Química para Professores de Física I

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Química para Professores de Física I
Docente: Ricardo José Rodrigues Ferreira
Discente: Bhrendo Marques Vieira
Licenciatura em Física
RESUMO GASES
1. Lei de Boyle.
Lei de Boyle ou Lei de Boyle-Mariotte: Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão. Isso significa que se dobrarmos a pressão de um gás, seu volume reduzirá pela metade e assim por diante. Quando duas grandezas como essas são inversamente proporcionais, o seu produto é uma constante. 
	P.V = k
Onde k = constante.
Assim, se em uma primeira situação temos o valor da pressão de determinado gás como sendo P1 e seu respectivo volume como V1, então temos que:
	P1 . V1 = k
Se aumentarmos essa pressão para P2, seu volume também será alterado para V2 e novamente teremos que:
	P2 . V2 = k
Desse modo, chegamos à conclusão:
	P1 . V1 =  P2 . V2
2. Lei de Charles.
é aplicada para transformações gasosas onde a pressão é mantida constante. Portanto, a relação entre volume e temperatura é estabelecida por esta lei. O primeiro resultado importante desses estudos foi a descoberta que o coeficiente de expansão é aproximadamente o mesmo para diversos gases sob um mesmo intervalo de temperatura, podemos dizer hoje que esses gases são aqueles com comportamento próximo ao ideal. A relação entre a variação do volume e a variação de temperatura pode ser equacionada utilizando o coeficiente de expansão da seguinte forma:
 ΔV=c⋅V0⋅ΔT
Onde V0 é o volume inicial do gás, ΔV e ΔT são respectivamente a variação do volume e temperatura e c é coeficiente de expansão cujo valor aceito hoje é 1273,15oC. A equação acima permite que, conhecendo o estado inicial de um gás possamos prever o estado final após transformações isobáricas.
Utilizando a temperatura de 0 ºC como temperatura de referência temos:
V=c⋅V0⋅T+V0
Fazendo V = 0:
0=V0⋅(c⋅Tmin+1)
−1=c⋅Tmin
Tmin=−1c
Desta forma Kelvin postulou o zero absoluto e propôs uma escala absoluta de temperatura, que hoje chamamos de escala Kevin, onde 0 K = -273,15 ºC e 273,15 K = 0 ºC.
Utilizar a temperatura na escala absoluta simplifica todas as expressões para gases, a Lei de Charles pode então ser escrita da seguinte forma:
V=kT
Onde k é uma constante de proporcionalidade e a temperatura T é dada em Kelvin. Alternativamente pode-se relacionar dois estados da seguinte forma:
V1V2=T1T2
3. Lei de Gay Lussac.
A terceira lei de Gay-Lussac, a qual também contou com a participação do cientista francês Jacques Alexandre Cesar Charles, é denominada de transformação isobárica. Ela está relacionada com o comportamento dos gases quando submetidos a uma pressão constante.
De acordo com Lussac, quando um gás é colocado em um recipiente a uma pressão constante, verifica-se que, se o volume for modificado, ocorrerá um aumento proporcional da temperatura absoluta desse gás. De forma geral, segundo a lei de Gay-Lussac, volume e temperatura de um gás sempre serão diretamente proporcionais, desde que a pressão seja constante. Assim, aumentando o volume, aumenta-se a temperatura; diminuindo o volume, diminui-se a temperatura. Essa lei de Gay-Lussac pode ser empregada pela relação matemática abaixo:
 K = V/T
A partir dessa relação, podemos afirmar que o volume de um gás dividido pela temperatura do gás será sempre igual a uma constante. Por isso, podemos determinar o volume inicial (Vi) ou final (Vf) ou temperatura inicial (Ti) e final (Tf) a que um gás está sendo submetido a partir desta relação matemática:
 Vi/Ti = Vf/Tf
4. Lei Geral dos Gases.
Lei geral dos gases ou lei combinada dos gases é uma lei dos gases que combina a lei de Boyle, a lei de Charles e a lei de Gay-Lussac. Estas leis matematicamente se referem a cada uma das variáveis termodinâmicas com relação a outra enquanto todas as demais se mantenham constantes. A lei de Charles estabelece que o volume e a temperatura são diretamente proporcionais entre si, sempre e quando a pressão se mantenha constante. A lei de Boyle afirma que a pressão e o volume são inversamente proporcionais entre si a temperatura constante. Finalmente, a lei de Gay-Lussac introduz uma proporcionalidade direta entre a temperatura e a pressão, sempre e quando se encontre a um volume constante. A interdependência destas variáveis se mostra na lei combinada dos gases, que estabelece claramente que:
