Estudo Físico-Químico dos Gases

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1 19/08/009 Estudo Físico-Químico dos Gases Prof. Alex Fabiano C. Campos Gás e Vapor Diagrama de Fase Gás Vapor Gás: fluido elástico que não pode ser condensado apenas por aumento de pressão, pois requer ainda um abaixamento de temperatura. Vapor: fase que pode coexistir em equilíbrio com a fase líquida. Pode ser condensado apenas por aumento de pressão ou abaixamento de temperatura. 1

2 19/08/009 Características dos Gases Os gases tendem a ocupar o volume total de seus recipientes. Apresentam alta compressibilidade e expansibilidade. Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros gases. As forças intermoleculares dos gases são muito pouco intensas. Teoria Cinética Molecular O Gás Ideal Teoria desenvolvida para explicar o comportamento dos gases em condições ideais. Suposições: Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento aleatório constante. O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume do recipiente. As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantes de forma que podem ser desprezadas. A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética total é constante à temperatura constante. A teoria molecular cinética nos fornece um entendimento sobre a pressão e a temperaturas no nível molecular. A pressão de um gás resulta do número de colisões por unidade de tempo nas paredes do recipiente. A ordem de grandeza da pressão é dada pela freqüência e pela força da colisão das moléculas. As moléculas de gás têm uma energia cinética média, cada uma com energia diferente

3 19/08/009 Variáveis de Estado dos Gases 1) Pressão (p) A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área: F p A 1 atm = Pa = 760 mm Hg ) Volume (V) O volume é a porção de espaço ocupada pela massa gasosa. No caso dos gases ideais é o próprio volume do recipiente. 1 L = 1000 ml = 1000 cm 3. 1 m 3 = 1000 L. 3) Temperatura Absoluta (T) Variável diretamente proporcional à energia cinética média das moléculas do sistema. Reflete o grau de agitação das moléculas do sistema. T(K) = t( C) + 73,15 3

4 19/08/009 Transformações Gasosas 1) Lei de Boyle (Isotérmica) Realizada à temperatura constante (T = cte). ) Lei de Charles (Isobárica) Realizada à pressão constante (p = cte). 4

5 19/08/009 3) Lei de Gay-Lussac (Isocórica ou Isovolumétrica) Realizada a volume constante (V = cte). P constante x T ou P T constante 4) Lei Avogadro A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão conterão o mesmo número de moléculas. A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão é diretamenteproporcional à quantidade de matéria do gás. 5

6 19/08/009 Equação de Estado dos Gases Ideais Considere as leis: Lei de Boyle: Lei de Charles: Lei de Avogadro: Constante dos Gases Ideais 6

7 19/08/009 Equação Geral dos Gases Ideais Se PV = n e n e R são constantes, então podemos escrever: P1 V T 1 1 PV T Esta equação vale somente para uma massa fixa de gases ideais. Densidade dos Gases Ideais A densidade por definição relaciona massa e volume. Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos: PV n n V P nm V d PM d PM Em sistemas abertos: p, M e R são constantes. Logo densidade e temperatura são inversamente proporcionais. 7

8 19/08/009 Misturas Gasosas Uma vez que as moléculas de gás estão tão separadas, podemos supor que elas comportam-se independentemente. A Lei de Dalton: em uma mistura gasosa, a pressão total é dada pela soma das pressões parciais de cada componente: P total P1 P P3 Cada gás obedece à equação ideal dos gases: P i ni V Combinando-se as equações: P total V n n n 1 (Pressão parcial) 3 Exercício de Fixação Calcule a pressão total exercida por uma mistura de 8,4 g de eteno e 4,4 g de dióxido de carbono contidos em um recipiente de 5L a 50 0 C. Determine ainda, as pressões parciais dos gases e a composição percentual em volume da mistura. 8

9 19/08/009 Efusão Gasosa A efusão é a evasão de um gás através de um buraco pequeno. Após efusão Lei da Efusão de Graham Considere a mesma quantidade de matéria de dois gases ideais A e B sob mesma temperatura: E média ca E média cb M Av A M Bv B M v A A M v B B Logo: v v A B M M B A A velocidade de efusão de um gás ideal é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Resumindo: gases mais pesados sofrem efusão mais lentamente. 9

10 19/08/009 Exercício de Fixação Um dos processos industriais mais utilizados no enriquecimento de urânio é a separação de seus dois isótopos na forma de hexafluoretos gasosos por meio de uma câmara de efusão. Sabendo-se que a relação entre as velocidades de efusão dos dois tipos de hexafloreto de urânio é 1,0043 e que um dos isótopos é o 38 U 9, determine a massa atômica do outro isótopo de urânio. Difusão e Livre Caminho Médio A difusão de um gás é a sua propagação pelo espaço. A difusão é mais rápida para as moléculas de gás leves. A difusão tem sua velocidade reduzida pelas colisões entre as moléculas de gás. A distância média de uma molécula de gás entre as colisões é denominado livre caminho médio. Quanto maior a concentração de moléculas no sistema e quanto maior o tamanho delas, menor é o livre caminho médio. No nível do mar, o livre caminho médio é aproximadamente cm. Para um sistema contendo N moléculas esféricas de diâmetro d por unidade de volume, o livre caminho médio () é dado pela equação: 1 Nd 10

11 19/08/009 Desvios do Comportamento Ideal: Gases Reais Da equação do gás ideal, temos PV n Para 1 mol de gás, PV/ = 1 para todas as pressões. Em um gás real, PV/ varia significativamente de 1. Quanto maior for a pressão, maior será o desvio do comportamento ideal. Da equação do gás ideal, temos PV n Para 1 mol de gás, PV/ = 1 para todas as temperaturas. Em um gás real, PV/ varia significativamente de 1. Quanto maior for a temperatura, menor será o desvio do comportamento ideal. 11

12 19/08/009 Gases Reais Comportando-se Como Ideais As suposições na teoria cinética molecular mostram onde o comportamento do gás ideal falha : as moléculas de um gás têm volume finito; as moléculas de um gás se atraem. Sob alta pressão, o volume finito dos gases não pode ser desprezado. Sob baixa temperatura, as moléculas têm maior chance de experimentar forças de London Conclusão: Gases reais comportam-se mais aproximadamente ao modelo ideal em situações de BAIXA PRESSÃO E/OU ALTA TEMPERATURA. Equação de van der Waals Adicionamos dois termos à equação do gás ideal: um para corrigir o volume das moléculas e o outro para corrigir as atrações intermoleculares. Os termos de correção geram a equação de van der Waals: a P V b V Correção para o volume das moléculas Correção para a atração molecular em que a e b são constantes empíricas e tabeladas. Forma geral da equação de van der Waals: P V a V b P n a V V nb n 1