Aula 1 FQ1 2017

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Físico-Química I Bacharelado em Química Tecnológica

Prof. Silvio C. de OIiveira

INQUI-2017

Química • • • • • •

Química Inorgânica, Química Orgânica, Química Analítica, Bioquímica, Físico-Química, ...

Físico-Química -

Levine: “A físico-química é o estudo dos princípios físicos fundamentais que governam as propriedades e comportamentos dos sistemas químicos.

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Atkins: “A físico-química é o ramo da química que estabelece e desenvolve princípios fundamentais; seus conceitos visam a explicar e a interpretar observações sobre as propriedades físicas e químicas da matéria. É ciência essencial para o desenvolvimento e a interpretação das técnicas modernas da determinação da estrutura e das propriedades da matéria, como por exemplo dos materiais sintéticos novos e das macromoléculas biológicas.”

- Ortega & Netz: “A físico-química contribui, …, para encadeamentos relevantes para o farmacêutico, bem como para fornecer subsídios necessários para muitos dos procedimentos técnicos do dia-a-dia.”

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Castellan: “[…]. Hoje, o físico-químico pode estar ligado a praticamente qualquer campo científico. Existem físico-químicos cujo interesse pode levá-los da Matemática Pura a aspectos teóricos e práticos da Física e da Química, passando pela Medicina, Biologia e Botânica. Desta forma, não é prático estabelecer por definição os limites da Físico-Química. Podemos definir um físico-químico como um cientista cujo primeiro treino foi em Química.”

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Aurélio: “Ciência de domínio não muito bem definido, que investiga as propriedades de sistemas relacionando-as à sua estrutura e constituição, ou, inversamente, procura determinar as peculiaridades da constituição de um sistema partindo das suas propriedades macroscópicas”.

Físico-Química • • • • • • • •

Estados físicos da matéria Estudo físico-químico de misturas e suas propriedades Termodinâmica Cinética Química Eletroquímica Química Quântica Fenômenos de Transporte Fenômenos de Superfície

Sistemas termodinâmicos: elementos • Conceito: objeto do estudo termodinâmico e se denomina sistema termodinâmico. • Meio externo (vizinhanças) • Fronteiras (real-fictícia; móvel-fixa; diatérmica-adiabática)

Sistemas termodinâmicos: classificação • Aberto: troca matéria e energia com o meio externo • Fechado: não troca matéria, apenas energia com o meio externo • Isolado: não troca matéria nem energia com o meio externo

Caracterização do Sistema • Mediante investigação de suas propriedades. - Propriedades Extensivas: dependem da extensão do sistema, ex.: m, V, n, S, U. - Propriedades Intensivas: independem da extensão do sistema, ex.: T, p, ρ.

Propriedades: Microscópicas (Mecânicas) x Macroscópicas (Termodinâmicas)

Mecânica: ramo da física que compreende o estudo e análise do movimento e repouso dos corpos, e sua evolução no tempo; seus deslocamentos sob a ação de forças, e seus efeitos subsequentes sobre seu ambiente.

Termodinâmica: ramo da física que estuda as causas e os efeitos de mudanças na temperatura, pressão e volume (e de outras grandezas termodinâmicas fundamentais em casos menos gerais) em sistemas físicos em escala macroscópica. Calor significa "energia" em trânsito, e dinâmica se relaciona com "movimento". Por isso, em essência, a termodinâmica estuda o movimento da energia e como a energia cria movimento.

Propriedades intensivas • Podem derivar de prop. extensivas • Molares ou específicas: – Propriedades molares, por mol, símbolo ¯, p.e., (temporariamente também V‾) V – Propriedades específicas, por massa, p.e., por grama.

Termodinâmica do Equilíbrio • Estuda as propriedades dos sistemas macroscópicos em estado de equilíbrio (estável).

Estado de Equilíbrio (ou Estável) • Características necessárias: – Quiescência: constância das propriedades intensivas. – Retorno ao mesmo estado após perturbação e retirada da perturbação • Contraponto: água supergelada e solução supersaturada (estados metaestáveis: encontram-se em equilíbrio térmico com a vizinhança sem contudo encontrar-se em seu equilíbrio termodinâmico).

Sistema em Equilíbrio • Equilíbrio mecânico, térmico e químico • Tende a não mudar suas propriedades com o tempo.

Equilíbrios • Equilíbrio mecânico: pressão igual em todos os pontos do sistema (exclusão efeitos gravitacionais). Se fronteira móvel, mesma pressão do meio externo. • Equilíbrio químico: potencial químico igual em todos os pontos do sistema. Quando a pressão é constante, o potencial químico é a Energia livre de Gibbs molar.

