RESUMO GASES

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CAMPUS CARIACICA
Nathálya Cosme Viganô
Química Geral e Prática
Teoria dos Gases
Introdução
Os gases são a forma de matéria mais facilmente entendida. Os gases tem propriedades químicas diferentes, mas se tratando de propriedades físicas são bastante similares. Por exemplo, o ar que respiramos, é uma mistura de gases formada por oxigênio, O2, e nitrogênio, N2. Os dois possuem propriedades químicas bastante diferentes.
Características dos gases
O exemplo mais apropriado para falar das características dos gases é a atmosfera da Terra. O ar é uma mistura complexa de muitas substâncias simples, atômicas por natureza ou consistindo em moléculas pequenas. O ar, compõe-se de 78% de nitrogênio e 21% de oxigênio.
Os gases também são altamente compressíveis: quando se aplica pressão a um gás, seu volume diminui rapidamente. Os gases formam misturas homogêneas entre si independentemente das identidades ou proporções relativas dos gases componentes. 
As propriedades características dos gases resultam do fato de as moléculas individuais estarem relativamente bem separadas. Os diferentes gases comportam-se de forma similar, mesmo que eles sejam compostos de moléculas diferentes.
Pressão
Pressão transmite a ideia de força, um empurrão que tende a mover algo em determinada direção. A pressão, P, é a força, F, que age em certa área, A. 
Os gases exercem pressão em uma superfície com a qual estão em contato. O gás em um balão inflável, por exemplo, exerce pressão na superfície interna do balão.
Pressão atmosférica e o barômetro:
A existência da pressão atmosférica pode ser determinada com uma garrafa de plástico vazia de água ou de refrigerante. Se você tirar o ar de uma garrafa vazia com a boca, a possibilidade é que ela se feche parcialmente. Quando você quebra o vácuo parcial que criou, a garrafa volta à sua forma original. A atmosfera está exercendo certa força do lado de fora da garrafa que é maior que a força dentro da garrafa quando parte do gás é sugado. A pressão atmosférica real em qualquer local depende das condições do tempo e da altitude.
O cálculo da pressão atmosférica é feito da seguinte forma: a força, F, exercida por qualquer objeto é o produto de sua massa, m, pela aceleração, a. A aceleração produzida pela gravidade da Terra é 9,8 m/s^2. A unidade SI para a força é kgm/s2.
Para provar que a atmosfera tem peso utiliza-se o barômetro. Um tubo de vidro com mais de 760 mm de comprimento, fechado em uma ponta, é completamente cheio com mercúrio e invertido dentro de um prato que contém mais mercúrio. Deve-se ter cuidado para que o ar não entre no tubo. Parte do mercúrio escorre quando o tubo é invertido, mas uma coluna de mercúrio permanece no tubo. A altura da coluna de mercúrio é uma medida da pressão atmosférica; logo, ela variará à medida que a pressão varie.
A pressão atmosférica padrão, que corresponde à pressão típica no nível do mar, é suficiente para suportar uma coluna de mercúrio de 760 mm de altura. A pressão atmosférica padrão define algumas unidades comuns, que não são do SI, usadas para expressar as pressões de gases, como a atmosfera (atm) e o milímetro de mercúrio (mm Hg).
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kP
Podemos usar vários dispositivos para medir as pressões em gases em sistemas fechados. Os calibradores de pneus, por exemplo, medem a pressão do ar nos pneus de automóveis e bicicletas. Nos laboratórios usamos, algumas vezes, um dispositivo chamado manômetro. Um manômetro opera baseado em um princípio similar ao barômetro.
As leis dos gases
Os experimentos com grande número de gases revelam que são necessárias quatro variáveis para definir a condição física, ou estado, de um gás: temperatura, T; pressão, P; volume, V; e quantidade de gás, geralmente é expressa em quantidade de matéria, n. As equações que expressam as relações entre T, P, V e n são conhecidas como leis dos gases.
