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05/02/2016
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Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®
Estudo Físico-Químico dos Gases
Prof. Alex Fabiano C. Campos
Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®
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