PRESSÃO Pressão é definida como força (F) por unidade de área (A), por exemplo, libras por polegada quadrada (lb/pol2) comumente conhecido como psi. A pressão pode ser expressa em várias unidades diferentes, como veremos . O barômetro de mercúrio é um dispositivo simples para medir a pressão atmosférica. Figura 1(a) ilustra o "coração" do barômetro de mercúrio. Um tubo de vidro (cerca de 800mm de comprimento) é fechado em uma extremidade, cheio de mercúrio e, em seguida cuidadosamente invertido em uma cuba de mercúrio sem a entrada de ar. O mercúrio no tubo desce para o nível em que a pressão do ar sobre a superfície do mercúrio na cuba seja igual a força gravitacional que puxa para baixo o mercúrio do tubo. A pressão do ar atmosférico é medida em termos da altura da coluna de mercúrio, isto é, a distância vertical entre a superfície do mercúrio na cuba aberta e aquela dentro do tubo fechado. A pressão exercida pela atmosfera é igual à pressão exercida pela coluna de mercúrio. Barômetros de mercúrio são simples e bem conhecidos, pressões de gás são freqüentemente expressos em milímetros de mercúrio (mm Hg, ou simplesmente mm). Nos últimos anos a unidade torr tem sido utilizado para indicar pressão, é definida como 1 torr =1 mm Hg. A unidade torr foi nomeado por Evangelista Torricelli (1608-1647), que inventou o barômetro de mercúrio. Figura 1

Um manômetro (no caso, de mercúrio) consiste de um tubo de vidro em U, parcialmente cheio de mercúrio. Um braço está aberto para a atmosfera, e o outro é conectado a um recipiente de gás (veja a Figura 1b, c).

A pressão atmosférica varia com as condições atmosféricas e a distância em relação ao nível do mar.

Figura 1

Figura 1

A pressão atmosférica diminui com a elevação crescente porque há uma diminuição da massa de ar acima dele. A quantidade de matéria cai pela metade a cada 6mil metros acima do nível do mar. Assim, a pressão atmosférica cai aproximadamente pela metade a cada 6mil metros de altura.

Alpinistas e pilotos usam barômetros portáteis para determinar a sua altitude (Figura 2). Ao nível do mar, a uma latitude de 45 °, a pressão atmosfera média suporta uma coluna de mercúrio de 760 milímetros de altura em um barômetro de mercúrio simples quando o mercúrio está a 0 ° C. Esta pressão do nível do mar média de 760 mm Hg é chamada uma atmosfera de pressão, 1 atm.

Figura 2. Alguns dispositivos de medição de pressão comerciais. (a) Um barômetro de mercúrio comercial. (b) barômetros portateis. Este tipo é chamado “barômetro aneróide”. (c) um calibrador de pneus. Este tipo, registra uma “pressão relativa”, isto é, a diferença entre a pressão interna e a pressão atmosférica externa. Por exemplo, quando o medidor lê 30 psi (libras por polegada quadrada), a pressão total de gás no pneu é 30 psi + 1 atm, ou cerca de 45 psi.

1 atmosfera (atm) = 760 mm Hg at 0°C = 760 torr

A unidade SI de pressão é o pascal (Pa), definido como a pressão exercida por uma força de um newton atuando numa área de um metro quadrado. Por definição, um newton (N) é a força necessária para dar a uma massa de um quilograma uma aceleração* de um metro por segundo por segundo. Simbolicamente, podemos representar um Newton como:

Uma atmosfera de pressão = 1,01325x105 Pa, ou 101.325 kPa.

*Aceleração é a variação da velocidade (m/s) por unidade de tempo (s): m/s2.

Descrição do Estado de um Sistema • Definido pela descrição completa e inequívoca das propriedades macroscópicas. • Propriedades: dependentes e independentes. • P.e., duas amostras de água pura a mesmas T e P têm mesma viscosidade (η). Neste caso, η depende de T e P.

   (T , P ) , i.e.,   f (T , P ) • Equação de Estado: relaciona propriedades matematicamente. • Cada substância tem sua equação de estado. Mas, simplificações, ex.:

PV  n R T • Funções de Estado/Variáveis de Estado (propriedades escolhidas), descrevem o estado de equilíbrio; fixadas as variáveis, as funções também são fixadas • Funções de Estado/Funções de Trajetória: independe/depende do caminho seguido pelo processo.

