Módulo 1 Gases IQG120 2016 1

Prévia do material em texto

http://www.met.reading.ac.uk/~swrmethn/balloon/
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO – UFRJ
INSTITUTO DE QUÍMICA – IQG120
Departamento de Química Geral e Inorgânica – DQI
Professores Fernanda e Antônio
Gases
2
A Estrutura da Matéria
Matéria
Sólidos Líquidos Gases
Partículas Elementares
(quarks, léptons, bósons, etc.)
Átomos
(elétrons + núcleo)
Moléculas Íons Elementos
3
 Equilíbrio de fases Sólido Líquido Gasoso
Diagrama de Fases
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. 
Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p. (página 394)
4
 Comportamento da H2O e do CO2
Diagrama de Fases
GÁS é a forma fluida da matéria, que ocupa todo o recipiente que o contém!
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 
9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p. Página 395)
5
Características dos Gases
 VGás = VRecipiente. ( sólidos e líquidos)
 VGás diminui sob pressão - altamente compressíveis.
 Formam misturas homogêneas com outros gases.
 Água + Gasolina = Mistura Heterogênea
 Vapor d’água + Vapor de Gasolina = Mistura Homogênea
 Ar = 78% N2 + 21% O2 + 1% outros (Ar, CO, CO2, SO2, 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
 Elementos gasosos a 250C e 1atm
Tabela Periódica
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p.
7
 Compostos gasosos a 250C e 1atm
Algumas Substâncias
 Compostos por elementos não-metálicos.
 Apresentam fórmulas moleculares simples.
 Apresentam baixo peso 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, 2005. 972p.
8
 Temperatura
 Determina a direção do fluxo de calor!
Propriedades Físicas
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. 
Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p. Página 13.
9
 Volume
 Determina o espaço ocupado por um corpo!
Propriedades Físicas
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 972p. Página 15
10
 Pressão
 Determina a força (F) aplicada por área (A) em um corpo!
Propriedades Físicas
A
F
P 
FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, 
et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
Pressão
1 pascal (Pa) = 1 N/m2 (SI de pressão)
1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 101,325 kPa
11
 Pressão Atmosférica – Evangelista Torricelli (1608-1647)
Propriedades Físicas
Pa101mN101
1m
N101
A
F
P 525
2
5



N101skg.m101sm9,810.000kgm.aF 5252 
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R.
M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
Outra unidade de Pressão é o
bar: 1 bar = 105 Pa
12
 Pressão Atmosférica – Evangelista Torricelli (1608-1647)
Propriedades Físicas
=760 mm
Patm = PesoColuna Hg
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
Barômetro de
Mercúrio
760 mm Hg = 760 torr
13
 O Manômetro (mede as pressões em gases em sistemas fechados)
Propriedades Físicas
 Se Pgas < Patm então Pgas + PhHg = Patm.
 Se Pgas > Patm então Pgas = Patm + PhHg.
FONTE: Química Geral volume 1; LTC, 2ª edição, Brady, James e Humiston, Gerard, 410p. Página 229
14
 O Manômetro (mede as pressões em gases em sistemas fechados)
Propriedades Físicas
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., 
Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. 
São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
Se Patm=764,7 torr e h= 32,6 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)
Converta 0,975 atm para kPa.
(Resposta: 98,8 kPa)
1 pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 101,325 kPa
15
 Relação Volume x Pressão – Robert Boyle (1627-1691)
Lei de Boyle
O volume de certa quantidade fixa de gás, mantido à temperatura constante, é 
inversamente proporcional à 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, 2005. 972p.
constantePV
ou 
 
p
1
constanteV


O valor da constante depende de T e n!
16
 Relação Volume x Pressão – Robert Boyle (1627-1691)
Lei de Boyle
O volume de certa quantidade fixa de gás, mantido à temperatura constante, é 
inversamente proporcional à pressão!
17
 Gráfico Volume x Pressão
Lei de Boyle
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
P1 x V1 = P2 x V2
Uma amostra de Cl2(g) ocupa um volume de 946 mL
a uma pressão de 726 mmHg. Determine a pressão
do gás, se o volume for reduzido para 156 mL, à
temperatura constante?
(Resposta: 4.460 mmHg)
18
 Relação Volume x Temperatura– Jacques Charles (1746-1823)
Lei de Charles
O volume de certa quantidade fixa de gás, mantido à pressão constante, é 
diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta!
constante
T
V
ou 
 TconstanteV


FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, 
Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
O valor da constante depende de P e n!
19
 Relação Volume x Temperatura
Lei de Charles
V1/T1 = V2/T2
T (K) = t (0C) + 273.15 
Uma amostra de CO2(g) ocupa um
volume de 3,20 L a 1250C. Determine
a temperatura do gás, se o volume for
reduzido para 1,54 L, à pressão
constante.
(Resposta: 192 K ou -81,15 0C)
Gás
Alta
Temperatura
Baixa
Temperatura
Mercúrio
Tubo
Capilar
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: 
McGrawn-Hill, 2006. 778p.
20
 Relação Pressão x Temperatura– Gay-Lussac (1778-1856)
Lei de Gay-Lussac
A pressão de certa quantidade fixa de gás, mantido o volume constante, é 
diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta!
O valor da constante depende de P e n!
constante
T
P
ou 
 TconstanteP


21
 Lei de Boyle x Lei de Charles x Lei de Gay-Lussac
Lei Combinada dos Gases
2
22
1
11
T
VP
T
VP

22
 Lei dos Volumes Combinados – Gay-Lussac (1778-1853)
Lei de Gay-Lussac
Volumes 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, 2005. 972p.
23
Lei de Avogadro
Hipótese de Avogadro:
À mesma temperatura e pressão, Volumes iguais de gases, contêm números iguais 
de moléculas!
 Relação Volume x Número de Moles – Amadeo Avogadro (1776-1856)
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 972p.
24
Lei de Avogadro
 Relação Volume x Número de Moles – Amadeo Avogadro (1776-1856)
Lei de Avogadro:
O volume de gás,mantido a temperatura e pressão constantes, é diretamente 
proporcional à quantidade de matéria do gás!
nconstanteV V1/n1 = V2/n2
A queima de NH3(g) produz NO(g) e vapor d’água.
Determine o volume de óxido nítrico produzido a
partir de 1 volume de amônia, à mesma pressão
temperatura.
(Resposta: 1 volume de NH3  1 volume de NO)
25
Lei de Avogadro
nconstanteV 
Para um determinado gás confinado em um cilindro
contendo um pistão, observa-se as seguintes variações:
i. O gás é aquecido de 298 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.
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.
 Exercícios
26
Lei do Gás Ideal
 Equação do Gás Ideal
 Lei de Boyle:
 Lei de Charles:
 Lei de Avogadro:
 Combinando as Leis:
 R é a constante dos gases (R = 8,314 J/mol.K ou m3.Pa/mol.K)
PV = nRT
)constantes T e ( 
p
1
 α V n
)constantes P e ( T V n
)constantes P e T(n V













P
nT
R
p
nT
constanteVou 
p
T
 α V
n
27
Lei do Gás Ideal
 Equação do Gás Ideal
 Combinando as Leis:
 R é a constante dos gases
PV = nRT













P
nT
R
p
nT
constanteVou 
p
T
 α V
n
11-1 1-
3-2
mol J 314,8mol m N 8,31
K) 15mol).(273,000,1(
)m ).(0,0224N/m (101.325
nT
PV
R  





 KK
11-31 1- mol dm atm 082,0mol L atm 082,0
K) 15mol).(273,000,1(
L) atm).(22,4 (1
nT
PV
R  





