Resumo Quimica Geral GASES

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PROPRIEDADES DOS GASES
 
GÁS = uma forma da matéria facilmente compressível e expansível, que ocupa completamente qualquer recipiente que o contém, com moléculas bastante afastadas e movimentos de colisão aleatórios incessantes. (a) gás, (b) líquido, (c) sólido. 
Pressão = força dividida pela área onde a força é aplicada. Quanto maior a força aplicada na área, maior a pressão. O padrão é pθ = 1 bar = 105 Pa = 1atm. A origem é a sequência incessante de colisões das moléculas com as paredes do recipiente. As colisões são tão numerosas que o gás exerce uma força praticamente constante = PRESSÃO CONSTANTE. 
	 			Se dois gases estiverem em recipientes separados tendo uma parede móvel comum o gás com a pressão mais alta tenderá comprimir o gás com pressão mais baixa. A pressão do gás que tem maior pressão diminuirá à medida que ele se expande, e a do outro aumentará à medida que é comprimido, até que se atinja um estado de equilíbrio em que as pressões se igualam = equilíbrio mecânico. 
A pressão exercida pela atmosfera pode ser medida de várias maneiras, mais comumente com manômetros. Quando usamos um manômetro para medir a pressão do ar em um pneu, por exemplo, estamos, na verdade, medindo a “pressão do manômetro”, a diferença entre a pressão dentro do pneu e a pressão atmosférica. Um pneu vazio tem pressão zero, porque a pressão dentro é igual à atmosférica. A pressão da atmosfera é medida com um barômetro, instrumento inventado por Torricelli que fabricou uma torre de mercúrio líquido. Ele selou um tubo longo de vidro em um dos lados, encheu-o com mercúrio e o inverteu em um béquer. A coluna de mercúrio caiu até igualar à pressão exercida pela atmosfera. Para interpretar as medidas feitas com um barômetro é preciso saber como a altura da coluna depende da pressão atmosférica. 
 
Manômetros = dispositivos usados para medir a pressão do interior de recipientes de laboratório. São tubo sem forma de U ligados ao recipiente do experimento. O outro lado do tubo pode ser aberto à atmosfera ou selado. No caso do tubo aberto (figura 4.5 a), a pressão no sistema é igual à da atmosfera quando os níveis do líquido em cada braço do tubo em U são iguais. Se o nível de mercúrio no lado do recipiente está acima do nível do que está do lado averto, a pressão no interior do recipiente é inferior à atmosférica. No caso do manômetro de tubo fechado (figura 4.5 b), um lado está ligado a um frasco fechado (o sistema) e o outro lado está sob vácuo. A diferença das alturas das duas colunas é proporcional à pressão do sistema. 
 
		
Embora a unidade SI de pressão seja o pascal, Pa, outras unidades são muito utilizadas. As conversões entre elas está na tabela abaixo:
LEI DOS GASES
Lei de Boyle = o volume de uma quantidade fixa de gás é inversamente proporcional à sua pressão. 
 Com esse experimento ele concluiu que o volume de uma quantidade fixa de gás diminui quando a pressão sobre ele aumenta. 
		
PV = constante	
 
Obtém-se uma linha reta om os dados de Boyle quando se faz o gráfico da pressão contra o inverso do volume, significando que para uma quantidade fixa de gás em temperatura constante, o volume é inversamente proporcional à pressão. A lei de Boyle falha em altas pressões e não se obtém uma reta. 
Lei de Charles = Mantendo a pressão constante, o volume de um gás aumenta com o aumento da temperatura (linearmente). Ao colocar em um gráfico, o volume versus a temperatura, obtém-se uma linha reta. 
 