Relação pressão-volume: lei de Boyle
O químico Robert Boyle investigou a relação entre a pressão de um gás e seu volume. Quando um volume de gás é comprimido, a pressão do gás aumenta. Para realizar seus experimentos com gases, Boyle prendeu uma quantidade de gás em um tubo atrás de uma coluna de mercúrio. Ele descobriu que o volume do gás diminuía conforme a pressão aumentava. 
A lei de Boyle afirma que o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à temperatura constante é inversamente proporcional à pressão. Quando duas medidas são inversamente proporcionais, uma torna-se menor à medida que a outra se torna maior. Matematicamente a lei de Boyle é expressa da seguinte maneira:
O valor da constante depende da temperatura e da quantidade de gás na amostra.
Relação temperatura- volume: lei de Charles
A relação entre volume de gás e temperatura foi descoberta em 1787 pelo cientista francês Jacques Charles. O volume de certa quantidade fixa de gás a pressão constante aumenta linearmente com a temperatura. Portanto, a lei de Charles pode ser expressa como volume de certa quantidade fixa de gás mantido a pressão constante é diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta. O valor da constante depende da pressão e da quantidade de gás. Matematicamente, a Lei de Charles assume a seguinte forma:
Relação quantidade- volume: lei de Avogadro
A lei de Avogadro resulta da hipótese de Avogadro: o volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás. Portanto, se dobrar a quantidade de matéria do gás, o volume também dobra se T e P permanecerem constantes.
A equação do gás ideal
Um gás ideal é um gás hipotético cujos comportamentos da pressão, do volume e da temperatura são completamente descritos pela equação do gás ideal. A equação do gás ideal é dada por:
O termo R na equação do gás ideal é chamado constante dos gases. O valor e a unidade de R dependem das unidades de P, V, n e T. A temperatura deve sempre ser expressa como temperatura absoluta. A quantidade de gás, n, é normalmente expressa em mols. As unidades escolhidas para pressão e volume são geralmente atm e litros. 
A equação do gás ideal explica adequadamente as propriedades da maioria dos gases sob várias circunstâncias. Entretanto, ela não é exatamente correta para um gás real.
Relacionando a equação do gás ideal e as leis dos gases:
A equação do gás ideal e as leis dos gases estão relacionadas:
Representa-se as condições inicial e final de pressão, temperatura e volume pelos índices inferiores 1 e 2.
Aplicações adicionais da equação do gás ideal
A equação do gás ideal pode ser usada para definir a relação entre a densidade de um gás e a respectiva massa molar e para calcular os volumes de gases formados ou consumidos em reações químicas.
Densidade de gases e massa molar:
A equação do gás ideal tem muitas aplicações ao medir e calcular a densidade do gás. A densidade tem unidades de massa por unidade de volume. Podemos ordenar a equação dos gases para obter a quantidade de matéria por unidade de volume. A densidade, d, de um gás é dada pela expressão:
Onde M é a massa molar, que é o número de gramas em 1 mol. A equação da densidade de um gás depende da pressão, de sua massa molar e de sua temperatura. Quanto maiores a massa molar e a pressão, menos denso o gás. Apesar de os gases formarem misturas homogêneas independentemente de suas identidades, um gás menos denso se localizará acima de um gás mais denso na ausência de mistura. 
A equação da densidade dos gases também pode ser reorganizada para que se ache a massa molar massa molar das moléculas de gás.
Volumes de gases em reações químicas:
Entender as propriedades de gases é importante porque os gases são muitas vezes reagentes ou produtos nas reações químicas. Por essa razão, geralmente estamos diante de cálculos de volumes de gases consumidos ou produzidos nas reações. Vimos que os coeficientes em equações químicas balanceadas fornecem as quantidades relativas (em mols)de reagentes e produtos em certa reação. A quantidade de matéria de um gás, por sua vez, está relacionada com P, V e T.
Mistura de gases e pressões parciais
De acordo com os estudos de John Dalton a pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho. A pressão exercida por um componente em particular de certa mistura de gases é chamada pressão parcial daquele gás, e a observação de Dalton é conhecida como lei de Dalton das pressões parciais. A lei de Dalton é escrita como: 
Essa equação implica que cada gás na mistura comporta-se de forma independente. Designa de n1, n2, n3 a quantidade de matéria de cada um dos gases na mistura, e de n a quantidade de matéria total do gás (nt = n1 + n2 + n3 +... ).
