Gases Cap10
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Capítulo 10
Gases
QUÍMICAA Ciência Central9ª Edição
David P. WhiteEsses slides destinam-se exclusivamente a servir como guia de estudo. Figuras e tabelas deoutras fontes foram reproduzidas estritamente com finalidade didática. Capítulo 10© 2005 by Pearson Education
ESTADOS AGREGADOS DA MATÉRIA
• Gases, líquidos e sólidos: diferentes graus deempacotamentos
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ESTADOS AGREGADOS DA MATÉRIA
• Gases, líquidos e sólidos: diferentes forças intermoleculares
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Razões para se Estudar os Gases
• 1ª - Alguns elementos e compostos comuns existem no estadogasoso, nas condições padrões de temperatura e pressão.Além disso, outros podem ser vaporizados e as propriedadesdestes vapores são importantes.
• 2ª - Os gases são os mais simples quando a investigação é feita anível molecular.
•
Movimento caótico das moléculas, que estão em altavelocidade;• Moléculas muito pequenas, se comparadas com a distância
entre elas;• Há colisões elásticas das moléculas entre si e com as
paredes do recipiente.
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Alguns elementos que existem comogases a 25 oC e 1 atm
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Algumas substâncias que existemcomo gases a 25 oC e 1 atm
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Alguns compostos gasososcomuns à temperatura ambiente
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• Os gases são altamente compr essíveis e ocupam o volume total deseus recipientes.
• Os gases assumem o volume e a for ma do recipiente .• Os gases tem densidade muito mais baixa do que líquido e sólido• Quando um gás é submetido àpr essão , seu volume diminui .• Os gases sempre formam mistur as homogêneas com outros gases.•
Os gases ocupam somente cerca de 0,1% do volume de seusrecipientes.
Características dos gases
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I N T R O D U Ç Ã OGases Ideais ou Gases Perfeitos respeitam as seguintescondições:• O gás é constituído por um número muito grande de moléculas em movimentodesordenado descrito pelas leis de Newton (1ªLei : Inércia, 2ªLei : Princípio dadinâmica e 3ªLei : Princípio da ação e reação).• O volume próprio das moléculas é desprezível frente ao volume do recipiente.• As forças intermoleculares são desprezíveis, exceto nas colisões mútuas e comas paredes do recipiente.• As colisões são elásticas e de duração desprezível.
Comportamento dos GasesOs gases reais que normalmente conhecemos como, por exemplo, o He, o N 2 e oO2, apresentam características moleculares diferentes e particulares de cada um. No entanto, se todos forem colocados a altas temperaturas e baixas pressões ,eles passam a apresentar comportamentosmuito semelhantes .
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I N T R O D U Ç Ã O
Gás Perfeito
No estudo dos gases adota-se um modelo teóri co , simples e que na prática não existe, com comportamento aproximado ao dos gases reais . Essa apr oximação écada vez melhor quanto menor for a pressão e maior a temperatur a . Esse model o de gás é denominadode gás perf eito ou gás ideal .
Os gases perfeitos obedecem a quatro Leis bastante simples: Lei deB oyle , L ei de Charles, L ei de Gay-Lussac e a Lei de Avogadro .Essas Leis são formuladas segundo o comportamento de quatrograndezas que descrevem as propriedades dos gases: volume ,pr essão , temperatura absoluta e quantidade de matéria.
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Pressão- Qualquer objeto (corpo) sofre força atrativa que é levado emdireção ao centro da terra.- As partículas na atmosfera também sofrem aceleraçãogravitacional. Porém, por ter massas bastante reduzidas, suasenergias térmicas de movimento superam as forçasgravitacionais. Isso faz com que a atmosfera não se acu mule na superfície da terra.- No entanto, a gravidade age, e fazcom que a atmosfera como um todo pressione a superfície, criando uma pr essão atmosfér ica .
Nível do mar 1 atm
0,5 atm6,4 Km
0,2 atm16 Km
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Capítulo 10© 2005 by Pearson Education Nível do mar 1 atm
0,5 atm6,4 Km
0,2 atm16 Km
• A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área:
• A gravidade exerce uma força sobre a atmosfera terrestre• Uma coluna de ar de 1 m2 de seção transversal exerce uma força de
105 N.
• A pressão de uma coluna de ar de 1 m2 é de 100 kPa.
