Gases UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO UFRJ INSTITUTO DE QUÍMICA IQG120. Prof. Antonio Guerra Departamento de Química Geral e Inorgânica - DQI

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1 UNIERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO UFRJ INSTITUTO DE QUÍMICA IQG10 Gases Prof. Antonio Guerra Departamento de Química Geral e Inorgânica - DQI

2 A Estrutura da Matéria Quark down (d) = -1/3 Quark up (u) = +/3 Partículas Elementares da Matéria Quarks e Elétrons

3 A Estrutura da Matéria Sólidos Líquidos Gases Matéria Moléculas Íons Elementos Átomos (elétrons + núcleo) Partículas Elementares (quarks, léptons, bósons, etc.) 3

4 Diagrama de Fases Equilíbrio de fases Sólido Líquido Gasoso FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 4

5 Diagrama de Fases Comportamento da H O e do CO FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. GÁS é a forma fluida da matéria,que ocupa todo o recipiente que o contém! 5

6 Características dos Gases Gás = Recipiente. ( sólidos e líquidos) Gás diminui sob pressão - altamente compressíveis. Formam misturas homogêneas com outros gases. Água + Gasolina = Mistura Heterogênea apor d água + apor de Gasolina = Mistura Homogênea Ar = 78% N + 1% O + 1% outros (Ar, CO, CO, SO, NO, etc.) Ocupam cerca de 0,1 % do volume total de seus recipientes. Líquidos ocupam 70% Sólidos ocupam XX% Maior distância Menor interação entre as moléculas Forças Intermoleculares 6

7 Tabela Periódica Elementos gasosos a 5 0 C e 1atm FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 7

8 Algumas Substâncias Compostos gasosos a 5 0 C e 1atm FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. Compostos por elementos não-metálicos. Apresentam fórmulas moleculares simples. Apresentam baixo peso molecular. 8

9 Propriedades Físicas Temperatura Determina a direção do fluxo de calor! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 9

10 Propriedades Físicas olume Determina o espaço ocupado por um corpo! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 10

11 Propriedades Físicas Pressão Determina a força (F) aplicada por área (A) em um corpo! P F A 1 pascal (Pa) = 1 N/m 1 atm = 760 mmhg = 760 torr = 101,35 kpa Pressão FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a ida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, p. 11

12 Propriedades Físicas Pressão Atmosférica Evangelista Torricelli ( ) P atm = Peso Coluna Hg =760 mm Barômetro de Mercúrio FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. F m.a kg 9,8m s kg.m s N P F A 110 1m 5 N N m Pa 1

13 Propriedades Físicas O Manômetro Se P gas < P atm então P gas + P h = P atm. Se P gas > P atm então P gas = P atm + P h. Se P atm =764,7 torr e h= 3,6 mm, qual a pressão do gás no interior do manômetro de mercúrio (em torr, atm e kpa)? (Resposta: 797,3 torr, 1,049 atm; 106,3 kpa) 1 pascal (Pa) = 1 N/m 1 atm = 760 mmhg = 760 torr = 101,35 kpa FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. Converta 0,975 atm para kpa. (Resposta: 98,8 kpa) 13

14 Lei de Boyle Relação olume x Pressão Robert Boyle ( ) O volume de certa quantidade fixa de gás, mantido à temperatura constante, é inversamente proporcional à pressão! constante P ou 1 p constante O valor da constante depende de T e n! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 14

15 Lei de Boyle Gráfico olume x Pressão FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. Uma amostra de Cl (g) ocupa um volume de 946 ml P 1 x 1 = P x a uma pressão de 76 mmhg. Determine a pressão do gás, se o volume for reduzido para 156 ml, à temperatura constante? (Resposta: mmhg) 15

16 Lei de Charles Relação olume x Temperatura Jacques Charles ( ) O volume de certa quantidade fixa de gás, mantido à pressão constante, é diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta! constantet T ou constante O valor da constante depende de P e n! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 16

17 Lei de Charles Relação olume x Temperatura Tubo Capilar 1 /T 1 = /T T (K) = t ( 0 C) Mercúrio Gás Baixa Temperatura Alta Temperatura FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. Uma amostra de CO (g) ocupa um volume de 3,0 L a 15 0 C. Determine a temperatura do gás, se o volume for reduzido para 1.54 L, à pressão constante. (Resposta: 19 K ou -81,15 0 C) 17

