo da pressão atmosférica, a lata não suporta e implode.

3- O que aconteceria se usássemos uma lata de paredes grossas e rígidas?

A lata de refrigerante é ideal para o experimento, pois possui uma parede fina de alumínio, o que faz com que a pressão externa seja suficiente para amassar a lata. Caso o experimento fosse feito com outro material mais resistente ou com paredes mais rígidas de alumínio, não daria certo, pois a pressão externa não teria força suficiente para amassar a lata e a água que estava no recipiente seria “sugada” para dentro.

EXPERIMENTO 3

1- O que aconteceu quando tampamos a vela com o frasco?

A vela se apaga e a água sobe. A vela se apaga porque, a chama da vela consome o oxigênio que está no frasco e a combustão só acontece na presença de oxigênio.

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2- Por que a água da bacia só entra no frasco de vidro virado para baixo quando a vela se apaga?

Isto acontece porque quando a garrafa é colocada em cima da vela todo ar frio sai e a chama da vela faz com que a garrafa se encha de ar quente. Quando a chama da vela se apaga a temperatura do ar dentro da garrafa diminui. Quando a temperatura de um gás cai, a pressão desse gás também diminui e ela fica menor que a pressão atmosférica. Ela perde a “competição”, então a pressão atmosférica faz a água entrar na garrafa.

3- Que lei dos gases observada nesse experimento?

Lei de Gay Lussac. Na experiência, conforme a temperatura diminuiu (com o fim da chama da vela) a pressão também diminuiu, fazendo com que a pressão atmosférica fosse maior que a pressão dentro da garrafa. E é essa pressão atmosférica que faz com que a água entre na garrafa. Como esse processo não envolveu mudança de volume é denominado processo isovolumétrico.

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