QUÍMICA I Gases

Transcrição

1 QUÍMICA I Gases

2 Características 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.

3 Características dos gases

4 Entre as propriedades de um gás medidas com mais facilidade estão temperatura, volume e pressão. A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área: P A gravidade exerce uma força sobre a atmosfera terrestre. F A Pressão A força, F, exercida por qualquer objeto é o produto de sua massa, m, pela aceleração, a: F m. a

5 Pressão A aceleração produzida pela gravidade da Terra é 9,8 m/s 2. Uma coluna de ar de 1 m 2 de seção transversal tem massa de aproximadamente kg. A força exercida pela coluna é: F = ( kg)(9,8 m/s 2 ) = 1 x 105 kg m/s 2 = 1 x 10 5 N (N = Newton, 1 N = kg m / s 2 ). A pressão de uma coluna de ar de 1 m 2 é de 100 kpa. P = F/A = 1 x 10 5 N / 1 m 2 = 1 x 10 5 N/m 2 = 1x 10 5 Pa

6 Pressão

7 Pressão A pressão atmosférica e o barômetro Unidades SI: Para força: 1 N = 1 kg m/s 2 ; Para pressão: 1 Pa = 1 N/m 2. (Pa) = pascal em homenagem a Blaise Pascal. Outra unidade relacionada, usada algumas vezes para expressar pressão, é o bar, que é igual a 10 5 Pa. A pressão atmosférica no nível do mar é aproximadamente 100 kpa ou 1 bar.

8 Pressão A pressão atmosférica e o barômetro No início do século XVII, acreditava-se que a atmosfera não tinha peso. Evangelista Torricelli, discípulo de Galileu, inventou o barômetro para mostrar que a atmosfera tinha peso. A pressão atmosférica é medida com um barômetro. Se um tubo é inserido em um recipiente de mercúrio aberto à atmosfera, o mercúrio subirá 760 mm no tubo.

9 Pressão A pressão atmosférica e o barômetro

10 Torricelli. Pressão A pressão atmosférica e o barômetro A pressão atmosférica padrão, que corresponde à pressão típica no nível do mar, é a pressão necessária para suportar 760 mm de Hg em uma coluna. 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), que é também chamada torr, em homenagem a

11 Pressão Unidades: A pressão atmosférica e o barômetro 1 atm = 760 mmhg = 760 torr 1 torr = 1 mm Hg = 1, Pa = 101,325 kpa.

12 Pressão Exercícios 1- a) Converta 0,357 atm para torr; b) Converta 6,6 x 10-2 torr para atm; c) Converta 147,2 kpa para torr. d) Converta 0,975 atm para Pa e kpa.

13 Pressão As pressões de gases não abertos para a atmosfera são medidas em manômetros. Um manômetro consiste de um bulbo de gás preso a um tubo em forma de U contendo Hg: Se P gas < P atm então P gas + P 2 h = P atm. Se P gas > P atm então P gas = P atm + P h 2.

14 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 a quantidades de gás, geralmente expressa em quantidade de matéria, n. As equações que expressam as relações entre T, P, V e n são conhecidas como leis dos gases.

15 As leis dos gases Relação pressão-volume: lei de Boyle Se a pressão sobre um balão diminui, ele se expande. Essa é a razão pela qual os balões meteorológicos expandemse à medida que sobem para a atmosfera. De modo inverso, quando um volume de gás é comprimido, a pressão do gás aumenta. Robert Boyle investigou inicialmente a relação entre a pressão de um gás e seu volume.

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17 As leis dos gases Relação pressão-volume: lei de Boyle Boyle usou um manômetro para executar o experimento. Ele descobriu que o volume de gás diminuía conforme a pressão aumentava. A Lei de Boyle, que resume essas observações, afirma que: o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à temperarura constante é inversamente proporcional à sua pressão.

18 Relação pressão-volume: lei de Boyle Matematicamente: As leis dos gases O valor da constante depende da temperatura e da quantidade de gás na amostra. Um gráfico de V versus P é um hiperbolóide. Da mesma forma, um gráfico de V versus 1/P deve ser uma linha reta passando pela origem.