 Além disso, como o volume não pode ser negativo, a temperatura -273,15 ºC deve ser a mais baixa possível = 0 K. Em consequência, se usarmos a temperatura absoluta, pode-se escrever a lei de Charles como:
	Essa expressão nos diz que se a temperatura absoluta de uma quantidade fixa de gás sob pressão constante é duplicada, então o volume dobra. Uma expressão semelhante resume a variação da pressão de uma amostra de gás que é aquecido em um recipiente de volume fixo. A pressão varia linearmente com a temperatura e os dados experimentais podem ser extrapolados para a pressão zero em -273,15ºC. 
, significando que quando a temperatura absoluta dobra, a pressão dobra, mantendo constante a quantidade e volume do gás. 
	Pode-se explicar o efeito da temperatura sobre a pressão de um gás em um recipiente de volume constante acrescentando uma característica nova: quando a temperatura de um gás aumenta, a velocidade média das moléculas aumenta, chocando-se com maior frequência e maior força contra as paredes. Portanto, o gás exerce maior pressão quando a temperatura aumenta, num volume constante. O mesmo raciocínio pode ser aplicado para o efeito da temperatura sobre o volume de um gás sob pressão constante; para impedir o aumento da pressão sobre a temperatura constante, o volume disponível para o gás deve aumentar, para que menos moléculas possam se chocar com as paredes no mesmo intervalo de tempo. 
Princípio de Avogadro = o volume molar de uma substância é o volume ocupado por um mol de moléculas da substância. Nas mesmas condições de temperatura e pressão, um determinado número de moléculas de gás ocupa o mesmo volume, independentemente de sua identidade química. (Quando o número de mols dobra, com T e P constantes, o volume também deve dobrar). 
Lei dos gases ideais 
GÁS IDEAL = conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente e aleatório, com velocidades médias aumentam quando a temperatura se eleva. Um gás é diferente de um líquido por ter as moléculas muito separadas umas das outras, exceto durante as colisões, e que se movem em trajetórias que são muito pouco perturbadas por forças intermoleculares. 					O estado Físico de uma amostra de uma substância define-se por suas propriedades físicas. Toda substância é definida por uma equação de estado, que estabelece uma relação entre quatro variáveis: pressão, temperatura, volume e quantidade da substância (p = f(T, V, n)). 
Boyle = Charles = 
Avogadro = 
- Combinando as três expressões, tem-se: PV = constante nT, ou PV = nRT (R = cte universal dos gases, que no SI = 8,314 J. K-1 . mol -1) Todos os gases reais obedecem essa equação com precisão crescente à medida que a pressão é reduzida até chegar a zero.
Se n e T = constantes = Boyle. Se P e quantidade de gás = constantes = Charles. Se P e T = constantes = Avogadro. 
Aplicações da Lei dos Gases Ideias
	A lei dos gases ideais permite predições quando duas ou mais variáveis são alteradas simultaneamente. 
 = Lei dos gases combinada
Exemplo 1: Calcular a pressão (em atm) dentro de um tubo de imagem de televisão, levando em conta que o volume do tubo é 5,0 L e a temperatura é 23ºC, e que ele contém 0,010 mg de gás nitrogênio. 
Exemplo 2: Em uma experiência para investigar as propriedades do gás refrigerante usado em um sistema de ar-condicionado, determinou-se que 500 mL de uma amostra, em 28ºC, exercem 92,0 kPa de pressão. Que pressão exercerá a amostra quando for comprimida a 300 mL e resfriada a -5,0ºC?
	A lei dos gases ideias também pode predizer o volume molar de um gás sob quaisquer condições de temperatura e pressão, através da equação abaixo: 
	Em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), isto é 25ºC (298,15K) e 1 bar, o volume molar de um gás é 24,79 L. mol-1. Em condições padrões de temperatura e pressão (STP), isto é 0ºC (273,15K) e 1 atm, o volume molar de um gás é 22,41 L. mol-1. Para obter o volume de uma quantidade conhecida de gás em uma temperatura e pressão especificadas, basta multiplicar o volume molar naquela temperatura e pressão pelo número de mols. Uma outra maneira é usar a lei dos gases ideais para calcular o volume. 
Densidade dos gases
Sendo n = nº mols / V = volume / P = pressão / R = cte dos gases / T = temperatura / M = massa molar/ d = densidade (g.L-1): 
 
	Pode-se ver que, para P e T fixas, quanto > M do gás, > d. Essa equação também mostra que quando T = cte, d aumenta com a P. Quando um gás é comprimido, sua densidade aumenta porqueo mesmo número de moléculas está sendo confinado num volume menor. Da mesma forma, o aquecimento de um gás livre para se expandir sob pressão constante aumenta o volume ocupado pelo gás e, portanto, reduz sua densidade. A densidade do ar também varia com a altitude, porque a temperatura e a compressibilidade variam. 
Exemplo 3: O composto orgânico geraniol, um componente do óleo de rosas, é usado em perfumaria. A densidade do vapor a 260ºC e 103 Torr é 0,480 g.L-1. Qual é a massa molar do geraniol? 
Estequiometria das reações de Gases
	O volume molar (na temperatura e pressão especificadas) é usado para converter a quantidade de um reagente ou produto de uma reação química em um volume de gás. 
Misturas de gases
	Muitos dos gases utilizados na química e no cotidiano são misturas, anestésicos gasosos, ar que inalamos, ar que exalamos, atmosfera, etc. É preciso estender o modelo dos gases para essas misturas, lembrando de que em pressões baixas, todos os gases respondem da mesma maneira a mudanças de pressão, volume e temperatura. Uma mistura de gases não reagem entre si, comportam-se como um gás simples. 											John Dalton foi o primeiro a mostrar como calcular a pressão de uma mistura de gases, resumindo suas observações no que chamamos de pressão parcial = pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho o recipiente. A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. A pressão parcial de um gás está relacionada à pressão total pela fração molar: Pj = xjP. Para uma mistura contendo gases A, B e C, a pressão total é a soma das pressões parcias, ou seja, P = PA + PB + PC. 
 
