Transcript Gases - Instituto Politécnico de Tomar

Química Aplicada ao Ambiente
CET: ESTTQA-TMR1
Gases
Valentim M B Nunes
Unidade Departamental de Engenharias
Instituto Politécnico de Tomar, Março,2014
O estado gasoso
Substâncias que existem como gases: H2, F2, He, Xe..
 Os compostos moleculares podem ser gases (CO, CO2, NH3, CH4), mas a maioria são
líquidos ou sólidos. Ao serem aquecidos transformam-se mais facilmente em gases,
vaporizando a temperaturas baixas.
O ar é uma mistura gasosa cuja composição em volume é aproximadamente 78% de
N2, 21% de O2 e 1% de outros gases incluindo CO2. A Química desta mistura é muito
importante devido ás questões ambientais.
Pressão de um gás
A pressão é a força exercida por unidade de área. No Sistema Internacional a unidade é
o Pascal (1 Pa = 1 N/m2)
1 atm = 760 mmHg
1 atm = 101325 Pa
~32 km
Exercício 1. Num certo dia a pressão atmosférica na cidade de Tomar foi de 732
mmHg. Qual a pressão expressa em kPa?
Exercício 2. A pressão no topo da serra da Estrela é de 0.95 atm. Qual o respectivo
valor em mmHg?
Leis dos gases: Lei de Boyle
A pressão de uma certa quantidade de um gás,
mantido a temperatura constante, é inversamente
proporcional ao volume ocupado pelo gás.
1
p
V
Leis de Charles e Gay - Lussac
A pressão constante, o volume ocupado por um gás é directamente proporcional à
temperatura: V α T
A volume constante, a pressão é directamente proporcional à temperatura: p α T.
Escala de Temperatura Absoluta
Lord Kelvin
V
p1
p2
p3
- 273.15 ºC
0 ºC
T/K = t/ºC + 273.15
t/ºC
Lei de Avogadro
À mesma temperatura e pressão, o volume ocupado por um gás é directamente
proporcional ao número de moles: V α n.
Equação dos gases perfeitos
A partir das leis dos gases podemos estabelecer uma relação entre pressão, volume e
temperatura de um gás, que se chama equação dos gases perfeitos.
pV  nRT
pressão
volume
número de moles
temperatura/K
constante dos gases
perfeitos
Em condições PTP (pressão e temperatura padrão), ou seja t = 0°C ou T = 273.15 K,
e p = 1 atm, os resultados experimentais mostram que 1 mol de um gás perfeito
ocupa 22.414 L. O valor de R vem então:
R ≈ 0.0821 atm.L.K-1.mol-1
R ≈ 8.314 J.K-1.mol-1
Exercício 3: Mostre que o volume ocupado por um mole de gás perfeito em
condições PTP é 22.414 L.
Volumes molares (PTP)
Exercício 4: Calcule o volume (em L) ocupado por 7.4 g de CO2 em condições PTP.
Exercício 5: Uma amostra de 6.9 mol de monóxido de carbono está dentro de um
recipiente de volume igual a 30.4 L. Qual a pressão do gás (em atm) se a temperatura for
de 62 °C?
Exercício 6: Uma certa quantidade de gás a 25 °C e à pressão de 0.8 atm está contida num
balão de vidro. Supondo que o balão pode suportar uma pressão máxima de 2 atm, até
que temperatura pode ser aquecido?
Densidade de um gás
Rearranjando a equação dos gases perfeitos (ou gases ideais) obtemos:
n
p

