gases ideais - 2020

Prévia do material em texto

Gases Ideais e Reais
Renata Ferreira Lins
❖ Conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente e
aleatório, com velocidades que aumentam quando a temperatura se
eleva.
Gases nas condições normais de pressão e temperatura
Características gerais dos gases
➢Os gases são altamente compressíveis e ocupam o volume total de seus
recipientes.
➢Quando um gás é submetido à pressão, seu volume diminui.
➢Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros gases.
➢Os gases ocupam somente cerca de 0,1 % do volume de seus recipientes.
Fórmula Nome Características
HCN Cianeto de hidrogênio Muito tóxico, odor leve de amêndoas azedas 
H2S Sulfeto de hidrogênio Muito tóxico, cheiro de ovo podre
CO Monóxido de carbono Tóxico, sem cor e sem cheiro
CO2 Dióxido de carbono Sem cor e sem cheiro
CH4 Metano Sem cor, sem cheiro, inflamável
C2H4 Etileno Sem cor, frutas maduras
C3H8 Propano Sem cor; gás engarrafado
N2O Óxido nitroso Sem cor; cheiro doce, gás hilariante
NO2 Dióxido de nitrogênio Tóxico, marron-avermelhado, odor irritante
NH3 Amônia Sem cor, odor pungente
SO2 Dióxido de enxofre Sem cor, odor irritante
Alguns compostos comuns que são gases a temperatura ambiente
Gases Ideais - Critérios
➢ As moléculas devem estar muito afastadas uma das outras, e o seu
volume deve ser grande;
➢Essas moléculas não são pertubadas por forças intermoleculares;
➢As pressões são baixas (p 0), garantindo que as moléculas estão muito
afastadas uma das outras.
Os estados dos Gases
O estado de um gás, é definido pelos valores do volume que o gás ocupa, da
quantidade de substância (número de moles), da pressão e da temperatura.
),,( nVTfp 
Equação de estado que estabelece uma relação bem determinada entre
estas quatro variáveis.
nRTpV 
Equação de estado do gás perfeito
Pressão, P
 É a força que um gás exerce sobre a uma determinada área:
,
A
F
p  unidade: 2m
N
p  = 1 Pa
 A origem da força exercida por um gás,
sobre as paredes do recipiente, é a sequência
incessante de colisões das moléculas com o
recipiente.
Pº = 1 bar
Unidades de pressão
1 Pa 1 Nm-2
1 bar 1 X 105 Pa
1 torr (ou 1mmHg) 133,32 Pa
1 atm (ou 760 torr) 1,01 X 105 Pa
Conversões de Unidades de Pressão
1 atm = 760 mmHg (exatamente) = 101,325 Kilopascals (KPa) = 1,01325 bar
ou
1 bar= 1x105 Pa (exatamente) = 1 x 102 kPa = 0,98692 atm
1. Converta uma pressão de 635 mmHg para seu valor correspondente nas unidades
de atmosfera (atm), bar e kilopascal (kPa). R: 0,836 atm , 0,846 bar , 84,6 kPa
Medidas de Pressão, P
Barômetro – Mede a pressão exercida pela atmosfera
❖ Quando a coluna de mercúrio está em
equilíbrio mecânico com a atmosfera, a pressão
na base da coluna será igual a pressão
atmosférica, então a altura da coluna será
proporcional à pressão externa.
A
F
p  mgF  Vm  hAV . Ahm 
AhgF 
A
Ahg
p

 hgp 
Medidas de Pressão, P
Barômetro – Mede a pressão exercida pela atmosfera
➢A pressão atmosférica padrão é a pressão
necessária para suportar 760 mm de Hg em uma
coluna.
➢Unidades: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr =
1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa.
Medidas de Pressão, P
Manômetro – Mede a pressão de uma amostra de gás no interior de um vaso.
pghpextp 
Medidas de Pressão, P
Manômetro – Mede a pressão de uma amostra de gás no interior de um vaso.
)(2)(2)()(32)(
22 vgaqsaq OHCONaClCONaHCl 
Temperatura, T
É a propriedade que nos indica o sentido do fluxo de energia (na forma de calor) através de uma
parede rígida e termicamente condutora
Energia na forma de calor
Fronteira diatérmica Temperatura iguais
Temperatura 
Baixa
Temperatura 
Alta
A
B C
Lei zero da termodinâmica
15,273/º/  CKT 
Escalas Termométricas
Conversoes entre escalas
As leis empíricas dos gases
A equação de estado de um gás a baixa pressão foi elaborada pela combinação de
várias leis empíricas. Examinaremos essas leis e depois mostraremos com se
combinam na equação de estado
nRTpV 
Lei de Boyle – Robert Boyle - 1661
A pressão e o volume de uma amostra fixa de gás, a temperatura constante,
estão relacionados:
teconspV tan
(a) (b)
V
p
1

