Baixe Propriedades de Gases: Leis, Características, Pressão, Boyle, Charles e Avogadro e outras Notas de aula em PDF para Energia, somente na Docsity! 1 Gases PROPRIEDADES 2 Propriedades Lei dos gases (Boyle, Charles) Gay Lussac e Avogadro quantidade Equação do gás ideal Equação geral dos gases Lei de Dalton Gases sobre a água Graham Distribuição de velocidades Teoria cinético molecular Gases Reais Resfriamento com expansão 5 Outros gases à temperatura ambiente Cianeto de hidrogênio (HCN), sulfeto de hidrogênio (H2S), metano (CH4) , dióxido de enxofre (SO2) 6 CARACTERÍSTICAS GERAIS EXPANSÃO DOS GASES 2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g) 7 CARACTERÍSTICAS GERAIS Os gases são muito compressíveis Os gases formam misturas homogêneas entre si As moléculas dos gases estão muito separadas Têm baixa densidade
( concerro DE PRESSÃO S
PRESSÃO = FORÇA
ÁREA
PRESSÃO
JJ
10
Pressão
atmosférica
Barômetro de
mercúrio. A pressão da atmosfera
na superfície do mercúrio
(representada pela seta azul) é
igual à pressão da coluna de
mercúrio (seta vermelha).
1
12 pressão atmosférica normal 1 atm = 760 mmHg = 1,013 x 105 Pa = 101,3 k Pa (ao nível do mar) 1Pascal = 1 kg/m.s2 = 1 N/m2 15 LEIS DOS GASES 16 LEI DE BOYLE 1/V V P V P V V P V P PP 17 Alta temperatura e alta presssão Baixa temperatura e baixa pressão TEMPERATURA T P R E S S Ã O P LEI DE CHARLES P = kT 20 TEMPERATURA ABSOLUTA – A ESCALA KELVIN T v -273º C 21 gás ideal ou gás perfeito Obedece rigorosamente a essas leis sob quaisquer condições. Na realidade não existe nenhum gás assim. Oxigênio, hidrogênio e nitrogênio baixas pressões e altas temperaturas. quase IDEAIS 22 A COMPRESSIBILIDADE DOS GASES - Lei de BOYLE O ar é comprimido nos pneus: compressibilidade do gás maior pressão- menor volume) Os balões meteorológicos expandem ao subir menor pressão é exercida sobre ele menor pressão- maior volume 25 RELAÇÃO QUANTIDADE-VOLUME volume temperatura quantidade pressão Gay-Lussac observou que os volumes de gases que reagem entre si estão na proporção dos menores números inteiros: 2 H2 + O2 2 H2O
Volume
Pressão
Temperatura
Massa do gás
Número de
moléculas do gás
AVOGADRO
24L
latm
OE
280 g
6,02 x 102
224 L
latm
OC
16,0g
6,02 x 102
27 AVOGADRO Volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão contêm números iguais de moléculas V= K x n 30 VOLUME MOLAR Nas condições normais de P (1 atm) e T (273 K ou 0 Celsius) Volume molar de qualquer gás ideal: V= nRT/P V =1,00 mol 0,082 (Latm / mol K) . 273 K/ 1,00 atm 22,41 L Ar 22,09 CO2 22,26 H2 22,43 31 Relação Equação do gás Ideal e leis dos gases PV = nRT n e T constantes, o produto de 3 constantes é uma constante, então: PV= K Lei de Boyle Se n é constante: PV/T = K P1V1/ T1 = P2V2/ T2 Equação geral dos gases 32 Aplicações adicionais da equação do gás ideal Densidade e Massa molar: PV = nRT n=m/MM massa(g)/ massa molar (g/mol) PV = m RT P= (m/V)RT m/V=d d = P MM/RT MMMM 35 MISTURA DE GASES E PRESSÕES PARCIAIS Oxigênio, nitrogênio, dióxido de carbono, vapor de água Cada um destes gases exerce uma pressão e a pressão atmosférica é a soma das pressões exercidas por estes gases. Lei de Dalton das Pressões Parciais PT = P1 + P2 + P3 36 APLICAÇÃO – LEI DE DALTON % do gás no ar Pparcial (CNTP) 78,08 % N2 593,4 mmHg 20,95 % O2 159,2 mmHg 0,94 % Ar 7,1 mmHg 0,03 % CO2 0,2 mmHg Ptotal = 760 mmHg 37 Cada gás numa mistura comporta-se de forma independente. Para um gás ideal: P1 = n1 (RT/V) P2 = n2 (RT/V) P3 = n3 (RT/V) PT = nT (RT/V) pressão total P1 / PT = n1 RT/V / nT RT/V P1 / PT = n1 /nT P1 = (n1 / nT) PT n1 /nT = X1 fração molar 1 P1 = X1 PT X1 + X2 = 1 40 Uma amostra de KClO3 é decomposta e o gás produzido é coletado sobre a água. O volume de O2 coletado é 0,250 L a 260 C e 765 torr de pressão total. Qual é a quantidade de O2 coletado? Qual é a massa de KClO3 decomposta? (Pvapor d’água = 25 torr a 260 C) PO2 = 765 torr – 25 torr = 740 torr nO2 = PO2 V/RT = 740 torr. 0,250 L / 0,082.299 n = 9.92 mol O2 9,92 mol O2 (2 mol KClO3/3 mol O2) . (122,6 g KClO3/mol KClO3) = 0,811 g KClO3 41 MOVIMENTO MOLECULAR EM GASES VELOCIDADE de EFUSÃO é ~ √ 1/M VELOCIDADE de EFUSÃO = √ 3RT/M LEI de GRAHAM Velocidade de efusão do gás 1 Velocidade de efusão do gás 2 = √ massa molecular do gás 2 √ massa molecular do gás 1 42 u = velocidade de uma molécula com energia cinética média u = Velocidade média quadrática E = ½ m u2 45 MODELO A teoria cinético-molecular (teoria das moléculas em movimento) afirma que: 1 – Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento contínuo e aleatório. 2 – O volume de todas as moléculas do gás é desprezível comparado ao volume total no qual o gás está contido. 3 – As forças atrativas e repulsivas entre a moléculas de gás são desprezíveis. 4 – A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões. A energia cinética média não varia, a temperatura constante. 5 – A energia cinética média é proporcional à TEMPERATURA ABSOLUTA. 46 GASES REAIS – DESVIOS DO COMPORTAMENTO IDEAL Z = P V / R T 0,5
Gás ideal
e ———— ——.—— — — — — —— e
400 600 800 1.000
50 [P + a (n/V)2 ] [(V- bn)] = nRT Equação de v. der Waals GÁS REAL 51 Constantes de Van der Waals Substância a (L2atm/mol2) b (L/mol) Tc (*) He 0,034 0,0237 -268 H2 0,244 0,0266 -240 CH4 2,25 0,0428 -83 CO2 3,59 0,0427 31 NH3 4,17 0,0371 132 (*) Tc = Temperatura crítica 52 RESFRIAMENTO COM EXPANSÃO EXPANSÃO ADIABÁTICA Resfriamento devido à energia consumida no trabalho de expansão do gás. Esta energia vem do gás, portanto diminui sua Ecinética. As moléculas consomem energia para se distanciarem, realizam trabalho contra as forças de atração, a energia cinética média diminui, cai a temperatura. 55 GASES REAIS – DESVIO DO COMPORTAMENTO IDEAL A lei dos gases ideais é exata quando trata os gases a pressões de 1 atm ou menores e à temperaturas próximas da ambiente. A pressões elevadas – o volume molecular é importante: o volume disponível para cada molécula se mover é menor, portanto o volume de cada molécula não é desprezível em relação ao volume total disponível. O que se mede experimentalmente é o volume total somado ao das moléculas, portanto é um volume maior que o da equação PV=nRT A pressões elevadas - colisões não são elásticas – as moléculas ao colidirem exercem forças de atração umas sobre as outras, diminuindo a as colisões com as paredes do recipiente. Esta atração também faz diminuir a energia com que as moléculas colidiriam com as paredes, portanto diminui a pressão do gás real, em relação à pressão prevista pela equação dos gases ideais. Para corrigir a equação dos gases ideais: J. van der Waals, propôs outra equação: [P + a (n/V)2 ] [(V- bn)] = nRT equação de v. der Waals 56 [P + a (n/V)2 ] [(V- bn)] = nRT equação de v. der Waals O termo corretivo da pressão leva em conta as forças intermoleculares n2/V2. Como a pressão do gás é mais baixa que a pressão ideal, soma-se este termo à pressão. a constante a é determinada experimentalmente e tem valores de 0,01 a 10 atm (L/mol)2. O termo corretivo do volume bn (L/mol), corrige o volume do gás para um valor menor, o volume realmente disponível para as moléculas de gás.