	O modo mais fácil de expressar a relação entre a pressão total de uma mistura e as pressões parciais de seus componentes é usar a fração molar, xj, de cada componente, isto é, o número de mols de moléculas do gás J expresso como uma fração do número total de mols de moléculas da amostra. Se as quantidades de moléculas de gás presentes são nA, nB, e assim sucessivamente, a fração molar de qualquer um dos gases, J, é: 
 
Numa mistura binária, com gases A e B, temos: 
Exemplo de cálculo das pressões parciais: Uma certa amostra de ar seco com massa total 1,00g compõe-se quase completamente de 0,76g de nitrogênio e 0,24g de oxigênio. Calcule as pressões parciais destes gases quando a pressão total é 1,00 atm. 
R: A primeira etapa é calcular a quantidade (em mols) de cada gás presente e a quantidade total (a soma de cada quantidade individual, isto é, o número total de mols). Em seguida é preciso calcular as frações molares. Para obter as pressões parciais dos gases, basta multiplicar a pressão total pelas frações molares dos gases na mistura. 
Difusão e efusão
Difusão = dispersão gradual de uma substância em outra substância, como por exemplo, criptônio se dispersando numa atmosfera de neônio. 
Efusão = fuga de um gás para o vácuo através de um orifício pequeno. Ocorre efusão sempre que um gás está separado do vácuo por uma barreira porosa. O gás escapa pela abertura porque ocorrem mais colisões com o orifício do lado de alta pressão do que do lado de baixa pressão e, em consequência, passam mais moléculas da região de alta pressão para a região de baixa pressão do que na direção oposta. 
 
Thomas Graham (Lei da efusão de Graham) = quando a temperatura é constante, a velocidade de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada da sua massa molar. 
- Para um determinado gás, a velocidade de efusão aumenta com a raiz quadrada da temperatura: 
- Como a velocidade de efusão é proporcional à velocidade média das moléculas, pode-se deduzir que a velocidade médias das moléculas é proporcional à raiz quadrada da temperatura:
- Quanto maior a temperatura e menor a massa molar, maior a velocidade média das moléculas de um gás. 
Modelo Cinético dos Gases
	Permite obter a relação quantitativa entre a pressão e as velocidades das moléculas. Baseia-se em quatro hipóteses:
Um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório contínuo
As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos
As partículas se movem em linha reta até colidirem
As moléculas não influenciam umas às outras (inexistência de forças de atração ou repulsão), exceto durante as colisões. 
Supondo, inicialmente, que todas as moléculas movimentam-se com a mesma velocidade. As moléculas se chocam com a parede à direita. Se soubermos a frequência com que esses impactos ocorrem e que a força eles exercem contra a parede, poderemos calcular a pressão resultante. Para calcular força, usa-se a segunda lei de Newton, F = velocidade de mudança de momento da partícula (m x vx para uma molécula de massa m que se movimenta com velocidade vx em direção à aresta da caixa, x). Então seu momento linear antes de tocar a parede é mvx e logo após a colisão é - mvx. A mudança de momento da molécula é, portanto, 2mvx em cada colisão. 	Depois, calculamos a velocidade total da mudança do momento para todas as moléculas, considerando um intervalo de tempo ∆t e começamos calculando o número total de colisões nesse intervalo. Uma molécula com velocidade vx se desloca numa distancia igual a vx∆t. Portanto, todas as moléculas dentro de um intervalo de distância vx∆t da parede que se movimentam nessa direção se chocarão contra a parede. Se a área é A, todas as partículas do volume Avx∆t alcançarão a parede. 					Supondo que o número total de partículas no recipiente é N e o volume é V, tem-se:
	Metade das moléculas se movem para direita e a outra para a esquerda então temos:
Agora, calcula-se: 
	E ai, com a segunda lei de Newton, calcula-se a força exercida sobre a parede e a pressão:
 
	Nem todas as moléculas se movimentam na mesma velocidade, então utiliza-se a velocidade média e não a velocidade de cada molécula para detectar a pressão.
 