V
RT
ou
m
p

MV
RT
pM

RT
Exercício 7: Calcular a densidade do brometo de hidrogénio (HBr) gasoso, em gramas
por litro, a 733 mmHg e 46 ºC.
Exercício 8: Calcular a densidade do dióxido de carbono, CO2, em g/L a 0.990 atm e a
55 ºC.
Estequiometria em reacções envolvendo gases
Usámos anteriormente relações entre quantidades em número de moles e massa, em
gramas, para resolver problemas de estequiometria. Podemos agora estender esse tipo
de cálculo ás reacções que envolvem gases, usando a relação entre volume e número
de moles.
Exercício 9: Calcule o volume (em L) para a combustão completa de 2.64 L de acetileno
(C2H2) em condições PTP. A reacção é 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(l)
Exercício 10: Calcule o volume de O2 (em L), nas mesmas condições de pressão e
temperatura, necessários para a combustão completa de 14.9 L de butano. A reacção é:
2 C4H10(g) + 13 O2(g)  8 CO2(g) + 10 H2O(l)
Exercício 11: A azida de sódio (NaN3) é utilizada nos airbag de automóveis. Calcular o
volume de azoto que se liberta quando reagem 60 g de azida a 21 ºC e quando a pressão
é 823 mmHg. A reacção é: 2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g).
Lei de Dalton
A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões que cada gás exerceria
se ocupasse sozinho o mesmo volume.
n A RT nB RT

V
V
RT
PT  n A  n B 
V
PA  n A 
  y A
 
PT  n A  nB 
PT  PA  PB 
PA  y A  PT
Aplicando a Lei de Dalton
PO2  0.2 atm  valor “óptimo” para o nosso organismo!
 nO2
PO2  yO2  PT  
 nO  nN
2
 2
 VO2
PO2  
 VO  VN
2
 2

  PT



  PT

Ar contém aproximadamente

20% em oxigénio.
Em profundidade, por exº, quando P = 2 atm:
 VO2
PO2  0.2atm  
 VO  VN
2
 2
VO2  10%

  2atm


Utiliza-se hélio para diluir
o oxigénio!
Exercício 12: Uma mistura contém 4.46 moles de néon, Ne, 0.74 moles de árgon,
Ar, e 2.15 moles de xénon, Xe. Calcule a pressão parcial de cada gás se a pressão
total for 2 atm.
Aplicando….
Exercício 13: Na combustão do carvão, o enxofre nele existente é convertido em dióxido
de enxofre, responsável pelo fenómeno da chuva ácida: S(s) + O2(g)  SO2(g). Se 2.54
kg de S reagirem com oxigénio, calcular o volume de dióxido de enxofre gasoso formado
a 30.5 °C e 1.12 atm.
Exercício 14: Comercialmente o oxigénio comprimido é vendido em cilindros metálicos.
Se um cilindro de 120 L for enchido com oxigénio até à pressão de 132 atm, a 22 °C,
qual a massa (em gramas) de oxigénio? Quantos litros de oxigénio se podem extrair do
cilindro a 1 atm e à mesma temperatura?
Exercício 15: Foi capturado num efluente um composto gasoso de cloro e oxigénio, de
cor amarelo - esverdeada, com uma densidade de 7.71 g/L, a 36 °C e 2.88 atm. Calcular
a massa molar do composto e respectiva fórmula química.
Cleopatra's Last Breath…
Take a deep breath. Notice anything special? Did
you catch a whiff of Shakespeare, a dash of
Socrates, a trace of Cleopatra? No? They were
there, just the same. You just inhaled millions of
molecules which each of them once exhaled.
Let's take a look at just one historic breath: Cleopatra's last. You just inhaled about 20 molecules from her
dying exhale. You may have heard such a claim previously, and wondered if it was true. In very round
numbers: Earth's atmosphere contains 1.6 x 1044 atoms, and each breath we take consists of 8 x 1022 atoms.
Dividing the number of atoms in the entire atmosphere by those in one breath shows that about 1 in every
2x1021 atoms we breathe in the air right here is from Cleopatra's dying exhalation (assuming, reasonably
enough, that winds over two millennia have done a thorough worldwide mixing job). This, in turn, means that
each of us inhales about 40 atoms -- say 20 molecules -- from her last gasp with every breath we take. In fact,
it's probably safe to say that each breath you take includes air that passed out of the lungs of everyone who
has ever lived, at least up to a hundred or so years ago (to allow time for their breath to be sufficiently well
mixed in the atmosphere).