 KK
28
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 pré-
estabelecidos – 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!
 Volume molar: Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
22,4L
1,000atm
)).(273,15K.atm/mol.K.(0,08206L(1,000mol)
P
nT
RV 






29
Lei do Gás Ideal
 Comportamento Ideal x Real
 Volume molar: Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
30
Lei do Gás Ideal
 Exercícios
 Determine o valor ocupado por 49,8g de gás HCl nas CNTP. (Dados: 1mol
HCl = 36,45 g; R= 0,0821 L.atm/mol.K; Resposta: 30,6 L)
 Uma lâmpada incandescente que contém argônio a 1,20 atm e 180C é
aquecida a 850C, sob volume constante. Determine a pressão final do gás
argônio contido em uma lâmpada após o aquecimento. (Dados: Resposta: 1,48
atm)
PV = nRT
31
Lei do Gás Ideal
 Densidade dos Gases e Massa Molar
 Da Lei do Gás Ideal, temos:
 Onde
 Assim,
 M/V = Densidade (g/L)mols/L x g/mols
 Logo, a densidade de um gás é dada por:
nRTPV RT
MM
m
PV 
(MM)molar massa
(g) m
n P
RT
(L) V
(g) m
MM 
P
RT
MM d
RT
(MM)P
d 
32
Lei do Gás Ideal
 Exercícios
 Um recipiente de 2,10 L contém 4,65 g de um gás a 1 atm e 27,00C.
Determine a massa molar do gás.
(Dados: R= 0,0821 L.atm/mol.K; Resposta: 54,6 g/mol)
 Determine a densidade do vapor de tetracloreto de carbono a 714 torr e
125,00C.
(Dados: 1mol CCl4 = 154,0 g; R= 0,0821 L.atm/mol.K; 1 atm = 760 torr; Resposta: 4,43g/L)
RT
P
d
M

33
Lei das Pressões Parciais de Dalton
Mistura de Gases – John Dalton (1766-1844)
 Sendo Ptotal a pressão total, temos: Ptotal = P1 + P2 + P3 + ...
A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais que 
cada gás exerceria se estivesse sozinho!
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p.
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
34
Lei das Pressões Parciais de Dalton
Mistura de Gases – John Dalton (1766-1844)
 Considere dois gases A e B em um recipiente de volume V
Pi = Xi PTFração Molar(Xi) = 
ni
nT
PT = PA + PB
XA = 
nA
nA + nB
XB = 
nB
nA + nB
PA = XA PT
PB = XB PT
PA = 
nART
V
PB = 
nBRT
V
nA é o número de moles de A
nB é o número de moles de B
35
Teoria Cinético-Molecular
 Teoria – Rudolf Clausius (1822-1888)
 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 (ĒC)
das moléculas não varia sob temperatura constante.
 Ocorrem colisões perfeitamente elásticas.
 A ĒC 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.
36
Teoria Cinético-Molecular
 A temperatura absoluta de um gás é a medida da energia cinética média
(ĒC) das suas moléculas.
 Se T dobra, a ĒC dobra.
 A velocidade média quadrática (u) é a velocidade de uma molécula de gás 
que apresenta exatamente a energia cinética média das 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, 2005. 972p. Página
357, g
T α um
2
1
T α E
n
uuuu
u
umE
2
C
2
n
2
3
2
2
2
12
2
2
1
C



 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/V
 Logo, P  1/V
 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
37
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.
 Ptotal = Pi
38
Teoria Cinético-Molecular
 Distribuição das Velocidades Moleculares
 Fatores que influenciam na velocidade das moléculas de um gás
39
Teoria Cinético-Molecular
Velocidade Molecular (m/s) Velocidade Molecular (m/s)
N
ú
m
er
o
 d
e 
M
o
lé
cu
la
s
N
ú
m
er
o
 d
e 
M
o
lé
cu
la
s
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p.
 Equação de Maxwell – James Clerk Maxwell (1831-1879)
 Sendo ĒC proporcional a T, temos para 1 mol de moléculas:
Onde NA é o número de Avogadro então:
massa da molécula x constante de Avogadro = MM (massa molar em kg/mol)
 Como ĒC proporcional a T, tem-se uma constante que é dada por 3/2R:
 Combinando tem-se que: 
40
Teoria Cinético-Molecular
 um
2
1
N T α E 2AC 