• Em que n (quantidade de gás) e T (temperatura) são
constantes
• O símbolo ∞ significa “proporcional a”
• Quando duas quantidades são proporcionais entre si,
elas podem ser equacionadas se for introduzida uma
constante de proporcionalidade.
Lei de Boyle – Robert Boyle - 1661
Os experimentos de Boyle-Mariotte podem ser facilmente realizados em um laboratório de
escola usando um tubo capilar de vidro ou de plástico.
Isotermas de Boyle
 Cada curva do gráfico corresponde a uma
temperatura fixa e é chamada de isoterma. De
acordo com a lei de Boyle as isotermas dos gases
são hipérboles.
 A lei de Boyle se aplica a todos os gases
independente de sua natureza deste que a sua pressão
seja baixa.
Lei de Boyle – Robert Boyle - 1661
Explicação Molecular: Quando uma
amostra de gás é comprimida à metade de
seu volume inicial, atingirão as paredes do
recipiente duas vezes mais moléculas do que
antes da compressão, então a força média
sobre as paredes dobra, logo temos a
relação: pV= constante.
Lei de Boyle (Aplicação)
Soltar balão de borracha preenchido com hélio, desses comprados em
parques de diversão ou centro de compras, para vê-lo subir ao ar livre.
Entretanto, ao chegar a uma certa altura (muitas vezes ainda ao nosso
alcance visual), ele estoura. Por que isso ocorre?
Considerando que a temperatura do gás seja constante durante a subida,
podemos aplicar a Lei de Boyle. Quanto maior for a altitude, menor será a
pressão sobre o balão e, consequentemente, maior o volume.
Lei de Charles ou Lei de Gay-Lussac
Variação do volume de uma amostra fixa de gás com a pressão constante.
Descobriram que o volume crescia linearmente com a temperatura, qualquer
que fosse a natureza do gás, desde que a pressão fosse baixa.
Lei de Charles ou Lei de Gay-Lussac
Isóbaras: Curvas que dão a
variação de uma propriedade a
pressão constante.
V = constante x T
Quando os gráficos são extrapolados para
temperaturas muito baixas, todos eles atingem
volume zero na mesma temperatura -273,15 ºC
(limite absoluto de temperatura)
Lei de Charles ou Lei de Gay-Lussac
Variação da pressão de uma amostra fixa de gás com a temperatura, a volume
constante:
Explicação Molecular: Está no aumento da velocidade média das moléculas do
gás quando se eleva a temperatura. As moléculas então colidem com as paredes
com mais frequência e também com maior impacto. Por isso exerce maior
pressão sobre as paredes do recipiente
p = constante x T
Lei de Charles ou Lei de Gay-Lussac
Um pneu velho e desgastado, após rodar grandes distâncias em um dia quente
pode estourar. Como podemos explicar isso?
Ao rodar grandes distâncias, o pneu e o ar nele contido sofrem aquecimento.
De acordo com o que acabamos de analisar, isso acarreta aumento da pressão
interna. Esse aumento pode prosseguir até que a parede do pneu, fragilizada
devido ao desgaste, seja rompida.
Volume Molar, Vm
É o volume ocupado por um mol de moléculas, numa certa pressão e numa
certa temperatura constante. O volume de uma amostra de gás é proporcional
ao número de moles presentes e que a constante de proporcionalidade é
independente da identidade do gás
n
V
Vm 
Princípio de Avogadro: Volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e
pressão, contêm o mesmo número de partículas (tanto moléculas quanto átomos, dependendo da
composição do gás.
Volume molar de alguns
gases em L/mol (0ºC e 1 atm
de pressão)
V = constante x n
Hipótese de Avogadro
22,4 L de qualquer gás a 0
o
C contém 
6,02 x 10
23
moléculas de gás. (CNTP)
A equação do gás ideal
Considere as três leis dos gases:
Lei de Boyle:
Lei de Charles:
Lei de Avogadro:
Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:
Considere as três leis dos gases:
Lei de Boyle:
Lei de Charles:
Lei de Avogadro:
(constantes n, T)
(constantes n, P)
(constantes P,T)
Lei dos gases perfeitos
nRTpV 
Onde: R é a constante de proporcionalidade (constante dos gases perfeitos).
Um número que você pode usar para correlacionar as propriedades de um gás
Constante dos gases perfeitos em várias unidades
8,31447 JK-1mol-1
8,20574 X 10-2 L atm K-1mol-1
8,31447 X 10-2 L bar K-1 mol-1
8,31447 Pam3K-1mol-1
62,364 L torr K-1 mol-1
1,98721 cal K-1mol-1
Importância da equação dos gases perfeitos
Importância: Cálculo das propriedades de um gás em diversas condições...
Ex. Cálculo do volume molar de um gás perfeito nas condições normais
ambientes de temperatura e pressão (CNATP), isto é, 298,15K e 1 bar
(exatamente 10
5
Pa) é facilmente calculado fazendo: è 24,789 Lmol
-1
p
RT
Vm 
Importância: A partir da equação podemos deduzir equações termodinâmicas.
Como por exemplo, entropia e o trabalho dos gases.
Importância da equação dos gases perfeitos
Importância: Calcular a mudança nas condições quando uma quantidade
constante de gás é sujeita a temperaturas e pressões diferentes...
nR
T
Vp