18 Lei Combinada dos Gases Lei de Boyle x Lei de Charles P1 T 1 1 P T Um balão meteorológico de L, preenchido com gás hélio, foi lançado em um dia cuja temperatura e pressão atmosférica eram de,5 0 C e 754 mmhg. Determine o volume do balão a uma altitude de 0 milhas (3.187 m), onde a pressão é 76,0 mmhg e a temperatura é 33,0 0 C. (Resposta: L) 18

19 Lei de Gay-Lussac Lei dos olumes Combinados Gay-Lussac ( ) olumes de gases que reagem entre si estão na proporção dos menores números inteiros! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 19

20 Lei de Avogadro Relação olume x Número de Moles Amadeo Avogadro ( ) Hipótese de Avogadro: olumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão contêm números iguais de moléculas! FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 0

21 Lei de Avogadro Relação olume x Número de Moles Amadeo Avogadro ( ) Lei de Avogadro: O volume de gás,mantido a temperatura e pressão constantes, é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás! constante n A queima de NH 3 (g) produz NO(g) e vapor d água. 1 /n 1 = /n Determine o volume de óxido nítrico produzido a partir de 1 volume de amônia, à mesma pressão temperatura. (Resposta: 1 volume de NH 3 1 volume de NO) 1

22 Lei de Avogadro Exercícios Para um determinado gás confinado em um cilindro contendo um pistão, observa-se as seguintes variações: i. O gás é aquecido de 98 K para 360 K a volume constante. ii. O volume de gás é reduzido de 1 L para 0,5 L. iii. Mais gás é injetado através da válvula de entrada. constante n Indique se, em cada caso, haverá: a) Diminuição da distância média entre as moléculas de gás. b) Aumento da pressão do gás. c) Aumento da massa total do gás no cilindro. d) Aumento da quantidade de matéria do gás presente.

23 Lei do Gás Ideal Equação do Gás Ideal 1 Lei de Boyle: α ( n p e T constantes) Lei de Charles: T ( n e P constantes) Lei de Avogadro: n (T e P constantes) Combinando as Leis: α n T p ou constante nt p R nt P R é a constante dos gases (R = 8,314 J/mol.K ou m 3.Pa/mol.K) P = nrt 3

24 Lei do Gás Ideal Comportamento Ideal x Real Comportamento Ideal é aquele onde a substância obedece a certas leis que descrevem suas propriedades comuns, dentro de certos limites préestabelecidos Lei Limite. Comportamento Real é aquele onde a substância apresenta suas propriedades em condições REAIS. Um Gás Ideal é um gás hipotético, que obedece à Lei do Gás Ideal, derivada das Leis dos Gases. Lei do Gás Ideal: válida para PRESSÃO 0. Forças Intermoleculares são desprezíveis! Não se observa uma Lei dos Líquidos ou Lei dos Sólidos! olume molar: Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) R nt P (1,000mol).(0,0806L.atm/mol.K).(73,15K) 1,000atm,41L 4

25 Lei do Gás Ideal Comportamento Ideal x Real olume molar: Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) 5

26 Lei do Gás Ideal Densidade dos Gases e Massa Molar Da Lei do Gás Ideal, temos: P nrt n P RT Onde n/ tem unidade mol/litro. Multiplicando a expressão pela massa molar M (gramas/mol), temos: nm PM RT nm/ = Densidade (g/l) mols/l x g/mols x grama/l Logo, a densidade de um gás é dada por: d PM RT 6

27 Lei das Pressões Parciais de Dalton Mistura de Gases John Dalton ( ) A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho! Sendo P total a pressão total, temos: P total = P 1 + P + P P 1 P P total = P 1 + P FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 7

28 Lei das Pressões Parciais de Dalton Mistura de Gases John Dalton ( ) Considere dois gases A e B em um recipiente de volume P A = n ART P B = n BRT P T = P A + P B n A é o número de moles de A n B é o número de moles de B X A = X B = n A n A + n B n B n A + n B P A = X A P T P B = X B P T Fração Molar(X i ) = n i n T P i = X i P T 8

