Gases

O que é um gás? Como é preciso tanta lei para explicar o comportamente de algo que praticamente não conseguimos ver?

Características gerais dos gases:

a) Os gases expandem-se espontaneamente, procurando ocupar todo o volume do recipiente que os contém.
b)Têm baixa densidade;
c) Misturam-se homogeneamente entre si;
d) Variam muito com mudanças de pressão e/ou temperatura (grande dilatabilidade);
e) Os gases exercem pressão uniforme nas paredes do recipiente que os contêm.

A partir desses características notáveis e de comportamentos práticos, uma série de Leis e Teorias foram elaboradas para explicar tais fenômenos físicos.

Definições imporantes:

Estado de um gás refere-se às condições de temperatura, pressão e volume em que ele se encontra.
O volume, a pressão e a temperatura são denominados variáveis de estado de um gás.

Densidade relativa: é o quociente das densidades absolutas de dois gases quaisquer tomados nas mesmas condições de temperatura e pressão. É também igual à razão entre as massas molares dos gases, pela hipótese de Avogadro.

Volume molar: o volume ocupado por um mol de um gás a uma certa temperatura e pressão. (o volume molar nas CNTP é 22,4L ou 22,71.

Teoria cinética dos gases:

Uma teoria é satisfatória quando explica bem os fenômenos relacionados ao objeto de estudo.
- Para explicar porque as partículas de um gás não se depositam pela ação da gravidade:
Todo gás é formado por minúsculas partículas, que se movimentam velozmente de modo livre e desordenado, esse movimento é denominado agitação térmica, uma vez que depende diretamente da temperatura absoluta.
-Para explicar porque o movimento das partículas de um gás é ininterrupto e contínuo e porque um gás exerce pressão uniforme nas paredes do recipiente que o contém:
As partículas de um gás movem-se ao acaso, segundo trajetórias retilíneas que só são interrompidas quando elas colidem entre si ou contra as paredes do recipiente. A pressão exercida por um gás dentro de um recipiente resulta justamente dos choques das partículas contra as paredes. As partículas chocam-se de maneira perfeitamente elástica entre si e contra as paredes do recipiente.
-Para explicar porque os gases têm baixa densidade, misturam-se homogeneamente uns com os outros, podem ser facilmente comprimidos e se expandem espontaneamente, dilatando-se ao receber calor:
As partículas de um gás estão muito afastadas umas das outras e o espaço ocupado por elas é desprezível em relação ao "vazio" entre elas existente. Assim, as forças intermoleculares também são desprezadas.
-A energia cinética média das partículas de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

Um gás ideal e perfeito obedece RIGOROSAMENTE às leis e fórmulas relacionadas com gases e também à Teoria Cinética dos gases.

Transformações gasosas:

Lei de Boyle: em um sistema fechado, para um determinada massa fixa um gás mantida à temperatura constante; o volume ocupado por esse gás é inversamente proporcional à pressão exercida.

Lei de Gay-Lussac: em um sistema fechado, para uma determinada massa fixa de gás mantida à pressão constante, o volume ocupado por este gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.

Lei de Charles: em um sistema fechado, para um determinada massa fixa um gás mantida a volume constante, a pressão exercida por esse gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.

P ~ T --> P ~ 1/V --> V ~T --> VP ~T--> PV/T = k
Equação Geral dos gases:
P1V1/T1 = P2V2/T2

Transformação de estado de um sistema aberto:
Pressão e volume constantes --> P.V = n.R.T --> P.V/R = n.T --> n.T = k
Concluímos que a quantidade de matéria de um gás dentro de um recipiente aberto é inversamente proporcional à temperatura absoluta.

Misturas gasosas
Idéia geral: Se os gases são perfeitos e não reagem entre si, a mistura irá se comportar como um único gás, obedecendo às mesmas leis e fórmulas já vistas para gases isolados.

Pressão parcial: é a pressão que um gás exerceria se ele estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra.

Situação na mistura gasosa final: juntando-se todos os gases no reciíente final, é evidente que as quantidades de mols dos vários gases irão se somando, em conseqüência, a quantidade total de mols da mistura será Σn. Neste ponto, é importante assinalarmos:
Fração molar de um gás (X) é o quaociente entre sua quantidade de mols e a quantidade de mols na mistura.
Lei de Dalton: a pressão total na mistura gasossa é a soma das pressões parciais de todos os gases componentes da mistura. Matematicamente: Ptotal = p1 +p2 + p3 + ...+pn = Σp.
Em decorrência dessa lei, podemos deduzir fórmulas importantes:
p1/P=n1/Σn ou p1 = X1.P

Volume parcial: é o volume que um gás ocuaria estando sozinho e sendo submetido à pressão e temperatura totais da mistura.