19 As leis dos gases Relação pressão-volume: lei de Boyle

20 As leis dos gases Relação temperatura-volume: lei de Charles Sabemos que balões de ar quente expandem quando são aquecidos. O ar mais quente é menos denso que o ar da vizinhança mais frio à mesma pressão Essa difererença de densidade faz com que o balão suba. De maneira inversa, um balão encolhe quando um gás dentro dele é resfriado.

21 Kelvin. As leis dos gases Relação temperatura-volume: lei de Charles A relação entre volume de gás e temperatura foi descoberta em 1787 pelo cientista Jacques Charles. Charles descobriu que o volume de certa quantidade fixa de gás a pressão constante aumenta linearmente com a temperatura. Em 1848 William Thomson (lord Kelvin), propôs uma escala de temperatura absoluta, hoje conhecida como escala

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23 As leis dos gases Relação temperatura-volume: lei de Charles Na escala Kelvin, 0 K, chamado zero absoluto, é igual a - 273,15 o C. Em termos de escala Kelvin, a Lei de Charles pode ser expressa como segue: O volume de certa quantidade fixa de gás mantido à pressão constante é diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta.

24 As leis dos gases Relação temperatura-volume: lei de Charles Portanto, ao se dobrar a temperatura absoluta, o volume do gás dobrará Matematicamente: O valor da constante depende da pressão e da quantidade de gás.

25 reagem são proporções de números inteiros pequenos. As leis dos gases Relação quantidade-volume: lei de Avogadro Conforme adicionamos gás a um balão, ele se expande. O volume de um gás é afetado não apenas pela pressão e temperatura, mas também pela quantidade de gás. A relação entre quantidade de gás e respectivo volume resultou do trabalho de Gay-Lussac e Amadeo Avogadro. A lei de Gay-Lussac de volumes combinados: a uma determinada temperatura e pressão, os volumes dos gases que

26 As leis dos gases Relação quantidade-volume: lei de Avogadro Três anos depois Amadeo Avogadro interpretou a observação de Gay-Lussac propondo o que atualmente é conhecido como hipótese de Avogadro.

27 As leis dos gases Relação quantidade-volume: lei de Avogadro A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão contêm números iguais de moléculas. 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.

28 As leis dos gases Relação quantidade-volume: lei de Avogadro Matematicamente: Portanto, dobrando-se a quantidade de matéria do gás, o volume também dobra se T e P permanecerem constantes. Podemos mostrar que 22,4 L de qualquer gás a 0 C contém 6, moléculas de gás (isto é, 1 mol).

29 As leis dos gases Relação quantidade-volume: lei de Avogadro

30 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:

31 A equação do gás ideal Se R é a constante de proporcionalidade (chamada de constante dos gases), então: Reordenando, temos a equação do gás ideal: R = 0,08206 L atm mol -1 K -1 = 8,314 J mol -1 K -1

32 A equação do gás ideal

33 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. Suponha que temos 1,000 mol de um gás ideal a 1,000 atm e 0,00 o C (273,15 K). De acordo com a equação do gás ideal, o volume do gás é:

34 A equação do gás ideal As condições 0 o C e 1 atm refere-se às condições normais de temperatura e pressão (CNTP). O volume ocupado por 1 mol de um gás ideal nas CNTP, 22,4 L, é conhecido como volume molar de um gás ideal nas CNTP. Então, as CNTP para um gás ideal são: Temperatura: 0 o C ou 273,15 K Pressão: 1 atm Volume molar: 22,4 L

35 A equação do gás ideal Relacionando a equação do gás ideal e as leis dos gases Se PV = nrt e n e T são constantes, então PV = constante e temos a lei de Boyle. Podemos usar a lei de Boyle para determinar como o volume de um gás varia quando sua pressão varia. Uma vez que o produto PV é uma constante quando um gás é mantido com n e T constantes, sabe-se que: PV PV

36 A equação do gás ideal Relacionando a equação do gás ideal e as leis dos gases Onde P 1 e V 1 são os valores iniciais e P 2 e V 2 são os valores finais. Outras leis podem ser criadas de modo similar. Frequentemente deparamos com a situação na qual P, V e T variam enquanto a quantidade de matéria de gás permanece fixa.