A F
P
Pressão
N x smkg x smkg ma F 5252 101/.101)/8,9)(000.10(
bar kPa x Pa xm
N x A F
P 11011011101 25
2
5
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A pressão atmosférica e o barômetro• Unidades SI: 1 N = 1 kg m/s2; 1 Pa = 1 N/m2.• A pressão atmosférica é medida com um barômetro.• Se um tubo é inserido em um recipiente de mercúrio aberto à atmosfera,
o mercúrio subirá 760 mm no tubo.• A pressão atmosf érica padr ão é a pressão necessária para suportar 760
mm de Hg em uma coluna.
Pressão
• Unidades:• 1 atm = 760 mmHg 1 bar = 0,9869 atm• 760 mmHg = 760 torr • 760 torr = 1,01325 105 Pa = 101,325 kPa = 1,01325 bar • A pressão atm osféri ca real em qualquer local
depende das condi ções do tempo e da alti tude .Capítulo 10© 2005 by Pearson Education
PressãoA pressão atmosférica e o barômetro
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Pressão
A pressão atmosférica e omanômetro
• As pressões de gases não abertos para aatmosfera são medidas em manômetros.
• Um manômetro consiste de um bulbo degás preso a um tubo em forma de U
contendo Hg: – Se P gás < P atm então P gás = P atm - P h2 – Se P gás > P atm então P gás = P atm + P h2
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Volume
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por estasubstância. No caso dos gases, o volume de uma dada amostra éigual ao volume do recipiente que a contém.
As unidades usuais de volume são:
litro (L), mililitro (mL),
metro cúbico (m³) [S.I.],
decímetro cúbico (dm³) e,
centímetro cúbico (cm³).
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TemperaturaO conceito de temperatura provém de observações que mostramser possível uma alteração do estado físico de uma amostra.
A temperatura T , é uma propr iedade q ue indica o grau de agitação das m oléculas prov eniente do fluxo de energia através de uma parederígida e termicamente condutora. Se a energia passa de A para Bquando dois corpos (A e B) estão em con tato , dizemos que atemperatura de A é mais elevado do qu e a de B .
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TemperaturaÉ conveniente fazer a distinção entre dois t ipos de f ron tei ras que podemseparar dois corpos :
- Diatérmica: quando há condução de calor. Se uma mudança de estado éobservada quando dois corpos com temperaturas diferentes são postos emcontato.
- Adiabática: quando NÃO há condução de calor. Se não há nenhuma mudançade estado, mesmo que os dois corpos tenham temperaturas diferentes. Umagarrafa térmica é uma aproximação de um recipiente adiabático.
O equilíbrio térmico é atingido quando não o co rre qualquer mudan ça de es tado entre dois corpos A e B em contato através de uma pa red e d iatérmi ca .
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Temperatura
Imaginemos que um corpo A (por exemplo, um bloco de ferro) esteja emequilíbrio térmico com um corpoB (um bloco decobre) e que B esteja emequilíbrio térmico com um corpoC (um vaso com água).
Verifica-se experimentalmente que A e C também estão em equilíbriotérmico quando eles são postos em contato. Essa observação é resumidapela LEI ZERO DA TERMODINÂMICA:
“Se A está em equilíbrio térmico com B e se B está em equilíbrio térmicocom C , então C também está em equilíbrio térmico com A”
Esta Lei é a base do conceito de temperatura e justifica o uso determômetros como instrumentos de medida da temperatura.
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Temperatura
Em resumo: Temperatura é a medida do grau médio de agitaçãotérmica das partículas (moléculas) que constituem uma substância.
No e s tudo dos gases , é utilizada a escala absoluta ou kelvin (K) e, no Bras i l , a escala usual éa Cel si us ( ° C) .
Portanto, para transformar graus Celsius (representada apenaspor: t) em kelvin, temos:
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Relação pressão-volume: lei de Boyle• Os (*)balões de previ são de tempo são usados como uma consequência
prática para a relação entr e a pr essão e o vol um e de um gás.• Quando o bal ão de previsão de tempo sobe , ele seexpande .• Quando o balão de previsão de tempo se distancia da superfície
terrestre, a pr essão atmosférica di minu i .• A Lei de Boyle: o volume de uma quan tidade f ixa de gás mantido à
temperatur a constante é inversamente proporcional à sua pressão.• Boyle usou um manômetro para executar o experimento.