Processos • Passagem de: estado inicial → estado final. • A mesma mudança de estado pode ocorrer por caminhos alternativos (processos diferentes)

Processos: alguns tipos • processo cíclico: se estado inicial = estado final. Ex., os sistema sai do estado 1, passa pelos estados 2, 3 e 4, retornando ao estado 1.

Processos: alguns tipos • Processo quase-estático: velocidade infinitamente lenta de transformação. Se caracteriza-se sempre o estado de equilíbrio, processo reversível, i.e., retorna-se o sistema e o meio externo às mesmas condições iniciais. – Todavia, todos os processos reais têm velocidade finita e mensurável, diferenças de pressão ou temperatura entre o sistema e o meio externo, então, são irreversíveis.

Processos: alguns tipos • Quanto à reversibilidade: – Reversíveis (R); Irreversíveis (I) • R: menor tendência a ocorrer, maior rendimento, exigem maior controle para a invertibilidade

Processos: classificação baseada nas propriedades controladas • • • •

Isotérmicos (T cte.) Isobáricos (P cte.) Isométricos (isocóricos) (V cte.) Adiabáticos (q = 0)

Representação gráfica de alguns processos reversíveis

Um sistema em dois estados diferentes. m = 2 kg T2 = 20 oC V2 = 3 m3

m = 2 kg T1 = 20 oC V1 = 1.5 m3

Estados da Matéria

A matéria existe em três estados físicos: sólidos, líquidos e gases. No estado sólido H2O é conhecida como gelo, no estado líquido é chamado de água e no estado gasoso, é conhecido como vapor de água ou vapor. A maioria, mas não todas, as substâncias podem existir em todos os três estados. Alguns compostos se decompõem antes de sofrer fusão ou ebulição. A maioria dos sólidos mudam para líquidos e muitos líquidos para gases quando são aquecidos. O gelo é menos denso que a água líquida. Este comportamento é bastante incomum; em geral, as substâncias são mais densas no estado sólido do que no estado líquido. Líquidos e gases são conhecidos como fluidos porque podem fluir livremente. Sólidos e líquidos são referidos como estados condensados, porque eles têm densidades muito maiores que gases. A tabela 1 mostra a densidade de algumas substâncias comuns em diferentes estados físicos. Tabela 1

Conforme os dados da Tabela indicam, sólidos e líquidos são muito mais densos que os gases. As moléculas devem estar muito distantes entre si nos gases e muito mais próximas em líquidos e sólidos. Por exemplo, o volume de um mol de água líquida é de cerca de 18 mL, enquanto que um mol de vapor ocupa cerca de 30,600 mL a 100 ° C e pressão atmosférica. Os gases são facilmente comprimidos, e preenchem completamente qualquer recipiente em que estão presentes. Isto diz-nos que as moléculas de um gás estão muito distantes em relação aos seus tamanhos e que as interações entre elas são fracas. As possibilidades de interação entre as moléculas de gases seria mínima (porque eles estão tão distantes) se não fosse por sua rápida movimento.

Todas as substâncias gasosas, à temperatura ambiente, podem ser liquefeitos por resfriamento e/ou compressão. Líquidos voláteis são facilmente convertidos a gás a temperatura ambiente ou sob temperatura ligeiramente acima. O termo vapor refere-se a um gás que é formado por evaporação de um líquido ou sublimação de um sólido. Usamos essa expressão em geral quando um líquido ou sólido se mantém em contato com o gás. Líquidos voláteis evaporam facilmente. Eles têm baixos pontos de ebulição (PE).

As alterações físicas que ocorrem entre os três estados da matéria. Sublimação é a conversão de um sólido diretamente para um gás sem passar pelo estado líquido; o reverso desse processo é chamado deposição. As alterações em azul são processos endotérmicos (absorvem calor); os indicados em vermelho são exotérmicas (liberam calor). A água é uma substância que é familiar para nós em todos os três estados físicos. As moléculas são próximas nos estados sólido e líquido, mas distantes no gás. As moléculas no sólido estão relativamente fixas na posição, mas nos líquidos e gases podem fluir em torno umas das outras.