MM
3RT
u 
MM
3RT
u2 
RT
2
3
 uMM
2
1
 T α E 2C 






 Equação de Maxwell – James Clerk Maxwell (1831-1879)
41
Teoria Cinético-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, 2005. 972p.
Distribuição das Velocidades Moleculares (25 0C)
= ĒC , mas,  ū
↓M  ↑ ū
42
Leis de Graham
 Efusão dos Gases – Thomas Graham (1805-1869)
 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.
1
2
2
1
2
1
2
1
M
M
M
3RT
M
3RT
u
u
r
r

1
2
2
1
M
M
r
r

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, 2005. 972p.
2- Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
Orifício de efusão
 Difusão dos Gases – Thomas Graham (1805-1869)
 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.
43
Leis de Graham
FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
LCM do ar
Nível do mar: 6x10-6 cm
A 100 km: 10 cm
44
 Exercícios
 Um gás inflamável, composto apenas por átomos de carbono e
hidrogênio, sofre um processo de efusão através de uma barreira porosa
em 1,50 minutos. Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, o
mesmo volume de gás bromo leva 4,73 minutos para atravessar a mesma
barreira. Determine a massa molar do gás desconhecido e qual é o gás.
(Br2= 159,8 g/mol; C = 12,01 g/mol; H2 = 1,008 g/mol; Resposta: 16,1 g/mol; CH4)
 Um gás desconhecido, composto por moléculas diatômicas
homonucleares, sofre um processo de efusão que é apenas 0,355 vezes a
taxa do gás oxigênio, à mesma temperatura. Determine a identidade do
gás deconhecido.
(O2= 32,0 g/mol; Resposta: 254 g/mol; I2)
Leis de Graham
1
2
2
1
M
M
r
r

 Desvio do Comportamento Ideal
 Da Lei do Gás Ideal temos:
 Para n = 1mol, em qualquer valor de P ou T temos:
 Para valores altos de P e baixos de T o desvio é GRANDE!
45
Gases Reais
n
RT
PV

1
RT
PV

FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
 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
46
Gases Reais
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M., 9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
972p.
 Equação de van der Waals – Johannes van der Waals (1837-1923)
47
Gases Reais
  nRTnb-V
V
n
aP
2
















PObservado Vobservado =VReal
Correção para forças intermoleculares
Correção para o volume molecular
IdealRecipiente
IdealRecipiente
PP
VV

P/Gás Ideal:
IdealReal
IdealReal
PP
VV

P/Gás Real:
 
2
Ideal
2
Ideal
IdealIdeal
V
n
aPP
V
n
aPP
nbVV nbVV














P/n moles:
48
 Exercícios
 Sabendo que 3,50 moles de gás amônia ocupam 5,20 L a 470C, determine
a pressão do gás, em atm, utilizando (a) a equação do gás ideal e (b) a
equação do gás real.
(R = 0,0821 L.atm/K.mol; NH3  a= 4,17 atm.L
2/mol2 e b= 0,0371 L/mol; Resposta: (a)
17,7 atm (b) 16,2 atm)
 1,000 mol de um gás ideal, confinado em um volume de 22,41 L a 00C,
exerce uma pressão de 1,000 atm. Determine a pressão exercida por
1,000 mol de gás cloro, no mesmo volume e temperatura, sob condições
reais.
(R = 0,0821 L.atm/K.mol; Cl2  a= 6,49 atm.L
2/mol2 e b= 0,0562 L/mol; Resposta: 0,990
atm)
  nRTnb-V
V
n
aP
2
















Gases Reais