As leis dos gases
(*) Balão meteorológico é um simples balão de borracha, inflado com gás H2 ouHe, que transporta uma sonda o qual mede a pressão atmosférica, a temperatura e
a umidade relativa do ar, em altitude, caracterizando um processo chamadoradiossondagem.Capítulo 10© 2005 by Pearson Education
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Relação pressão-volume: Lei de Boyle• Matematicamente:
• O valor da constante depende da temperatura e da quantidade de gás na amostra.
• Um gráfico de V versus P é um hiperbolóide.• Da mesma forma, um gráfico de V versus 1/P deve ser uma linha
reta passando pela origem (relação linear).
As leis dos gases
Temperatura constanteQuantidade de gás fixa
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Relação pressão-volume: Lei de Boyle
As leis dos gases
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Relação pressão-volume: Lei de Boyle
As leis dos gases
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Relação pressão-volume: Lei de Boyle
As leis dos gases
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Relação temperatura-volume: Lei de Charles• Sabemos que balões de ar quente expandem quando são aquecidos.• A Lei de Charles: o volume de uma quanti dade fi xa de gás à
pressão constante aumenta com o aumento da temperatura.• Matematicamente:
As leis dos gases
Quando T aumenta Volume aumenta
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As leis dos gases
Relação temperatura-volume: Lei de Charles
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OBS: Supõe-se que o gás tenha volume zero na temperatura de-273 oC. Porém, essa condição nunca é possível, pois todos osgases se liquefazem ou se solidificam antes de atingir essa
temperatura.
As leis dos gases
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Relação temperatura-volume: Lei de Charles
• Um gráfico de V versus T é uma linha reta.• Quando T é medida em C, a intercepção no eixo da temperatura é
-273,15 C.• Definimos o zero absoluto, 0 K = -273,15 C.• Observe que o valor da constante reflete as suposições: quantidade
de gás e pressão.
As leis dos gases
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Relação Pressão-temperatura: Lei de Charles / Gay-Lussac
As leis dos gases
A volume constante, a press ão exercida por umadeterminada massa fixa de gás é diretamentepropor cional àtemperatura absoluta .
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Relação Pressão-temperatura: Lei de Charles / Gay-Lussac
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Relação quantidade-volume: Lei de Avogadro• A lei de Gay-Lussac de volumes combinados: a uma determinada
temperatu ra e pr essão , os volumes dos gases que reagem entre siestão na proporção dos menores números inteiros.
As leis dos gases
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Relação quantidade-volume: Lei de Avogadro• Três anos depois Amadeo Avogadro interpretou a observação de
Gay-Lussac o que é atualmente conhecido como:• Hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma
temperatura e pressão con terão o mesmo número de mol écul as .• A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e
pressão é dir etamente proporcional àquanti dade de matéri a do gás .
As leis dos gases
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Relação quantidade-volume: Lei de Avogadro
• Matematicamente:
• Experimentalmente pode-se mostrar que:• nas CNTP 1 mol de um gás ideal ocupa 22,41 L e contém 6,02 1023 moléculas.• Nas CPTP 1 mol de gás ideal ocupa 22,71 L e contém 6,02 x 1023 moléculas.
As leis dos gases
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Relação quantidade-volume: Lei de Avogadro
As leis dos gases
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• Considere as três leis dos gases.
• Podemos combiná-las em umalei geral dos gases:
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:• Lei de Avogadro:
A equação do gás ideal
T)
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• Se R é a constante de proporcionalidade (chamada de constantedos gases), então
• A equação do gás ideal (Eq. de Clapeyron ou Eq. de Estado deum gás) é:
• R = 0,08206 L atm mol-1 K -1 = 8,314 J mol-1 K -1
• OBS: Essa equação, PV = nRT, não explicita para qual gás seaplica. Ou seja, supõe-se que todos os gases se comportam
exatamente do mesmo modo!!!!
A equação do gás ideal
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A constante R (constante universal dos gases)pode assumir vários valores dentre os quaisse destacam:
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Lei dos gases
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• Definimos CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão)= 0 C (273,15 K), 1 atm.
• O volume de 1 mol de gás na CNTP é:
• E para CPTP qual seria o volume para 1 mol de gás???
A equação do gás ideal
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Relacionando a equação do gás ideale as leis dos gases
• Se PV = nRT e n e T são constantes, então PV = constante e temosa Lei de Boyle.
• Outras leis podem ser criadas de modo similar.• Em geral, se temos um gás sob dois grupos de condi ções , então:
• OBS: Um gás ideal (não exi ste! ) é aquele cujo vol ume das mol écul as éconsiderado despr esível em comparação com o volume ocupado pelo gáse onde não exi stem for ças de atr ação e/ou repulsão entre as moléculas.