1
11
nR
T
Vp

2
22
2
22
1
11
T
Vp
T
Vp

Importância da equação dos gases perfeitos
Importância: A equação do gás ideal pode ser usada para definir a relação entre
a densidade de um gás e a respectiva massa molar.
A densidade tem unidades de massa por unidades de volume.
Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos:
Quanto maiores a massa molar e a pressão,
mais denso é o gás. Um gás menos denso se
localizará acima de um gás mais denso na
ausência de mistura.
Importância da equação dos gases perfeitos
CO2 tem massa molar maior que o N2 e o O2 e é, consequentemente, mais
denso que o ar. Quando o CO2 é liberado de um extintor de incêndio, como
mostrado na figura, ele cobre o fogo, impedindo o O2 de atingir o material
combustível.
Importância da equação dos gases perfeitos
O fato de que um gás mais quente é menos denso que um gás mais frio explica
porque o ar quente sobe.
Exemplo
Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500K num vaso de
volume constante. Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300K, qual a sua pressão n
temperatura de trabalho, se o seu comportamento for o do gás perfeito?
Misturas dos gases
➢ A atmosfera é uma mistura de nitrogênio, argônio, dióxido de carbono e muitos outros gases.
➢ Uma reação química industrial importante é a síntese da amônia, na qual uma mistura de nitrogênio e
hidrogênio alimenta um reator.
➢ Determinar a contribuição que cada componente da mistura
traz para a pressão total da amostra
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆ H = -92,22 Kj
Fritz Haber (1868 – 1934)
Misturas dos gases
A pressão exercida por uma mistura de gases ideais é a soma das pressões parciais.
Dalton: Pressão parcial é a pressão que cada um exerceria individualmente se
ocupasse o mesmo volume sozinho, nas mesmas condições de temperatura e
pressão.
Misturas dos gases
Pressão exercida por cada gás se estivesse sozinho:
RTnVp aa  RTnVp bb 
Lei de Dalton:
V
RT
nn
V
RTn
V
RTn
ppp ba
ba
ba )( 
Para mais de dois gases:
.... cba pppp
Misturas dos gases (gases reais)
 Frações molares : Relação entre a quantidade de gás em relação ao número
total de moles, n, da amostra: (maneira de expressar a relação entre a pressão
parcial de cada componente e a pressão total da mistura)
n
n
x
j
j  .... cba nnnn
1.... cba xxx
pxp jj 
Misturas dos gases
Vamos encontrar a relação entre a pressão parcial de um gás e a sua fração molar:
Considere a e b como componentes da mistura):
Pressão total (Pa + Pb):
Substituindo em Pa:
V
RT
nn
V
nRT
p ba )( 
V
RTn
p bb 
V
RTn
p aa 
)( ba nn
P
V
RT


px
nn
pn
p a
ba
a
a 


)(
Misturas dos gases
A pressão total de um gás A e B pode ser representada graficamente
pxp
V
nRT
n
n
V
RTn
p jj
jj
j  ))((
Misturas de gases que são apresentadas graficamente
obedece a lei de Raolt. Onde a pressão parcial é
proporcional a sua fração molar vezes a pressão total e
descreve uma trajetória linear.
Exemplo 
O ar é uma fonte de reagentes em muitos processos químicos e físicos: o
oxigênio, por exemplo, é usado na combustão e na respiração e o nitrogênio,
como ponto de partida para a produção da amônia. Para determinar a
quantidade necessária desses gases nessas aplicações, é preciso conhecer as
pressões parciais dos componentes. Uma certa amostra de ar seco com massa
total 1,00g compõe-se quase completamente de 0,76g de nitrogênio e 0,24 g de
oxigênio. Calcule as pressões parciais destes gases quando a pressão total é 1,00
atm.
1ª Etapa: Calcular a quantidade de cada gás presente e a quantidade total da mistura dos gases (MM N2 = 28,02 gmol
-1
e MMO2 = 32,00 gmol
-1
2ª Etapa: Encontre a quantidade total de mols do gás nN2 + nO2
3ª Etapa: Calcule as frações molares
4ª Etapa: Multiplique cada fração molar pela pressão total, 1,00 atm
Obrigada a todos!