29 Teoria Cinético-Molecular Teoria Rudolf Clausius ( ) Um gás é composto por moléculas separadas por grandes distâncias. Forças de atração e repulsão são desprezíveis. possuem massa, mas seus volumes são desprezíveis. As moléculas de gás estão em constante movimento randômico. Ocorre transferência de energia, mas a energia cinética média (Ē C ) das moléculas não varia sob temperatura constante. Ocorrem colisões perfeitamente elásticas. A Ē C das moléculas é proporcional à temperatura absoluta. Para um dado T, as moléculas de todos os gases apresentam a mesma energia cinética média. A pressão de um gás é o resultado do número de colisões por unidade de tempo nas paredes do recipiente. Frequência x Força das colisões. 9

30 Teoria Cinético-Molecular A temperatura absoluta de um gás é a medida da energia cinética média (Ē C ) das suas moléculas. Se T dobra, a Ē C dobra. A velocidade média quadrática (u) é a velocidade de uma molécula de gás que apresenta exatamente a energia cinética média das moléculas. E C 1 mu u u 1 u u n 3 u n FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 1 E C mu α T α T 30

31 Teoria Cinético-Molecular Aplicação das Leis dos Gases Lei de Boyle P frequência e Número de colisões Frequência e Número de colisões Densidade do gás Densidade do gás 1/ Logo, P 1/ Lei de Charles P frequência e Número de colisões Frequência e Número de colisões ε das moléculas Enegia cinética médias (ε) T Logo, P T 31

32 Teoria Cinético-Molecular Aplicação das Leis dos Gases Lei de Avogadro P frequência e Número de colisões Frequência e Número de colisões Densidade do gás Densidade do gás n Logo, P n Lei de Dalton das Pressões Parciais As moléculas não atraem ou repelem umas as outras A pressão exercida por uma molécula de gás não é afetada pela presença de outra molécula. P total = P i 3

33 Número de Moléculas Número de Moléculas Teoria Cinético-Molecular Distribuição das elocidades Moleculares Fatores que influenciam na velocidade das moléculas de um gás elocidade Molecular (m/s) elocidade Molecular (m/s) FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, p. 33

34 Teoria Cinético-Molecular Equação de Maxwell James Clerk Maxwell ( ) Sendo Ē C proporcional a T, temos: Como N A m = M (Massa molar): u E C α T 3RT M N u A 1 mu 3RT M 3 RT Distribuição das elocidades Moleculares (5 0 C) = Ē C mas, ū M ū FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 34

35 Leis de Graham Efusão dos Gases Thomas Graham ( ) Efusão é o movimento de um gás de uma região de maior pressão para outra de menor pressão, através de pequenos orifícios. Taxa de Efusão de um gás quantidade de gás que se move de um lugar para o outro em um determinado tempo. r1 r M M 1 Orifício de efusão r r 1 u u 1 3RT M 3RT M FONTES: 1- Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. - Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a ida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, p. 1 M M 1 35

36 Gases Reais Desvio do Comportamento Ideal P Da Lei do Gás Ideal temos: n RT P Para n = 1mol, em qualquer valor de P ou T temos: RT Para valores altos de P e baixos de T o desvio é GRANDE! 1 FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 36

37 Leis de Graham Difusão dos Gases Thomas Graham ( ) Difusão é a mistura ou espalhamento de uma substância em outra(s). É mais lenta que ū devido às colisões moleculares. A distância média percorrida pelas moléculas antes de uma colisão é chamada Livre Caminho Médio. LCM do ar Nível do mar: 6x10-6 cm A 100 km: 10 cm FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a ida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, p. 37

38 Gases Reais Comportamento Real O Gás Ideal moléculas pontuais e sem forças de atração-repulsão. O Gás Real moléculas com volume finito e forças de atração-repulsão. Altos P: menor caminho livre médio maior interação molecular Baixos T: menor velocidade média maior interação molecular FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. 38

39 Gases Reais Equação de van der Waals Johannes van der Waals ( ) P Observado observado = Real P a n Correção para forças intermoleculares - nb nrt Correção para o volume molecular P/Gás Ideal: P/Gás Real: P P Recipiente Recipiente Real Real P Ideal P Ideal Ideal Ideal P P Ideal Ideal nb a n Ideal P Ideal P/n moles: nb P a n 39