A relação entre o produto pressão-volume e a temperatura de um sistema permanece constante.
Matematicamente pode formular-se como:{\displaystyle \qquad {\frac {PV}{T}}=K}
onde:
· P é a pressão
· V é o volume
· T é a temperatura absoluta (em kelvins)
· K é uma constante (com unidades de energia dividido pela temperatura) que dependerá da quantidade de gás considerado.
Outra forma de expressar-se é a seguinte:{\displaystyle \qquad {\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}}
onde pressão, volume e temperatura sejam medidas em dois instantes distintos 1 e 2 para um mesmo sistema.
Em adição à lei de Avogadro ao resultado da lei geral dos gases se obtém a lei dos gases ideais.
5. Hipótese de Avogrado.
A Lei de Avogadro, também denominada Hipótese de Avogadro, pode ser enunciada da seguinte maneira:
“Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, apresentam a mesma quantidade de matéria em mol ou moléculas.”
Conforme foi comprovado pelo cientista Jean Perin, tendo como embasamento os estudos de Avogadro, determinou, 1 mol de qualquer gás contém 6,02 . 1023 moléculas (Constante de Avogadro ou número de Avogadro). Assim, se 1 mol de qualquer gás contém a mesma quantidade de moléculas, o volume ocupado também será o mesmo, desde que esteja nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Quando Avogadro realizou experimentos para determinar quantitativamente esse volume, ele os realizou nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), em que a temperatura é de 273k e a pressão é de 1 atm. Assim, ele determinou que o volume molar, ou seja, o volume ocupado por um mol de qualquer gás, na CNTP é igual a 22,4L.
6. Lei de Daton
A lei de Dalton diz que: A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases que compõem a mistura.
 PTOTAL = P1 + P2 + P3 + ...  ou   PTOTAL = ΣP
É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás não é a pressão que ele exercia antes de entrar na mistura, quando estava isolado, mas corresponde à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro da mistura.
7. Equação de Clapeyron
A equação de Clapeyron é derivada de três leis empíricas, isto é, leis que foram determinadas a partir de experimentos. Tais leis explicam o comportamento dos gases em transformações gasosas isovolumétricas (lei de Gay-Lussac), isobáricas (lei de Charles) e isotérmicas (lei de Boyle). De acordo com essas leis:
nas transformações isovolumétricas, a razão entre pressão e temperatura termodinâmica de um gás ideal permanece constante;
nas transformações isobáricas, a razão entre o volume e a temperatura termodinâmica de um gás ideal é constante;
nas transformações isotérmicas, o produto da pressão pelo volume de um gás ideal permanece constante.
P – Pressão (Pa – pascal)
V – Volume do gás (m³)
T – Temperatura termodinâmica do gás (K – kelvin)
A partir das três leis acima, a equação de Clapeyron determina qual é o valor dessa constante (K) obtida em cada uma das transformações citadas. Segundo a equação de Clapeyron, essa constante é igual ao número de mols multiplicada por uma constante R, conhecida como constante universal dos gases ideais, e igual à constante de Boltzmann multiplicada pelo número de Avogadro.
 
8. Lei de Graham
A lei de Graham diz que a velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada
de sua densidade.
 
Ou seja, quanto menos denso for o gás, maior será sua velocidade de difusão e efusão.  É claro que essa relação se dá a partir da constatação de que ambos os gases estão em uma mesma temperatura e pressão, o que nos leva à outra conclusão: nessas condições, as relações entre as densidades de dois gases são iguais à relação entre as suas massas molares.
Gás 1   Gás 2
T1 = T2
E1 = E2
·A energia cinética é dada pela fórmula: m . v2/2. Então, temos:
Gás 1   Gás 2
m1. v12 = m2. V22
2             2
m1. v12 = m2. v22
v12 = m2
v22    m1
Considerando que “m” é a massa molecular ou molar (M) de cada gás, teremos:
Isso nos mostra que a massa molar do gás também interfere na sua velocidade, pois quanto menor for essa massa, mais fácil será para o gás realizar a difusão ou a efusão.