Todos os gases na mistura estão à mesma temperatura e ocupam o mesmo volume. Consequentemente obtemos a equação:
) 
Dessa forma, a pressão total a temperatura e volume constantes é determinada pela quantidade de matéria total do gás presente, independentemente de esse total representar apenas uma substância ou uma mistura.
Pressões parciais e frações em quantidade de matéria:
Cada gás em uma mistura comporta-se de forma independente, dessa forma podemos relacionar a quantidade de certo gás em uma mistura com sua pressão parcial. Para um gás ideal, P = nRT/V, e portanto pode ser escrita da seguinte maneira:
A razão n1/nt é chamada fração em quantidade de matéria do gás 1, que é representado por X1. A fração em quantidade de matéria ou fração em mol, X, é um número sem dimensão que expressa a razão entre a quantidade de matéria de certo componente e a quantidade de matéria total na mistura.
Sendo assim, a pressão parcial de um gás em uma mistura é sua fração em quantidade de matéria multiplicada pela pressão total.
Coletando gases sobre a água:
Um experimento muito comum na química envolve determinar a quantidade de matéria do gás coletado a partir de uma reação química. Algumas vezes esse gás é coletado sobre a água.
O volume de gás coletado é medido ao se levantar ou abaixar o béquer quanto necessário até que os níveis de água dentro e fora dele sejam os mesmos. Quando se satisfaz essa condição, a pressão dentro do béquer é igual à pressão atmosférica do lado de fora. A pressão total dentro do béquer é a soma das pressões do gás coletado e de vapor da água em equilíbrio com a água líquida. A equação que calcula esta pressão é a seguinte:
Teoria Cinética Molecular
Para entender as propriedades físicas dos gases foi criada a teoria cinética molecular, onde este modelo explica resumidamente que:
•	Os gases consistem em grande número de moléculas que estão em movimento contínuo e aleatório.
•	O volume de todas as moléculas do gás é desprezível comparado ao volume total no qual o gás está contido.
•	As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis.
•	A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões, mas a energia cinética média das moléculas não varia com o tempo, desde que a temperatura do gás permaneça constante, ou seja, as colisões são perfeitamente elásticas.
•	A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta. Para certa temperatura, as moléculas de todos os gases têm a mesma energia cinética média.
A teoria cinética molecular explica tanto a pressão quanto a temperatura em nível molecular. A pressão de um gás é provocada pelas colisões das moléculas com as paredes do recipiente. A magnitude da pressão é determinada tanto pela frequência quanto pela força com que as moléculas batem nas paredes.
A temperatura absoluta de um gás é uma medida da energia cinética média de suas moléculas, ou seja, se dois gases diferentes estão à mesma temperatura, suas moléculas têm a mesma energia cinética média. Caso a temperatura absoluta de um gás é dobrada, a energia cinética média também dobra. Dessa forma, o movimento molecular aumenta com o aumento da temperatura.
Apesar das moléculas em uma amostra de gás terem uma energia cinética média, velocidade média também, as moléculas individuais movem-se a velocidades variadas. As moléculas em movimento sofrem colisões frequentes com outras moléculas. O momento é conservado em cada colisão, mas uma das moléculas que estiver colidindo pode ser desviada a alta velocidade enquanto a outra praticamente para deu uma só vez.
Aplicação das leis de gases:
As observações a respeito das propriedades dos gases são entendidas a partir da teoria cinética molecular. Alguns exemplos explicam estas questões:
1- O efeito de um aumento de volume a temperatura constante: temperatura constante significa que a energia cinética média das moléculas dos gases permanece inalterada. Mas, se o volume aumenta, as moléculas devem mover-se por uma distância maior entre as colisões. Dessa forma, existem menos colisões por unidade de tempo com as paredes do recipiente, por exemplo, e a pressão diminui.
2- O efeito do aumento da temperatura a volume constante: aumento na temperatura significa aumento na energia cinética média das moléculas. Se não existe variação no volume, haverá mais colisões com as paredes de um recipiente por unidade de tempo. Além disso, a variação no momento em cada colisão aumenta.
