Estudo dos gases - Química para Ensino Médio

Prévia do material em texto

Gases
Gás ideal
(l  g)
Ligação de H
- Na fase gasosa as partículas estão distantes o suficiente para não ocorrer interações;
- Mas eventualmente essas partículas colidem, ocorrendo interação;
- Em baixas pressões e altas temperaturas, a frequência de colisões diminui. Logo, todo gás se comporta de maneira semelhante;
- Dizemos que nessas condições temos gás com comportamento próximo a um gás ideal.
Temperatura ambiente = próximo de gás ideal
Por isso não existe gás ideal
Teoria cinética dos gases
Como se refere aos gases ideais, falamos em partículas (não átomos/moléculas);
As partículas são infinitamente menores que a distância entre elas e as interações são desprezíveis;
Deslocamento rápido e retilíneo das partículas, colidindo entre si e com as paredes do recipiente de forma perfeitamente elástica (não perde energia);
Ecinética ∝ T;
Baixa frequência de colisão
Energia cinética média
Todo gás ideal a mesma temperatura possui mesma energia cinética média
Fase de agregação vs. Estado físico
Fase de agregação
Estado físico
Sólido – Líquido – Gasoso 
Variáveis de estado
CNTP (Condições normais de temperatura e pressão)
*Vm = 22,4 L/mol
** Vm = 22,71 L/mol
Gases com P, V e T iguais, estão no mesmo estado físico. Logo:
Hipótese de Avogadro: “Diferentes gases, no mesmo estado físico, possuem a mesma quantidade de matéria e o mesmo número de moléculas”
Exercícios
2. Julgue as alternativas:
( ) Todas as interações em todos os sistemas são desprezíveis, logo todas as substâncias são consideradas próximas ao ideal.
( ) Em meios líquidos, não há interações intermoleculares, por isso dizemos que esses sistemas são próximos ao ideal.
( ) Diferentes dos sólidos e líquidos, os gases (a baixas pressões e altas temperaturas) possuem interações desprezíveis, por isso os tratamos como gases ideais.
( ) A distância entre as partículas é infinitamente menor que as próprias partículas.
( ) O choque que ocorrem no estado gasoso são perfeitamente inelásticos.
( ) Nas mesmas condições de temperatura e pressão, cada gás possui um volume específico, pois seu volume depende de sua massa molar.
Leis empíricas dos gases
Lei de Boyle (T = cte);
Lei de Charles (P = cte)
Lei de Gay-Lussac (V = cte)
Todos os experimentos mantém massa constante
Lei de Boyle
Transformação isotérmica
Exemplo
Lei de Charles
Transformação isobárica
Exemplo
Lei de Charles
Transformação isovolumétrica/isocórica
Exemplo
Equação geral dos gases
Para massa constante (observando a idealidade), observa-se que:
Logo:
Exemplo
Equação de Clapeyron
Aqui podemos considerar diferentes quantidades de matéria.
Exemplo
Densidade do gás