37 Relacionando a equação do gás ideal e as leis dos gases Como n é constante nessas condições, a equação do gás ideal é: A equação do gás ideal PV T nr Se representarmos as condições inicial e final de pressão, temperatura e volume pelos índices inferiores 1 e 2, respectivamente, podemos escrever: cons tan te PV 1 n T P2 V n T 2 2 2

38 A equação do gás ideal Exercícios 2- A pressão do gás em uma lata de aerossol é 1,5 atm a 25 ºC. Supondo que o gás dentro da lata obedece à equação do gás ideal, qual seria a pressão se a lata fosse aquecida a 450 ºC? 3- Um balão cheio tem volume de 6,0 L no nível do mar (1,0 atm) e é incitado a subir até que a pressão seja 0,45 atm. Durante a subida a temperatura do gás cai de 22 ºC para -21 ºC. Calcule o volume do balão a essa altitude final.

39 Aplicações adicionais da equação do gás ideal Densidades de gases e massa molar A densidade tem unidades de massa por unidades de volume. Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos: PV n V nm V P RT nrt d PM RT

40 Aplicações adicionais da equação do gás ideal Densidades de gases e massa molar A massa molar de um gás pode ser determinada como se segue: M drt P Volumes de gases em reações químicas A equação ideal dos gases relaciona P, V e T ao número de mols do gás. O n pode então ser usado em cálculos estequiométricos.

41 Uma vez que as moléculas de gás estão tão separadas, podemos supor que elas comportam-se independentemente. John Dalton observou que 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 com lei de Dalton das pressões parciais. Mistura de gases e pressões parciais

42 Mistura de gases e pressões parciais P total P1 P2 P3 Cada gás obedece à equação ideal dos gases: P i n Todos os gases na mistura estão à mesma temperatura e ocupam o mesmo volume, então combinando as equações: i RT V P total n n n RT V

43 Mistura de gases e pressões parciais Exercícios 4- Uma mistura gasosa feita de 6,00 g de O 2 e 9,00 g de CH 4 é colocada em recipiente de 15,0 L a 0 ºC. Qual é a pressão parcial de cada gás e a pressão total no recipiente?

44 Mistura de gases e pressões parciais Pressões parciais e frações em quantidade de matéria Como cada gás em uma mistura comporta-se de forma independente, podemos relacionar a quantidade de certo gás em uma mistura com sua pressão parcial. Para um gás ideal, P = nrt/v, e portanto podemos escrever: P1 1 P t n1rt n RT t / V / V n n t

45 Mistura de gases e pressões parciais Pressões parciais e frações em quantidade de matéria A razão n 1 /n t é chamada fração em quantidade de matéria do gás 1, que representamos por X 1. 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.

46 Mistura de gases e pressões parciais Pressões parciais e frações em quantidade de matéria Reordenando temos: P 1 n n 1 t Pt P1 X1P t onde 1 é a fração em quantidade de matéria (n 1 /n t ).

47 Mistura de gases e pressões parciais Coletando gases sobre a água É comum sintetizar gases e coletá-los através do deslocamento de um volume de água. Para calcular a quantidade de gás produzido, precisamos fazer a correção para a pressão parcial da água. Ptotal Pgás PH 2O

48 Mistura de gases e pressões parciais Coletando gases sobre a água

49 Exercícios 1- A pressão atmosférica típica no topo do monte Everest ( pés) é aproximadamente 265 torr. Converta essa pressão para: atm; mm Hg; pascal; bar. 2- Uma mistura contendo 0,538 mol de He(g), 0,315 mol de Ne(g) e 0,103 mol de Ar(g) é confinada em um recipiente de 7,00 L a 25 ºC. a- Calcule a pressão parcial de cada um dos gases na mistura. b- Calcule a pressão total da mistura.

50 Exercícios 3- Calcule cada uma das seguintes grandezas para um gás ideal: a- O volume de gás, em litros, se 2,46 mol tiver pressão de 1,28 atm à temperatura de -6 ºC; b- A temperatura absoluta do gás na qual 4,79 x 10-2 mol ocupa 135 ml a 720 torr; c- A pressão, em atmosferas, se 5,52 x 10-2 ocupa 413 ml a 88 ºC; d- A quantidade de gás, em mols, se 88,4 L a 54 ºC têm pressão de 9,84 kpa.