1. HIPÓTESE DE AVOGADRO E VOLUME MOLAR
1.1. A. Hipótese de Avogadro Em 1811, Amedeo Avogadro explicou que os volumes de todos os gases podem ser facilmente determina- dos. A hipótese de Avogadro afirma que “volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substância em mol ou moléculas”. Como o volume total que um gás ocupa é composto principalmente pelo espaço vazio entre as partículas, o tamanho real das próprias partículas é quase des- prezível. Determinado volume de um gás com peque- nas partículas leves, como o hidrogênio (H2), contém o mesmo número de partículas que o mesmo volume de um gás pesado com partículas grandes, como o he- xafluoreto de enxofre, SF6.
1.2. B. Volume molar É o volume ocupado por um mol de qualquer gás (ou moléculas gasosas) em determinada condição de tem- peratura e pressão. Esse valor depende da temperatu- ra e da pressão e, por isso, pode variar de acordo com as mudanças ocorridas nas condições do gás. Veja, na sequência, os volumes molares em duas condições dis- tintas, CNTP e CATP.
2. EQUAÇÃO DE ESTADO DO GÁS IDEAL – EQUAÇÃO DE CLAPEYRO
2.1. A combinação das três leis estudadas até agora (lei de Boyle, lei Charles e Gay-Lussac e hipótese de Avogadro) nos fornece: V ∝ n·T/P Podemos transformar a relação criada em uma equação matemática com a inserção de uma constan- te de proporcionalidade (R), denominada constante universal dos gases. V= n· T/ P·R Reorganizando as variáveis, temos uma equação que relaciona pressão, volume e temperatura para determi- nada quantidade, em mols (n), de moléculas:
2.1.1. P = pressão, em atm, mmHg ou Pa; V = volume, em litros (L) ou em metros cúbicos (m3); n = quantidade de matéria, em mol; R = constante universal dos gases perfeitos. O valor numérico de R depende exclusivamente do sistema de unidades adotado para medir a pressão (P) e o volume (V). Assim, temos: • quando a pressão for dada em atm e o volume em L → R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1; • quando a pressão for dada em mmHg e o volume em L → R = 62,3 mmHg · L · mol–1 · K–1; • quando a pressão for dada em Pa e o volume em m3 → R = 8,31 Pa · m3 · mol–1 · K–1;
3. MISTURAS GASOSAS – PRESSÃO PARCIAL E VOLUME PARCIAL O ar atmosférico, conforme discutido em módu- los anteriores, é uma mistura homogênea de ou- tros gases, como nitrogênio (78% da composição) e oxigênio (21% da composição). Assim, é possível calcular a pressão e o volume de cada um dos componentes presentes nessa vital mis- tura gasosa. Veja a seguir uma discussão mais deta- lhada sobre cada uma dessas situações.
3.1. A. Pressão parcial A pressão do gás resulta de colisões entre partícu- las de gás e as paredes internas de seu recipiente. Se mais gás for adicionado a um recipiente rígido, a pressão do gás aumenta. As identidades dos dois gases não importam.
3.2. B. Volume parcial Émile Amagat (1845-1915) desenvolveu um estudo sobre o comportamento dos gases em uma mistura gasosa. A prioridade do estudo foi avaliar o espaço, ou seja, o volume ocupado pelos gases quando presentes em uma mistura. Para tanto, a temperatura e a pres- são foram mantidas constantes. De acordo com Amagat, o volume que um gás ocu- pa em uma mistura gasosa é exatamente igual ao volume que esse gás ocuparia se estivesse sozinho dentro de um recipiente. Definiu-se, portanto, que o volume ocupado pelo gás na mistura gasosa é o volume parcial.
4. DENSIDADE DOS GASES
4.1. A. Densidade absoluta ou massa específica A densidade absoluta de um gás, d, também de- nominada massa específica, é a massa da amostra gasosa dividida por seu volume, considerando determinada condição de temperatura e pressão. A unidade mais usual para essa relação é gramas por litro (g · L–1).
4.2. B. Densidade relativa A densidade relativa é encontrada pela relação entre as densidades absolutas de dois gases, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão.
5. DIFUSÃO E EFUSÃO GASOSA
5.1. A. Difusão gasosa Difusão é a tendência de as moléculas moverem-se de uma área de alta concentração para uma área de baixa concentração até que estejam uniformes. En- quanto os gases difundem-se rapidamente, os líquidos difundem-se muito mais lentamente. Os sólidos, es- sencialmente, não se difundem. Alguns exemplos de difusão de gases por meio do ar ocorrem em nosso cotidiano quando • sentimos o cheiro do gás ao trocar o botijão; • uma pessoa perfumada entra em um ambiente e todos sentem o cheiro; • a fumaça que sai da chaminé das fábricas ou do escapamento dos automóveis dispersa-se pelo ar.
5.2. B. Efusão gasosa A efusão gasosa é o escape de um gás por meio de uma pequena abertura, orifício ou poro. Isso pode ser facilmente percebido quando uma be- xiga murcha com o passar do tempo ou quando um pneu de um automóvel também esvazia, pois ocorre a passagem do gás pelos pequenos orifícios da borracha.
5.3. O químico escocês Thomas Graham estudou as taxas de efusão e difusão de gases. A lei de Graham afirma que "a velocidade de efusão ou difusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada da massa molar ou massa específica do gás, quando submetido à mesma pressão e temperatura."
6. VÁRIAVES ESTADOS DE UM GÁS
6.1. 1. Pressão (P) Pressão é uma grandeza física que pode ser calculada por meio da razão entre uma força exercida de forma per- pendicular a uma superfície sujeita à sua ação e a área dessa superfície
6.2. 2. Volume (V) O volume corresponde ao espaço ocupado pelo gás. Volume não corresponde à quantidade do gás. O volume de um gás sempre corresponde ao do re- cipiente de onde está encerrado. Suas partículas estão tão espalhadas e em constante movimento que elas preenchem todo o espaço disponível.