22
22
11
11T nV P
T nV P
A equação do gás ideal
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Aplicações adicionais daequação do gás ideal
A densidade de um gás pode ser abordada por doisâmbitos distintos:Densidade absoluta: sendo uma relação entre massa e ovolume ocupado por um gás em determinadas condições detemperatura e pressão:
Densidade relativa: sendo encontrada através da relação(quociente) en t re a s d en s i da de s a bs o lu t as d e d o is gases , medidas nas mesmas condições de temperatura epressão. Indicando quantas vezes um gás é mais denso, oumenos denso, que outro gás.
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OBS: O comportamento de gases reais se aproxima docomportamento ideal quando a pressão não for mu ito alta equando a temperatura não for muito baixa (em ambos casos,aproximaria as moléculas, aumentando as forças interativas ).
Densidades de gases e massa molar • A densidade tem unidades de massa por unidades de volume.•
Reajustando a equação ideal dos gases comM como massa molar,teremos:
Aplicações adicionais daequação do gás ideal
RT
P d
V
n
RT
P
V
n
nRT PV
MM
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Densidades de gases e massa molar • A massa molar de um gás pode ser determinada como se segue:
Volumes de gases em reações químicas• A equação ideal dos gases relaciona P , V e T ao (n) número de
mols do gás.• O n pode então ser usado em cálculos estequiométricos.• Exercício:• Sabe-se que a azida de sódio ou azoteto de sódio, NaN3, é usada para inflar os air bags
automobilísticos. Então, calcule a quantidade de azida em gramas que deve ser usado para gerar
sódio metálico e 45,5 L de nitrogênio a 829 mmHg na temperatura de 22 o
C.
P dRT M
A equação do gás ideal
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• Uma vez que as moléculas de gás estão tão separadas, podemossupor que elas comportam-se independentemente.
• A Lei de Dalton: em uma mistura gasosa, a pressão total é dada pela soma das pressões parciais de cada componente:
• Cada gás obedece à equação ideal dos gases:
• OBS: Perto das con dições nor mai s de temperatu ra e pr essão , os gases reais seaproxi mam do gás ideal dentro de uma faixa de erro normalmente bem menor do que 5%, e podendo aplicar esta equação sem cometer gr aveserr os .
321total P P P P
,...3,2,1:
iondeV
RT n P ii
Mistura de gases epressões parciais
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• Combinando as equações:
Pressões parciais e fraçõesem quantidade de matéria
•
Considere ni a quantidade de matéria de gás i exercendo uma pressão parcial P i, então:
onde i é a fração em quantidade de matéria (n i /n t ).
V
RT nnn P 321total
total P P ii
Mistura de gases epressões parciais
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Coletando gases sobre a água• É comum sintetizar gases e coletá-los através do deslocamento de um
volume de água.• Para calcular a quantidade de gás produzido, precisamos fazer a correção
para a pressão parcial de vapor da água. Logo, Pt = Pgás + PH2O
Mistura de gases epressões parciais
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
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Teoria cinética molecular A equação do gás ideal descreve como os gases secomportam, porém não expl ica por que eles se comportam dedeterminada maneira, a exemplo:• Expansão quando aquecido a pressão constante!• Compressão a temperatura constante!
Para entender as pr opriedades físicas dos gases , precisamosde um modelo que nos ajude a imaginar o que acontece às par tículas de gás à proporção que as condições como pressão e temperatur a variem .Tal modelo é conhecido como TEORIA CINÉTICAMOLECULAR.
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• Teoria desenvolvida para expli car o comportamento dos gases .• Teoria de molécul as em movi mento e resumidas pelas seguintes
suposições e afirmações: – Os gases consistem de um grande número de moléculas em
movimento aleatório constante. – O volume de moléculas individuais édesprezível comparado ao
volume do recipiente . – As forças i ntermol eculares (forças entre partículas de gases)
são insign if ican tes . – A energia pode ser transferida entre as partículas, mas a energia
cinéti ca total é constante à temperatura constante. – A energia cinéti ca média das moléculas é proporcional à
temperatura .
Teoria cinética molecular
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• A teori a ci néti ca molecul ar nos fornece um entendimento sobre a pressão e a temperatu ras no nível molecular .
• A pr essão de um gás resulta do número de colisões por unidade de tempo nas paredes do recipiente .
• A ordem de grandeza da pressão é dada pela frequência e pelafor ça da col isão das moléculas .