Efusão e Difusão Molecular
O fenômeno da efusão consiste na fuga das moléculas de gás por buracos minúsculos para um espaço evacuado. Já o fenômeno da difusão é o espalhamento de uma substância pelo espaço ou por uma segunda substância. Por exemplo, as moléculas de perfume que se difundem por uma sala.
Lei da efusão de Graham:
A taxa de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Considerando dois gases à mesma temperatura e pressão em recipientes com buracos idênticos feitos por alfinete. Se as taxas de efusão de duas substâncias são r1 e r2, e suas respectivas massas molares são M1 e M2, a lei de Graham afirma:
 
A equação compara as taxas de efusão desses dois gases diferentes sob condições idênticas, indicando que o gás mais leve efunde-se mais rapidamente.
Difusão e caminho médio livre:
A difusão, assim como a efusão, também é mais rápida para moléculas mais leves que para as mais pesadas. A difusão dos gases é muito mais lenta que as velocidades moleculares relativas às colisões moleculares. Essas colisões ocorrem com bastante frequência para um gás à pressão atmosférica - aproximadamente 1010 vezes por segundo para cada molécula. As colisões ocorrem porque as moléculas de gases reais têm volumes finitos.
Por causa das colisões moleculares, a direção de movimento de uma molécula de gás varia constantemente. Portanto, a difusão de uma molécula de um ponto para outro consiste em muitos segmentos retos e curtos porque as colisões golpeiam-nas ao redor em direções aleatórias. Primeiro as moléculas movem-se em uma direção, depois em outra; em um momento à alta velocidade, no próximo instante à baixa velocidade.
A distância média percorrida por uma molécula entre as colisões é chamada caminho médio livre. O caminho médio livre varia com a pressão, ou seja, em alta pressão o caminho médio livre é curto; e em baixa pressão o caminho médio livre é longo.
Gases reais: desvios do comportamento ideal
Os gases reais desviam do comportamento ideal e esses desvios ocorrem primeiramente em altas pressões. A altas pressões o desvio de comportamento ideal (PV/RT = 1) é grande e diferente para cada gás. Entretanto, a baixas pressões (geralmente abaixo de 10 atm), o desvio de gás ideal é menor e pode-se usar a equação do gás ideal sem que sejam gerados erros sérios.
O desvio do comportamento ideal também depende da temperatura. À medida que a temperatura aumenta, as propriedades do gás aproximam-se mais das de um gás ideal. Em geral, os desvios de comportamento ideal aumentam conforme a temperatura diminui, tornando-se significante próximo à temperatura na qual o gás é convertido em líquido. 
 As suposições básicas da teoria cinética molecular fornecem-nos uma compreensãoclara de por que os gases reais desviam do comportamento ideal. As moléculas de um gás ideal supostamente não ocupam espaço e não se atraem. Entretanto, as moléculas reais têm volumes finitos e eles se atraem.
A temperatura determina quão efetivas são as forças atrativas entre as moléculas de gás. A medida que o gás é resfriado, a energia cinética média diminui, enquanto as atrações intermoleculares permanecem constantes. De certo modo, o resfriamento de um gás impede que as moléculas tenham a energia de que elas precisam para vencer suas influências atrativas mútuas.
A equação de van der Waals:
A equação de van der Waals foi desenvolvida para determinar o comportamento dos gases reais. Van der Waals identificou que, para um gás real, a expressão do gás ideal teria de ser corrigida para o volume finito ocupado pelas moléculas de gás e para as forças atrativas entre as moléculas de gás. Ele introduziu duas constantes, a e b, para fazer as correções.
A constante de van der Waals b é uma medida do volume real ocupado por um mol de moléculas de gás; b tem unidades de L/ mol. A constante de van der Waals a tem unidades L2 atm/mol2. A magnitude de a reflete a força com que as moléculas de gás se atraem.
A equação de Van der Waals é uma equação de estado para gases que modifica a equação do gás ideal para explicar o volume molecular intrínseco e as forças moleculares.