COMPOSIÇÃO DA ATMOSFERA E ALGUMAS PROPRIEDADES COMUNS DE GASES Muitas substâncias químicas importantes são gases em condições ambiente. A atmosfera da Terra é uma mistura de gases e partículas de líquidos e sólidos (tabela 2). Os principais componentes gasosos são N2 (PE=-195.79° C) e O2 (PE=- 182.98° C), com concentrações menores de outros gases. Todos os gases são miscíveis, isto é, eles se misturam completamente, a menos que reajam um com o outro. Tabela 2

O Efeito Estufa Durante o século XX, a excessiva utilização de combustíveis fósseis causou um aumento significativo na concentração de CO2 na atmosfera. Os cientistas acreditam que a concentração de CO2 atmosférico pode dobrar até o início do século 21, em comparação com seu nível antes da Revolução Industrial. Durante os últimos 100 a 200 anos, a concentração de CO2 aumentou 25%. A curva em Figura (a) mostra o recente aumento constante da concentração de CO2 na atmosfera . A energia do Sol atinge a Terra sob a forma de luz. Nem CO2 nem vapor de H2O absorvem a luz visível da luz solar, para não impedi-la de alcançar a superfície da Terra. A energia emitida pela Terra sob a forma de radiação de menor energia infravermelha (calor), no entanto, é facilmente absorvida pelo CO2 e H2O (como é pelo vidro ou plástico de estufas). Assim, uma parte do calor da Terra é aprisionado na atmosfera, causando um aumento na temperatura (Figura b). Esse fenômeno, chamado de efeito estufa, o aumento previsto na temperatura média global no ano de 2050 devido ao aumento da concentração de CO2 está previsto para ser de 2-5 ° C. O efeito estufa. A luz visível atravessa H2O e CO2 atmosférico, mas a partir do calor irradiado s pela superfície da Terra é absorvida por esses gases.

Diversos cientistas, notadamente Torricelli (1643), Boyle (1660), Charles (1787) e Graham (1831), estabeleceram um conhecimento experimental sobre o qual se apóia a nossa compreensão atual a respeito de gases. Por exemplo, suas investigações mostraram que 1. Gases podem ser comprimidos a volumes menores, isto é, sua densidade pode ser aumentada aplicando um aumento da pressão. 2. Gases exercem pressão sobre o seu entorno, por sua vez, pressão deve ser exercida para comprimir gases. 3. Gases expandem-se sem limites, e portanto se distribuem completamente e uniformemente em todo o volume de qualquer recipiente. 4. Gases difundem-se entre si, e então, amostras de gás colocados no mesmo recipiente misturam-se completamente. Por outro lado, vários gases em uma mistura não se separam completamente. 5. As quantidades e propriedades dos gases são descritos em termos de temperatura (T), pressão (P), volume (V) ocupado e o número de mols (n) de moléculas presentes. Por exemplo, uma amostra de gás ocupa um volume maior quando aquecido do que quando resfriado na mesma pressão, embora o número de moléculas não se altere.

Difusão de vapor de bromo no ar quando bromo líquido (marrom avermelhado escuro) foi colocado em a pequena garrafa interna. À medida que o líquido evaporava o gás marrom avermelhado se difunde.

Lei de Boyle: A relação volume e pressão Os primeiros experimentos sobre o comportamento dos gases foram realizadas por Robert Boyle (1627-1691) no século XVII. Em um experimento típico (Figura 3), uma amostra de gás foi aprisionada em um tubo em U sob temperatura constante. Então o volume e a diferença nas alturas das duas colunas de mercúrio foram registradas. Esta diferença de altura, somada à pressão da atmosfera representa a pressão sobre o gás. A adição de mais mercúrio no tubo aumenta a pressão pela mudança na altura da coluna de mercúrio. Como resultado, diminui o volume de gás aprisionado. Os resultados de vários experimentos, foram tabulados

Figura 3. Representação da experiência de Boyle. Uma amostra de ar é aprisionada em um tubo-U, de tal forma que a pressão sobre o ar aprisionado pode ser mudada e o seu volume medido. Patm é a pressão atmosférica medida com um barômetro. P1 = h1 + Patm, P2 = h2+Patm

Figura 4. (a) Alguns dados típicos de um experimento tal como o mostrado na Figura 3. Os valores medidos de P e V são apresentados nas duas primeiras colunas, em uma escala arbitrária. (b, c) As representações gráficas da Lei de Boyle, utilizando os dados do item (a). (b) V versus P. (c) V versus 1 / P.

Quando o volume de um gás é plotado contra a pressão, a temperatura constante, a curva resultante é uma hipérbole. A Figura 4b é uma ilustração gráfica desta relação inversa. Quando o volume é plotado versus a recíproca da pressão, 1 / P, resulta numa linha reta (Figura 4c). Em 1662, Boyle resumiu os resultados de seus experimentos realizados para várias amostras de gases em uma definição conhecida como Lei de Boyle: Sob temperatura constante, o volume, V, ocupado por uma massa definida de um gás é inversamente proporcional à pressão aplicada, P.