• Cada molécula tem uma energia diferente.• As moléculas de gás têm uma energia cinética média.
Teoria cinética molecular
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• Há uma propagação de energias individuais de moléculas de gásem qualquer amostra de gases.
• À medida que a temperatura aumenta, a energia cinética média dasmoléculas de gás aumenta.
Teoria cinética molecular
À altas temperaturas umafração de partículas move-se a altas velocidades
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• À medida que a energia cin éti ca aumenta , a velocidade das moléculas do gás aumenta .
• A veloci dade média quadráti ca , u, é a velocidade de uma mol écu la do gás que tem energi a cinéti ca médi a .
• A energia cinéti ca média , , está relacionada à velocidade quadráti ca médi a :
221 mu
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Aplicação das leis de gases• À medida que o volume aumenta à temperatura constante, a
energia cinética média do gás permanece inal terada .Consequentemente, u écon stan te .
• Entretanto, se o volume aumenta as moléculas do gás vi ajam por uma distância maior para atingirem as colisões entre elas e as paredes do recipiente. Portanto, a pressão dimi nu i .
• Se a temperatur a aumenta com volume constante, a energia cinética média das moléculas do gás aumenta. Consequentemente,há mais colisões com as paredes do recipiente e a pressão aumenta .
Teoria cinética molecular
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Efusão e difusão molecular • À medida que a energia cinética aumenta, a velocidade das
moléculas do gás aumenta.• Aener gi a ci néti ca médi a de um gás está relacionada à sua massa :
•
Considere dois gases à mesma temperatura: o gás mais leve temuma vqm mais alta do que o gás mais pesado.• Matematicamente:
221 mu
M RT
u 3
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Efusão e difusão molecular • Quanto menor a massa molar,M , mais alta a vqm (u ).
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M RT
u 3
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Teoria Cinética Molecular Lei da efusão de Graham
• À medida que a energia cinéticaaumenta, a velocidade das moléculasdo gás aumenta.
• A efusão é a evasão de um gás atravésde uma passagem pequena (um balãoesvaziará com o tempo devido àefusão). Processo relacionado com a passagem de um gás através de pequenos orifícios.
• A velocidade da efusão pode ser medida.
Alvéolos: o oxigênio passa do ar para osangue e o gás carbônico do sangue para o ar
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Teoria cinética molecular
M RT
u 3
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Lei da efusão de Graham• Considere dois gases com massas molaresM 1 e M 2, a velocidade
ou taxa relativa de efusão é dada por:
•
As moléculas escapam de seu recipiente para um espaço evacuadoapenas quando encontram uma passagem através de uma pequenaabertura.
• Consequentemente, quanto mais alta for a vqm , maior será a probabil idade de uma mol écul a degás passar por esse orif ício .
1
2
2
1
2
1
2
13
3
MM
M
M RT
RT
uu
r r
Teoria cinética molecular
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Difusão e caminho médio livre• A difusão de um gás é a sua pr opagação pelo espaço . Processo
relacionado com a mistura de um gás com outros gases resultando emsoluções homogêneas.
• A difusão é mais rápida para as moléculas de gás leves.• A difusão é significativamente mais lenta do que a vqm (considere
alguém abrindo um frasco de perfume: passa algum tempo antes que o
odor possa ser sentido, mas a vqm a 25
C é de cerca de 515 m/s).• A difusão tem sua velocidade reduzida pelas colisões entre as moléculasde gás.
Teoria cinética molecular
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Difusão e caminho médio livre• A distância média de uma molécula de gás entre as colisões é
denominado caminho médio livre.• No nível do mar, o caminho médio livre é aproximadamente 6
10-6 cm.
Teoria cinética molecular
Esses slides destinam-se exclusivamente a servir como guia de estudo. Figuras e tabelas deoutras fontes foram reproduzidas estritamente com finalidade didática. Capítulo 10© 2005 by Pearson Education
Gases reais: desvios doComportamento idealGases reais não seguem exatamente as mesmas Leis impostasaos Gases Perfeitos ou Ideais . Geralmente os desv ios sãoparticularmente importantes nas pressões elevadas e nastemperaturas baixas , especialmente quando o gás está a pontode se condensar num líquido.
Os gases reais exibem desviosem relação à Lei dos GasesPerfeitos em virtude dasinterações moleculares. Asforças repulsivas entre asmoléculas c o n t ri b u em p a ra a ex pa ns ão , e as fo rças atrativas para a c om press ão .