	Neste ponto, relaciona-se a velocidade média à raiz quadrada de velocidade quadrática média. Primeiramente, nota-se que uma única molécula tem velocidade paralela às direções x, y e z: 
, então a velociadde quadrática média é:
 
	Porém, como as partículas se movem aletóriamente, as velocidades nessas direções cabam sendo iguais, então:
 em que M = mNA é a massa molar; n = mols.
 Pressão e volume de um gás são relacionados por essa expressão.
Quando existe N moléculas na amostra, a velocidade média quadrática é: 
Como sabemos que PV = nRT, rearranjamos a equação para: 
A temperatura é proporcional ao quadrado das velocidades médias das moléculas, podendo-se reescrever a equação para:
	Para obtermos a energia cinética média, e energia cinética molar, temos, respectivamente:
 e , observa-se que aumenta proporcionamente com e temperatura e não depende da massa molar. 
Distribuição de velocidades de Maxwell
	Uma molécula sofre isoladamente vários bilhões de mudanças de direção e velocidade a cada segundo. A fórmula usada para calcula a fração de moléculas de gás que tem uma determinada velocidade em um dado momento foi proposta por Maxwell: 
 
Em que ∆N é o número de moléculas na faixa estreita entre v e v + ∆v, N é o númeor total de moléculas da amostra, M é a massa molar e R é a cte dos gases. 
	As moléculas de todos os gases tem uma larga faixa de velocidades. Quando a temperatura cresce, a raiz quadrada da velocidade quadrática média e a faixa de velocidades aumentam. A faixa de velocidades é descrita pela distribuição de Maxwell. 
Desvios da idealidade
	Dois tipos de observações deixam claro que o modelo de gás deve ser refinado. A observação qualitativa é que os gases podem se condensar a líquidos quando esfriados ou comprimidos, contrariando o modelo cinético pois teria que existir atração entre as moléculas para fazê-lo virar líquido. Além disso, os líquidos são comprimidos com muita dificuldade, indicando que as forças repulsivas impedem que as moléculas sejam comprimidas. A observação quantitativa é evidenciada ao comparar o comportamento dos gases reais com um gás ideal: hádesvios na Lei de Boyle e Charles; que é mostrado pelo fator de compressão, Z, a razão entre volume molar do gás real e o volume molar do gás ideal nas mesmas condições. 
	O fator de compressão para um gás ideal é 1, então desvios do valor Z = 1 significa não idealidade. Isso acontece quando a pressão aumenta, por exemplo. O gás real, portanto, está sujeito a atrações e repulsões; quando Z > 1, as repulsões intermoleculares são dominantes, quando Z < 1 as atrações dominam. Todos os desvios do comportamento ideal podem ser relacionados à existência de forças intermoleculares, atrações e repulsões entre moléculas. Todas as moléculas se atraem mutuamente quando estão separadas por distancias da ordem de alguns poucos diâmetros moleculares, mas se repelem (desde que não reajam) assim que suas nuvens eletrônicas entram em contato. A atração sempre reduz a energia potencial de um objeto; quando as moléculas entram em contato, a energia potencial começa a subir porque a repulsão aumenta a energia potencial. 
Liquefação dos gases
	Muitos gases podem ser liquefeitos aproveitando o efeito Joule-Thomsom, o resfriamento induzido pela expansão. As moléculas de um gás real movem-se tão lentamente em temperaturas baixas que as atrações intermoleculares podem levar à captura de uma molécula pela atração de outras e sua aderencia a elas, cessando o movimento livre. Quando a temperatura cai abaixo do ponto de ebulição da substancia, o gás se condensa em um líquido; e assim as moléculas movem-se muito lentamente e não podem escapar umas das outras.								Os gases também podem ser liquefeitos aproveitando-se a relação entre a temperatura e a velocidade molecular. Como velocidades médias baixas correspondem a temperaturas baixas, reduzir a velocidade equivale a esfriar o gás. As moléculas de um gás real podem ter a velocidade reduzida permitindo que o gás se expanda (moléculas se separam), trabalhando contra as forças atrativas. Assim elas passam a ter velocidade média mais baixa = Efeito Joule-Thomsom. 
Equações de Estado dos gases reais
	Equação do virial (equação geral para descrever gases reais), onde os termos B, C são chamados segundo coeficiente do viral, terceiro coeficiente do virial, etc e dependem da temperatura. 
	Equação de van der Walls (equação apriximada para um gás real) onde os parâmetros a (atrações) , b (repulsões), independentes da temperatura são determinados experimentalmente. Rearranjando a equação, temos:
E o fator de compressão fica:
	Para um gás ideal, a e b = 0 e Z = 1. Pode-se ver que Z > 1 quando a atração é pequena e a repulsão é apreciável e o contrário também é válido. 
	Resumindo tudo o que foi visto, temos que um gás é um grande número de moléculas em movimento aleatório incessante. A velocidade média – e o espalhamento das velocidades – das moléculas aumenta com a temperatura e diminui com a massa molecular. Como a separação média das moléculas é muito grande, as forças intermoleculares tem efeito pequeno e as moléculas se deslocam em trajetórias lineares até colidir com outras moléculas ou com as paredes do vaso. Entretanto, as forças intermoleculares não são completamente desprezíveis e as repulsões aumentam o volume molar (numa dada P e T) e as atrações diminuem o volume molar. Em gás real o efeito que domina depende das intensidades relativas dos dois tipos de interação (repulsiva ou atrativa).