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Estudo Físico-Químico dos Gases

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Fases de Agregação da Matéria

Sublimação(sólido emgás ou gásem sólido)

Gás Evaporação(líquido em

gás)Condensação

(gás em líquido)

LíquidoSólido

Congelamento(líquido em sólido)

Fusão (sólidoou vidro em líquido)

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Gás e VaporDiagrama de Fase

Vapor

Gás

• Gás: fluido elástico que não pode ser condensado apenas por aumento depressão, pois requer ainda um abaixamento de temperatura.• Vapor: fase que pode coexistir em equilíbrio com a fase líquida. Pode sercondensado apenas por aumento de pressão ou abaixamento de temperatura.

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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.• Diferentemente de líquidos e sólidos, todos os gases têm o mesmo coeficiente de

dilatação volumétrica.• As forças intermoleculares dos gases são pouco intensas (forças de London).

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Teoria Cinético-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 movimentoaleatório constante.

– O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume dorecipiente.

– As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantesde forma que podem ser desprezadas.

– A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética total éconstante à temperatura constante.

• A teoria molecular cinética nos fornece um entendimento sobre a pressão e atemperaturas no nível molecular.

• A pressão de um gás resulta do número de colisões por unidade de tempo nasparedes do recipiente. A ordem de grandeza da pressão é dada pela freqüência epela força da colisão das moléculas.

• As moléculas de gás têm uma energia cinética média, cada uma com energiadiferente

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Variáveis de Estado dos Gases

1) Pressão (p)

• A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área:

1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg

1 bar = 100000 Pa

1 Pa = 1 N/m2

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2) Volume (V)

• O volume é a porção de espaço ocupada pela massa gasosa. No caso dos gases ideais é o próprio volume do recipiente.

3) Temperatura Absoluta (T)

1 L = 1000 mL = 1000 cm3.1 m3 = 1000 L.

• Variável diretamente proporcional à energia cinética média das moléculas dosistema.

• Reflete o grau de agitação das moléculas do sistema.

T(K) = t(°C) + 273,15

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Transformações Gasosas

1) Lei de Boyle (Isotérmica)

• Realizada à temperatura constante (T = cte).

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2) Lei de Charles (Isobárica)

• Realizada à pressão constante (p = cte).

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3) Lei de Gay-Lussac (Isocórica ou Isovolumétrica)

• Realizada a volume constante (V = cte).

ou

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4) Lei Avogadro

• A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressãoconterão o mesmo número de moléculas.

• A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão édiretamente proporcional à quantidade de matéria do gás.

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• Lei de Boyle:

• Lei de Charles:

• Lei de Avogadro:

Equação de Estado dos Gases Ideais

Considere as leis:

Constante dos Gases Ideais

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Equação Geral dos Gases Ideais

• Esta equação vale somente para uma massa fixa de gases ideais.

• Igualando I e II, chegamos à lei geral dos gases ideais:

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Densidade dos Gases Ideais

• A densidade por definição relaciona massa e volume. • Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos:

Em sistemas abertos: p é constante. Logo, para um mesmo gás, densidade etemperatura são inversamente proporcionais.

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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:

• Cada gás obedece à equação ideal dos gases:

• Combinando-se as equações:

(Pressão parcial)

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Calcule a pressão total exercida por uma mistura de 8,4 g de eteno e 4,4 g de dióxido decarbono contidos em um recipiente de 5L a 50 0C. Determine ainda, as pressões parciaisdos gases e a composição percentual em volume da mistura.

Exemplo

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Efusão Gasosa• A efusão é a evasão de um gás através de um buraco pequeno.

Após efusão

A velocidade de efusão de um gás ideal depende fundamentalmente de sua massamolar: gases mais pesados sofrem efusão mais lentamente.

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Difusão Gasosa• A difusão de um gás é a sua propagação pelo espaço devido a um gradiente de

concentração.• A difusão é mais intensa para as moléculas de gás leves.• A difusão tem sua velocidade reduzida pelas colisões entre as moléculas de gás.• Quanto maior a massa molar do gás, menor a dispersão em suas velocidades

moleculares.

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P(v)

Velocidade molecular

Distribuição de Maxwell

• Para um mesmo gás, quantomaior a temperatura, maior adispersão em suas velocidadesmoleculares

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• Quanto maior a concentração de moléculas no sistema e quanto maior o tamanhodelas, menor é o livre caminho médio.

• No nível do mar, o livre caminho médio é aproximadamente 6 10-6 cm.• Para um sistema contendo N moléculas esféricas de diâmetro d por unidade de

volume, o livre caminho médio (l) é dado pela equação:

Livre Caminho Médio (l)

Para considerar a correção para velocidade relativa, introduz o termo :

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Desvios do ComportamentoIdeal: Gases Reais

• Fator de compressibilidade (Z):

• Para gases ideais, Z = 1 independentemente da pressão.• Para gases reais, Z varia significativamente com a pressão.• Quanto maior a pressão, maior o desvio do comportamento ideal.

Z

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• Quanto maior for a temperatura, menor será o desvio do comportamento ideal.

Z

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Gases Reais Comportando-seComo Ideais

• As suposições na teoria cinética molecular mostram onde o comportamento do gásideal falha :

– as moléculas de um gás têm volume finito;– as moléculas de um gás se atraem.

• Sob baixa pressão, o volume finito dos gases pode ser desprezado. Sob altatemperatura, as moléculas têm menor chance de experimentar forças de London.

Conclusão: Gases reais comportam-se mais aproximadamente ao modelo ideal emsituações de BAIXA PRESSÃO E/OU ALTA TEMPERATURA.

Forças intermoleculares

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Equação de van der Waals

• Trata-se de uma proposta para modificar a equação dos gases ideais visando-se aobter uma equação que represente os resultados experimentais de forma mais exata.

1) Correção para o tamanho finito das moléculas

• Introduz-se uma constante positiva b que seja comparável ao volume molar dolíquido ou do sólido.

• Calculando-se o fator de compressibilidade (Z) com a equação anterior, chega-se a:

Z varia linearmente com p Esse resultado explica somente os casosem que Z é sempre maior que aunidade. (Exemplo: H2)

• A constante b caracteriza o efeito do tamanho (forças repulsivas).

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Equação de van der Waals

x

Volume excluído devido ao tamanho molecular finito

Volume total excluído

Volume excluídopor molécula

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2) Correção para as forças atrativas intermoleculares

• Em decorrência das forças atrativas, a pressão de um gás real éinferior a de um gás ideal. Desta forma, deve-se subtrair um termona equação de estado.

• Na proposta de van der Waals, esse termo é proporcional a

Correção para o tamanho finitodas moléculas

Correção para a atração molecular

• Forma geral da equação de van der Waals:

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Isotermas de Gases Reais

Região de equilíbrio líquido-vapor