Sob condições normais de temperatura e pressão, a maioria dos gases obedecem a Lei de Boyle satisfatoriamente. Chamamos isso de comportamento ideal. Desvios da idealidade serão discutidos mais a frente. Vamos pensar sobre uma massa fixa de gás à temperatura constante, mas sob duas condições diferentes de pressão e volume (ver Figura 3). Para a primeira condição podemos escrever

e para a segunda condição, podemos escrfever:

Como os lados direitos destas duas equações são iguais, os lados esquerdos devem ser iguais, ou: para uma dada quantidade de gás a temperatura constante.

Esta forma da Lei de Boyle é útil para cálculos que envolvam mudanças de pressão e volume, como os exemplos a seguir demonstram. Exemplo 1:

Exemplo 2:

LEI DE CHARLES: A RELAÇÃO VOLUME - TEMPERATURA A ESCALA DE TEMPERATURA ABSOLUTA

Em seus estudos de P-V de gases, Robert Boyle observou que o aquecimento de uma amostra de gás provoca uma mudança de volume, mas ele não deu seguimento a essa observação. Após 1800, dois cientistas franceses, Jacques Charles (1746-1823) e Joseph Gay-Lussac (1778 - 1850), balonistas pioneiros na época, começaram a estudar a expansão dos gases com aumento da temperatura. Seus estudos mostraram que a taxa de expansão com o aumento da temperatura era constante e a mesma para todos os gases que eles estudaram, desde que a pressão se mantivesse constante. As implicações de suas descobertas não foram totalmente reconhecidas até quase um século depois. Em seguida, os cientistas usaram esse comportamento de gases como base de um nova escala de temperatura, a escala de temperatura absoluta.

A variação de volume com a temperatura, a pressão constante, é ilustrada na Figura 5 (c).

Figura 5(a). Um experimento mostrando que o volume de um ideal gás aumenta quando a temperatura é aumentada, a pressão constante. Um plug (tampa )de mercúrio de peso constante além da pressão atmosférica, mantém uma pressão constante sobre ar aprisionado.

A partir de dados da tabela abaixo, vemos que o volume (V, mL) aumenta como o aumento da temperatura (T, ° C), mas a relação quantitativa ainda não é óbvia. Estes dados são plotados na Figura 5c (linha A), juntamente com dados semelhantes para a mesma amostra de gás em diferentes pressões (linhas B e C).

Figura 5. (c) Um gráfico de volume versus temperatura em duas escalas diferentes. Linhas A, B e C, representam a mesma massa do mesmo gás ideal sob diferentes pressões. Linha A representa os dados tabulados a partir da tabela (b). Gráfico D mostra o comportamento do um gás que se condensa e forma um líquido (Neste caso, a 50 ° C), pois é resfriado.

Lord Kelvin, um físico britânico, notou que ao prolongar as diferentes linhas (linhas tracejadas) de temperatura-volume, todas elas interceptavam, no eixo da temperatura, num mesmo ponto comum em -273,15° C (volume zero) . Kelvin nomeou esta temperatura de zero absoluto*. Em homenagem ao Lord Kelvin, essa escala é chamada de escala de temperatura Kelvin. A relação entre as escalas de temperatura Celsius e Kelvin é dada por: K =°C + 273,15°. Essa relação entre temperatura e volume é conhecida como Lei de Charles. À pressão constante, o volume ocupado por uma massa definida de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.

*O zero absoluto pode ser pensado como o limite da contração térmica para um gás ideal. *Lembre-se que as temperaturas na escala Kelvin são expressos em kelvins (não graus Kelvin) e é representado por K e não °K.

Rearranjando a expressão temos que: V/T=k, um resumo da lei de Charles. À medida que a temperatura aumenta, o volume deve aumentar proporcionalmente. Para uma mesma amostra de gás sob duas temperaturas diferentes 1 e 2, obtemos:

que é a expressão da Lei de Charles. Esta relação é válida apenas quando a temperatura, T, é expressa numa escala absoluta (escala Kelvin).

(1)

(2)

(3)

Quando os balões cheios de ar (1) são resfriadas sob nitrogênio líquido (PE=-196°C), seu volume diminui (2). Como os pontos de ebulição dos outros componentes do ar, exceto He e Ne, são superiores a -196°C, eles se condensam para formar líquidos (cujo volume é sempre menor que do gás). Quando os balões são removidos do nitrogênio líquido (3), os líquidos vaporizam para formar gases novamente. Como o ar aquece à temperatura ambiente, os balões se expandem para o seu volume original (Lei de Charles , V T) .