6.3. 3. Temperatura (T) A temperatura está intimamente relacionada com o grau de agitação das partículas, independente se estas forem monoatômicas, diatômicas e assim sucessiva- mente e em qualquer estado físico. Considerando ape- nas o estudo dos gases, quanto maior a temperatura, maior a velocidade dessas partículas. A temperatura, em geral, é expressa na escala Celsius (mais comum no Brasil), contudo, ao levarmos em consideração a recomendação do SI, temos que tra- balhar com a unidade de medida em kelvin. Matemati- camente, a conversão entre essas duas escalas se dá da seguinte for
7. Os gases são solúveis entre si, não importando a proporção em que exista entre eles, o que lhes ga- rante ter grande capacidade de difusão.
7.1. Além disso, é importante saber que a altas tempe- raturas e baixas pressões, o comportamento dos ga- ses reais é bem semelhante ao dos gases ideais. Sendo assim, estudaremos características gerais dos gases, de acordo com as premissas da teoria cinética;
7.2. As partículas formadoras dos gases têm tamanho desprezível frente ao espaço existente entre si, apresentando, assim, grande liberdade de movi- mentação.
7.3. As partículas descrevem movimento desorde- nado, contínuo e retilíneo, denominado movi- mento browniano. Ao chocar-se umas com as ou- tras e contra as paredes do recipiente, exercem pressão uniforme sobre ele. Essa pressão é a in- tensidade da força de colisão com as paredes por unidade de área. As partículas de um gás não se depositam no solo pela ação da gravidade, uma vez que se movimentam velozmente.
7.4. Quanto maior for o número de choques realizado pelas partículas do gás em um recipiente, maior será a pressão exercida por ele.
8. Chamamos de gás ideal ou gás perfeito todo gás que se comporta de acordo com as características descritas a seguir. Contudo, é importante salientar que, como trata-se de um modelo, sua existência não é real. Em geral, os gases estudados, chamados de gases reais, não se comportam inteiramente como um gás ideal, porque os gases interagem entre si e a teoria cinética admite que não há interações entre suas moléculas.
9. LEIS FÍSICAS DOS GASES
9.1. São leis experimentais que mostram como varia o volume de um gás quando a pressão e a temperatura desse referido gás variam. Chamamos o estudo dessas leis físicas de transfor- mações gasosas, que são alterações que provocamos nas variáveis de estado (temperatura, pressão e volu- me) de uma massa fixa de gás.
9.2. TRANSFORMAÇÕES ISÓTERMICAS
9.2.1. 1. Lei de Boyle-Mariotte “Mantidas a massa e a temperatura constantes, a pressão e o volume de um gás são inversamente pro- porcionais”. Essa transformação gasosa, em que a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação iso- térmica.
9.2.2. 2. Experiência da Lei de Boyle-Mariotte; Ao dobrarmos a pressão, o volume ocupado se reduz pela metade. Triplicando a pressão, o volume se reduz a um terço, e assim sucessivamente. A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão versus volume.
9.3. TRANSFORMAÇÕES ISOBÁRICAS E ISOCÓRICAS;
9.3.1. A. Transformação isobárica A transformação isobárica (do grego isos = igual; barys = pesado) é observada quando a pressão é mantida constante e há variação da temperatura e do volume de um gás.
9.3.1.1. A.1. Lei de Charles/Gay-Lussac O físico francês Jacques Charles (1746-1823) estudou o efeito da temperatura no volume de um gás à pressão constante. A lei de Charles afirma que “mantidas a massa e a pressão constan- tes, o volume de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta (Kelvin).” A temperatura absoluta é medida com a escala Kelvin (K). Esta deve ser usada, porque o zero em sua escala corresponde a uma parada completa do movimento molecular.
9.3.2. B. Transformação isocórica, isométrica ou isovolumétrica E, por fim, temos a transformação isocórica (do grego isos = igual, e korykos = saco de couro, saco para bo- xeadores), que ocorre quando alteramos a pressão e a temperatura de um gás, e o volume é mantido cons- tante.
9.3.2.1. B.1. Lei de Charles/Gay-Lussac Quando a temperatura de uma amostra de gás em um recipiente rígido é aumentada, a pressão do gás também aumen- ta. O aumento da energia cinética faz com que as moléculas de gás atinjam as paredes do recipiente com mais força, resul- tando em uma pressão maior. O químico francês Joseph Gay-Lussac (1778- 1850) descobriu a relação entre a pressão de um gás e sua temperatura absoluta. A lei de Gay-Lussac afir- ma que “mantidos o volume e a massa de um gás constantes, a pressão é diretamente proporcio- nal à temperatura absoluta (Kelvin)”.
10. EQUAÇÃO GERAL DE GASES
10.1. Em geral, temos sistemas gasosos sofrendo uma transformação na qual as três variáveis modificam- -se. Para resolver esse problema, lançamos mão da equação geral dos gases, obtida por meio da relação matemática entre as transformações gasosas
10.1.1. Considerando uma massa fixa de gás e uma nova organização das variáveis das equações anteriores, chegamos à equação geral dos gases: (P1xV1)/ T1 = (P2xV2)/T2
10.1.1.1. Essas equações são utilizadas somente para subs- tâncias no estado gasoso e em quantidade constante. A temperatura deve ser, obrigatoriamente, na escala kelvin. Essas transformações gasosas podem ser re- presentadas em um diagrama de pressão e volume. O gráfico a seguir apresenta uma transformação gaso- sa de um estado inicial A para um estado final B.