Lei de Amagat: o volume total de uma mistura gasosa é a soma dos volumes parciais de todos os gases componentes da mistura. Matematicamente: V = v1 + v2 +v3 + ...+ vn = Σv.
Daí vem: v1/V = p1/P = n1/Σn = % em volume = X1

Difusão e efusão:
Difusão é o movimento espontâneo das partículas de um gás de se espalharem uniformemente em meio às partículas de outro, ou então, de atravessarem uma parede porosa.

Efusão (caso particular de difusão) é o movimento espontâneo das partículas de um gás contidos no recipiente, no sentido de escaparem por pequenos orifícios para um ambiente externo de pressão menor.

Lei de Graham:
As velocidades de efusão e difusão de dois gases que estejam nas mesmas condições de temperatura e pressão são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades absolutas ou massas molares.

Observações:
Se a lei de Charles fosse rigorosamente obedecida, os gases não se condensariam quando resfriados. A condensação, portanto, é condiserada um comportamento não-ideal e os gases reais aproximam-se cada vez menos à medida que se aproximam de sua temperatura de condensação.

Lei de Gay-Lussac da combinação volumétrica:
Os volumes de gases que reagem e que são produzidos nas mesma condições de temperatura e pressão, guardam entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

Gases reais:

Gás ideal: obedece rigorosamente às leis dos gases e não se consideram as forças intermoleculares, nem o volume das partículas.
Gaás real: as forças intermoleculares existem e o volume das partículas também é considerado. Aproximam-se dos gases ideais com o aumento da temperatura e a diminuição da pressão.

Efeitos:
- Altas pressões: as moléculas são forçadas a se aproximarem umas das outras, e sob essas condições há pouco espaço vazio no gás. O volume ocupado por essas moléculas sob essas condições não é desprezível em relação ao volume total do gás.

- Altas temperaturas: as moléculas movem-se tão rapidamente que o intervalo de tempo no qual elas permaneçam próximas é relativamente curto e o efeito das forças intermoleculares tende a ser pequeno.

-Baixas temperaturas: as moléculas s emovem mais vagarosamente; as atraçoes intermoleculares são significativas.

Equação de estado para Gases Reais:
Equação de Van der Waals:
(P + n²a/V²) (V-nb) = nRT
As constantes a e b possuem valores que devem ser determinados experimentalmente para cada gás:
a-> corrige o efeito das pressões dos gases devido ao efeito das forças intermoleculares.
b-> corrige o volume do gás devido ao efeito dos volumes moleculares.

o volume disponível para cada molécula de gás é o mesmo que o do recipiente que o contém. isso só é possível se as moléculas ocuparem um volume nulo, para que todo interior do recipiente seja accessível à cada molécula:
V =Videal
onde V é o volume do recipiente e Videal é o volume accessível a cada molécula. Mas, em um gás real as moléculas ocupam um certo espaço. Assim, o volume ocupado por 1 mol de gás é maior do que aquele ocupado por 1 mol de gás ideal à mesma temperatura e pressão. O termo que corrige isso é a constante b de Vander Waals:
V = Videal + nb --> Videal = V -nb --> P(V-nb) =nRT
E sobre o efeito das forças intermoleculares? em um gás ideal isso não existe, e o bombardeamento molecular nas paredes do recipiente produz a pressão ideal, P ideal. Em um gás real, contudo, as moléculas não se chocam tão facilmente contra as paredes do recipiente, porque cada molécula é levemente reprimida, ou batem e voltam, pelas atrações das moléculas vizinhas. A pressão P é um pouco menor que Pideal. É possível mostrar que essa diferença de pressão é proporcional ao quadrado da concentração das moléculas, isto é, (n/V)², e a constante de proporcionalidade é a constante "a" de Van der Waals. Se P representar a pressão do gás e Pideal sua pressão se ele comportar-se idealmente temos:
P = ideal - A(n/V)² --> P = Pideal -an²/V²
Substituindo na equação:
(P+an²/V²) (V-nb)=nRT que é a equação de Van der Waals.