Exemplo 3:

TEMPERATURA E PRESSÃO PADRÃO Vimos que tanto a temperatura e a pressão afetam os volumes (e, portanto, a densidades) de gases. Muitas vezes, é conveniente escolher uma temperatura e pressão “padrão” como ponto de referência para a discussão de gases. Temperatura e pressão padrão (CNTP) são, por um acordo internacional, exatamente 0°C (273,15 K) e uma atmosfera de pressão (760Torr).

A EQUAÇÃO DA LEI COMBINADA DOS GASES -A lei de Boyle relaciona as pressões e volumes de uma amostra de gás a temperatura constante, P1V1 = P2V2 -A lei de Charles relaciona os volumes e as temperaturas, à pressão constante, V1/T1= V2/T2 A combinação da lei de Boyle com a lei de Charles em uma única expressão temos a equação combinada dos gases:

Quando cinco das variáveis da equação são conhecidas, a sexta variável pode ser calculada.

Exemplo 4:

Exemplo 5:

LEI DE AVOGADRO E O VOLUME PADRÃO Em 1811, Amadeo Avogadro postulou que à mesma temperatura e pressão, volumes iguais de todos os gases contêm o mesmo número de moléculas. Esta definição é conhecida como lei de Avogadro. A lei de Avogadro também pode ser escrita como se segue: À temperatura e pressão constantes, o volume, V, ocupado por uma amostra de gás é diretamente proporcional ao número de mols, n, de gás.

Para duas amostras de gás à mesma temperatura e pressão, a relação entre os volumes e os números de mols pode ser representado como

Tabela 3 *

O volume ocupado por um mol de gás em condições normais de temperatura e pressão, CNTP, é chamado de volume molar padrão. É praticamente constante para todos os gases (Tabela 3).

O volume molar padrão de um gás ideal é igual a 22,414 litros por mol nas CNTPs.

*Desvios no volume molar padrão indicam que os gases não se comportam idealmente.

A densidade do gás depende da pressão e temperatura, no entanto, o número de mols de gás em uma dada amostra não muda com a temperatura ou pressão. A mudança de pressão afeta os volumes de gases de acordo com a Lei de Boyle, e mudanças de temperatura afetam volumes de gases de acordo com a Lei de Charles. Podemos usar estas leis para converter a densidade do gás a diferentes temperaturas e pressões para condições normais de temperatura e pressão. A tabela 3 dá a densidade determinada experimentalmente de diversos gases em condições normais de temperatura e pressão. Exemplo 6:

SUMÁRIO DAS LEIS DOS GASES: A LEI DOS GÁS IDEAL Qualquer amostra de gás pode ser descrito em termos de pressão, temperatura (em kelvin), o volume e o número de mols, n, presentes. Qualquer uma destas três variáveis determina a quarta váriável. As leis dos gases que nós estudamos dão as diversas relações entre essas variáveis. Um gás ideal é aquele que obedece exatamente essas leis. Muitos gases reais mostram pequenos desvios da idealidade, mas nas CNTPs, os desvios são geralmente pequenos o suficiente podendo ser ignorados. Podemos resumir o comportamento dos gases ideais como se segue:

Como antes, a proporcionalidade pode ser escrita como uma igualdade pela introdução de uma constante de proporcionalidade, vamos usar o símbolo R. Isto nos dá *

Essa relação é chamada de equação do gás ideal ou lei dos gases ideais. O valor numérico de R, constante universal dos gases, depende da escolha das unidades de P, V, e T. Um mol de um gás ideal ocupa 22,414 litros a 1,0 atmosfera e 273,15 K (CNTP). Resolvendo a lei dos gases ideais para R teremos:

Em geral utilizamos a unidade de R=0,0821 atm L / mol K. Mas podemos expressar R em outras unidades:

*Esta equação leva em conta a valores de n, T, P e V. Restrições que se aplicam às leis de gás individual portanto não são necessários para a equação do gás ideal .

Exemplo 7: Unidades de R: 1 dm3= 1L

Expressando R, em três diferentes grupos de unidades:

A utilidade da equação do gás ideal é que ela relaciona as quatro variáveis termodinâmicas: P, V, n, e T, que descrevem uma amostra de gás em um conjunto de condições. Se três destas variáveis são conhecidas, a quarta pode ser calculada.

Exemplo 8: Equação do gás ideal

Exemplo 9: Equação do gás ideal

Você pode se perguntar porque as pressões são dadas em mmHg ou torr e as temperaturas em °C. Isso ocorre porque as pressões são muitas vezes medidas com barômetros de mercúrio, e as temperaturas com termômetros de escala Celsius.