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Gases reais: desvios doComportamento ideal
Em pressões baixas , quando a amostra do gás ocupa um volumegrande, as moléculas estão, na maior parte do tempo, tão afastadasumas das outras, que as forças intermoleculares não exercemnenhum papel significativo. Dessa forma, o gás comporta-se comoperfeito .
Em pressões moderadas , quando a distância média de separaçãoentre as moléculas é de somente alguns poucos diâmetros moleculares,as forças atrativas domin am as forças repulsivas . Neste caso,
espera-se que o gás seja mais compressível que um gás perfeito, poisas forças contribuem para a aproximação das moléculas .
Em pressões elevadas , quando as moléculas estão, em média, muitopróximas umas das outras, as forças repulsivas dominam , e espera-se que o gás seja menos compressível que um gás perfeito, pois,agora, as forças ajudam as moléculas a se separarem .
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Gases reais: desvios doComportamento ideal
Se as medidas de pressão, volume molar e temperatura de um gás nãoconfirmam a relação PVm = RT, dentro da precisão das medidas, dizemosque o gás desvia-se da idealidade ou que exibe um comportamentonão-ideal .
O fa tor de com pressibi l idade , Z, de um gás, é a razão entre o volumemolar do gás, Vm = V/n, e o volume molar de um gás perfeito Vo
m namesma pressão e mesma temperatura:
Como o volume molar de um gás é igual a RT/P, uma expressãoequivalente é:
Z V V
om
m
Z PV RT
om
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02/03/20
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Gases reais: desvios doComportamento idealComo, para um gás perfeito, Z = 1 em quaisquer condições, o desvio de Zem relação a 1 é uma medida do afastamento do gás em relação aocomportamento ideal.
Pressões:
muito baixas Z ≈ 1 (todos os gases)
elevadas Z > 1 (todosos gases)
intermediarias Z < 1 (maioria dos gases)
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• Da equação do gás ideal, temos
• Para 1 mol de gás, PV / RT = 1 a todas as temperaturas.• À medida que a temperatura aumenta, os gases se comportam de
maneira mais ideal.• As suposições na teoria cinética molecular mostram onde o
comportamento do gás ideal falha : – as moléculas de um gás têm volume finito; – as moléculas de um gás se atraem.
n RT
PV
Gases reais: desvios doComportamento ideal
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• À medida que a pressão em um gás aumenta, as moléculas sãoforçadas a se aproximarem.
• À medida que as moléculas ficam mais próximas, o volume dorecipiente torna-se menor.
• Quanto menor for o recipiente, mais espaço as moléculas de gáscomeçam a ocupar.
• Como consequência, quanto maior for a pr essão , o gás se tornamenos semelhante ao gás ideal .
Gases reais: desvios doComportamento ideal
• À medida que as moléculas de gásficam mais unidas, diminui a distância
intermolecular.Capítulo 10© 2005 by Pearson Education
• Quanto menor for a distância entre as moléculas de gás, maior a chance das forças de atração se desenvolverem entre as moléculas.
• Consequentemente, menos o gás se assemelha com um gás ideal.• À medida que a temperatura aumenta , as moléculas de gás se
movem mais rapidamente e se distanciam mais entre si .• Altas temperaturas significam também mai s energia disponível
para a quebra das forças intermoleculares .
Gases reais: desvios doComportamento ideal
• Consequentemente, quanto maior for a temperatu ra, mai s ideal éo gás .
• A velocidade da bola mais escura é diminuída pelas forças atrativas com as outras bolas.
• Logo, a Pressão de um gás REAL é MENOR quanto MAIOR for a ATRAÇÃO entre suas partículas!!!
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A equação de van der Waals• Adicionamos dois termos à equação do gás ideal : um para corrigir
o volume das moléculas ( b ) e o outro para corr igi r as atr ações intermoleculares (a) .
• Os termos de cor reção geram a equação de van der Waal s :
onde a e b são constantes empíricas e intrínsicas a cada gás.
2
2
V
annbV
nRT P
Gases reais: desvios doComportamento ideal
nRT nbV V
an P
2
2
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A equação de van der Waals
• Forma geral da equação de van der Waals:
2
2
V
annbV
nRT P
nRT nbV
V
an P
2
2
Correção para o volumedas moléculas
Correção para a atraçãomolecular
Gases reais: desvios doComportamento ideal
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Em se tratando de Gasesficaremos por aqui …!!!
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