Exemplo 10: Equação do gás ideal

SUMÁRIO DAS LEIS DOS GASES IDEAIS 1. As leis individuais dos gases são normalmente utilizadas para o cálculo de mudanças nas condições de uma amostra de gás (os números 1 e 2 subscritos podem ser pensados como um "antes” e "depois").

2. A equação do gás ideal é usada para calcular uma das quatro variáveis P, V, n, e T, que descrevem uma amostra de gás em um conjunto único de condições. PV=nRT A equação do gás ideal também pode ser usado para calcular as densidades dos gases.

Exemplo 11: Equação do gás ideal

DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR E FÓRMULAS MOLECULARES DOS GASES A massa molar deve ser conhecida para se determinar a fórmula molecular de um composto. Para os compostos que são gases em temperaturas e pressões convenientes, a lei do gás ideal fornece uma base para determinar a massa molar. Exemplo 12: Massa Molar

Exemplo 13: Massa Molar

Exemplo 14: Massa Molar

LEI DE DALTON DAS PRESSÕES PARCIAIS Muitas amostras de gás, incluindo a nossa atmosfera, são misturas que consistem em diferentes tipos de gases. O número total de mols de uma mistura de gases é

onde nA, nB e assim por diante, representam o número de mols de cada tipo de gás presente. Reorganizando a equação do gás ideal, PtotalV = ntotalRT, para a pressão total, Ptotal, e em seguida substituindo ntotal teremos:

Figura 6: Uma ilustração da Lei de Dalton. Quando os dois gases A e B são misturados em mesmo recipiente à mesma temperatura, eles exercem uma pressão total igual à soma dos suas pressões parciais.

Multiplicando o lado direito da equação teremos:

Agora nART / V é a pressão parcial PA que os nA mols de gás A exerceriam se estivessem sozinhos no recipiente numa temperatura T, similarmente, nBRT / V = PB, e assim por diante. Substituindo-os na equação para Ptotal, nós obteremos a Lei de Dalton das pressões parciais (Figura 6).

A pressão total exercida por uma mistura de gases ideais é a soma das pressões parciais desses gases. A Lei de Dalton é útil na descrição de misturas de gases reais sob pressões moderadas porque ela nos permite relacionar as pressões totais medidas a composição das misturas.

John Dalton foi o primeiro a notar esse efeito em 1807, quando estudava as composições do ar úmido e seco. A pressão que cada gás exerce em uma mistura é chamada de parcial pressão. De jeito nenhum, foi concebida para medir a pressão de um gás indivídual em uma mistura, que deve ser calculado de outras formas.

Exemplo 15: Mistura de gases

Podemos descrever a composição de qualquer mistura em termos da fração molar de cada componente. A fração molar, XA, de um componente em uma mistura é definida como

Como qualquer outra fração, fração molar é uma quantidade adimensional. Para cada componente em uma mistura, a fração molar é

e daí por diante...

A soma de todas as frações molares de uma mistura é igual a 1. XA + XB +........ = 1 para qualquer mistura. Podemos usar essa relação para checar os cálculos de fração molar ou para encontrar uma fração molar remanescente, se conhecemos todas as outras frações molares.

Para uma mistura gasosa, podemos relacionar a fração molar de cada componente a sua parcial pressão como segue abaixo. A partir da equação do gás ideal, o número de mols de cada componente na mistura pode ser escrito como: nA = PAV / RT , nB = PBV / RT, e assim por diante e o número de mols total é: ntotal = PtotalV / RT Substituindo na definição de XA,

A quantidade V, R e T se cancelar para dar: e similarmente,

e daí por diante...

Podemos reorganizar essas equações para obter outra forma da Lei de Dalton das Pressões Parciais e daí por diante... A pressão parcial de cada gás é igual à sua fração molar na mistura gasosa vezes a pressão total da mistura.

Exemplo 16: Fração molar, pressão parcial

Exemplo 17: Pressão parcial fração molar,

Lei de Dalton pode ser usado em combinação com outras leis dos gases, como o exemplo a seguir mostra.

Exemplo 18: Mistura de gases

Repare que este problema foi resolvido sem o cálculo do número de mols de nenhum gás.

Alguns gases podem ser recolhidos utilizando a água*. A Figura 7 ilustra a coleta de uma quantidade de gás hidrogênio por deslocamento de água. O gás produzido em uma reação desloca a água contida num recipiente invertido (balão). A pressão do gás dentro do recipiente pode ser igualada à pressão atmosférica, aumentando ou diminuindo a coluna de água do recipiente até que o nível de água no interior seja o mesmo que fora do recipiente.

Figura 7. Aparato experimental para obtenção de gás hidrogênio a partir de zinco e ácido sulfúrico: Zn (s) + 2H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g). O hidrogênio é coletado por deslocamento de água.

*Gases que são solúveis em água ou que reagir com a água não podem ser recolhidos por este método. Outros líquidos podem ser utilizado. *A pressão parcial exercida pelo vapor acima de um líquido é chamada de pressão de vapor do líquido.

Ocorre uma complicação, no entanto. Um gás em contato com água logo fica saturado com vapor de água. A pressão dentro do recipiente é a soma da pressão parcial do gás em si, somada à pressão parcial exercida pelo vapor de água na mistura de gases (a pressão de vapor de água). Cada líquido apresenta uma pressão de vapor característica que varia apenas com a temperatura, e não com o volume de vapor, desde que ambos, líquido e vapor, estejam presentes. Tabela 4

A Tabela 4 mostra a pressão de vapor de água em temperaturas próximas da ambiente. O ponto relevante aqui é que um gás coletado sobre a água é "úmido", ou seja, está saturado com vapor de água. Medindo a pressão atmosférica na qual o gás é coletado, podemos escrever:

Exemplo 19: Gás coleta sobre água

RELAÇÕES MASSA-VOLUME EM REAÇÕES QUE ENVOLVEM GASES -Muitas reações químicas produzem gases. Por exemplo, a combustão de hidrocarbonetos em excesso de oxigênio a altas temperaturas produz como gases, dióxido de carbono e água, como ilustrada para o octano:

-O gás N2 produzido pela decomposição muito rápida de azida de sódio, NaN3 (s), infla sacos de ar utilizados como dispositivos de segurança nos automóveis, airbags. Sabemos que um mol de gás, medido nas CNTPs, ocupa 22,4 litros; podemos usar a equação do gás ideal para encontrar o volume de um mol de gás sob quaisquer outras condições. Esta informação pode ser utilizada nos cálculos estequiometricos

O gás nitrogênio formado na de reação rápida 2NaN3 (s) →2Na (s) 3N2 (g) enche o airbag do automóvel durante uma colisão. O airbag enche de ar em 1/20 de um segundo depois da colisão.

-Pequenas quantidades de oxigênio pode ser produzido em laboratório por aquecimento de clorato de potássio sólido , KClO3, na presença de um catalisador de óxido de manganês (IV), MnO2. Cloreto de potássio sólido, KCl, também é produzido. (ATENÇÃO: Aquecer KClO3 pode ser perigoso).

STP=CNTP

Exemplo 20: Volume de gás em uma reação química

Exemplo 21: Volume de gás em uma reação química

Nosso estudo a respeito de estequiometria demonstrou que as substâncias reagem em proporções definidas de massa e de mol. Usando as leis dos gases discutidas anteriormente, podemos mostrar que os gases também reagem em proporções em termos de volume, simples e definidas. Por exemplo, um volume de hidrogênio sempre combina (reage) com um volume de cloro para formar dois volumes de cloreto de hidrogênio, se todos os volumes são medidos na mesma temperatura e pressão: Volumes podem ser expressos em qualquer unidade, desde que a mesma unidade seja utilizada para todos. Gay-Lussac resumiu várias observações experimentais sobre gases ao relacionar seus volumes. O resumo é conhecida como Lei de Gay-Lussac da Combinação de Volumes: À temperatura e pressão constantes, o volume de gases que reagem pode ser expressa como uma relação de números inteiros simples . A relação é obtida a partir dos coeficientes estequiométricos da equação balanceada para a reação. Claramente, a lei só se aplica às substâncias gasosas sob mesma temperatura e pressão. Nenhuma generalização pode ser feita sobre os volumes de sólidos e líquidos em reações químicas.

Considere os seguintes exemplos, baseados em observações experimentais à temperatura e pressão constantes. Outras centenas poderiam ser citados: 1. Um volume de nitrogênio pode reagir com três volumes de hidrogênio para formar dois volumes de amônia

2. Um volume de metano reage com o (queimaduras em) dois volumes de oxigênio para dar uma volume de dióxido de carbono e dois volumes de vapor

3. Enxofre (sólido) reage com um volume de oxigênio para formar um volume de enxofre dióxido

4. Quatro volumes de amônia queimar em cinco volumes de oxigênio para produzir quatro volumes de óxido nítrico e seis volumes de vapor