1. Gases.
Os gases são substâncias fluídas que não possuem forma, nem volume próprio, ou seja, a forma e o volume dos gases depende diretamente do recipiente no qual estão inseridos. Isso ocorre porque as moléculas dos gases, diferente dos sólidos, estão separadas umas das outras.
O ar atmosférico é composto por vários gases, tais como: nitrogênio (78%), oxigênio (21%) e outros gases (1%).
1.1.Propriedades principais dos gases.
Os gases possuem a propriedade de expansão (aumento de volume) e contração (diminuição de volume). Estas mudanças ocorrem de acordo com a mudança de temperatura, pressão, etc. Possuem também a capacidade de passar para o estado líquido, ocupando desta forma menos espaço.
1.2. Os estados dos gases
O estado físico de uma amostra de uma substância, sua condição física, é definido por suas propriedades físicas. Duas amostras de uma substância que têm as mesmas propriedades físicas estão no mesmo estado. O estado de um gás puro, por exemplo, fica definido pelos valores do volume que ele ocupa, V, da quantidade de substância (número de mols), n, da pressão, P, e da temperatura, T. É um facto experimental que cada substância é descrita por uma equação de estado, uma equação que estabelece uma relação entre as quatro variáveis. (ATKINS e PAULA)
A forma geral de uma equação de estado é:
P=f(T, V, n) (equação 2)
Esta equação mostra que, se forem conhecidos os valores de n, T e V para uma certa substância, então sua pressão tem um valor definido. (ATKINS e PAULA)
1.3. As leis dos gases
Quando se fala das leis dos gases é necessário prestar-se atenção nos seguintes fundamentos:
• A lei do gás perfeito, uma lei limite válida no limite de pressão nula, resume as leis de Boyle, de Charles e o princípio de Avogadro;
• A teoria cinética dos gases, pela qual as moléculas estão em incessante movimento aleatório, fornece um modelo que explica as leis dos gases e uma relação entre a velocidade média e a temperatura;
• Uma mistura de gases perfeitos se comporta como um único gás perfeito; cada um dos seus componentes contribui com sua pressão parcial para a pressão total (ATKINS e PAULA)
A Lei dos Gases, foram criadas por físico-químicos entre os séculos XVII e XIX. As três leis dos gases são denominadas: Lei de Boyle (transformação isotérmica), Lei de Gay-Lussac (transformação isobárica) e a Lei de Charles (transformação isométrica). Cada uma delas contribuíram para os estudos sobre os gases e suas propriedades, a saber: volume, pressão e temperatura.
Consoante as leis dos gases temos:
- Lei de Boyle: Pv= constante, a n, T constantes;
- Lei de Charles: V= constante x T, a n, P, constantes e P=K x T, a n,V constantes;
- Princípio de Avogadro: V= constante x n. a p, T constantes.
Onde o resultado final foi PV= nRT que é a equação 1. (ATKINS e PAULA).
Interpretando as três leis dos gases
1.3.1. Lei de Boyle
A Lei de Boyle-Mariotte, proposta pelo químico e físico irlandês Robert Boyle (1627-1691), apresenta a transformação isotérmica dos gases ideais, de modo que a temperatura permanece constante, enquanto a pressão e o volume do gás são inversamente proporcionais. Assim, a equação que expressa a lei de Boyle:
Donde:
p: pressão da amostra V: volume K: constante de temperatura (depende da natureza do gás, da temperatura e da massa). |
|
A lei de Boyle mostra que, a uma temperatura constante, o produto da pressão e volume de um gás ideal é sempre constante. Foi publicada em 1662. Pode ser determinada experimentalmente com um manómetro e um recipiente de volume variável. Também podem ser encontradas através do uso da lógica, se um recipiente com um número fixo de moléculas impacta nos lados do recipiente por unidade de tempo, causando aumento da pressão como uma equação matemática, a lei de Boyle é a seguinte: (CHANG e GOLDSBY)
PV=k (equação 3)
P1V1=P2V2 (equação4)
Onde P é a pressão em Pascal (Pa), V volume em metros cúbicos (m3) e k é a consntante nesta equação. (CHANG e GOLDSBY).
Fig. 1 – Gráfico de P / V (Fonte: (ATKIN S e PAUL A))
1.3.2. Lei de Charles
Chamada comumente lei de Charles, é uma lei dos gases perfeitos. Esta lei diz respeito às transformações isobáricas, isto é, aquelas que se processam a pressão constante, cujo enunciado é:
À pressão constante, o volume de uma determinada massa de gás é directamente proporcional à sua temperatura absoluta. (ATKINS e PAULA)
𝑽""𝑻=𝐶𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 (equação 5)
𝑽𝟏*𝑽𝟐 =𝑻𝟏*𝑻𝟐 (equação 6)
Fig. 2 – Gráfico de V / T (Fonte: (ATK INS e PAU LA))
Lei de Charles
A Lei de Charles, proposta pelo físico e químico francês Jacques Alexandre Cesar Charles (1746-1823), apresenta a transformação isométrica ou isocórica dos gases perfeitos, ou seja, o volume do gás é constante, enquanto a pressão e a temperatura são grandezas diretamente proporcionais. A partir disso, a fórmula que expressa a lei de Charles:
Donde,
P: pressão
T: temperatura
K: constante de volume (depende da natureza, do volume e da massa do gás).
1.3.3. Lei de Gay-Lussac
A Lei de Gay-Lussac, proposta pelo físico e químico francês, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), apresenta a transformação isobárica dos gases, ou seja, quando a pressão do gás é constante, a temperatura e o volume são diretamente proporcionais, expressa pela fórmula:
V: volume do gás T: temperatura k: constante da pressão (isobárica)
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Donde:
1.4. Equação de Clapeyron
A Equação de Clapeyron foi formulada pelo físico-químico francês Benoit Paul Émile Clapeyron (1799-1864). Essa equação consiste na união das três leis dos gases, na qual relaciona as propriedades dos gases dentre: volume, pressão e temperatura absoluta.
P: pressão V: volume n: número de mols R: constante universal dos gases perfeitos: 8,31 J/mol.K T: Temperatura
|
Donde:
1.5.Equação Geral dos Gases Perfeitos
A Equação Geral dos Gases Perfeitos é utilizada para os gases que possuem massa constante (número de mols) e variação de alguma das grandezas: pressão, o volume e a temperatura, estabelecida pela seguinte expressão:
P: pressão V: volume T: temperatura K: constante molar
| P1: pressão inicial V1: volume inicial T1: temperatura inicial P2: pressão final V2: volume final T2: temperatura final
|
Donde:
1.6.Modelo Cinético Dos Gases
A lei de Boyle se aplica a todos os gases independentemente da sua natureza química (desde que a pressão seja baixa), porque em pressões baixas as moléculas estão tão afastadas umas das outras que, em média, não exercem influência entre si; logo, as moléculas deslocam-se independentemente. A explicação molecular da lei de Charles reside no facto de que a elevação da temperatura de um gás aumenta a velocidade média das suas moléculas. As moléculas então colidem com as paredes com mais frequência e também com maior impacto. Portanto, elas exercem maior pressão sobre as paredes do recipiente. (ATKINS e PAULA)
Resumidamente tem-se:
1. O gás consiste em moléculas de massa m movimentando-se aleatória e incessamente;
2. O tamanho das moléculas é desprezível no sentido de que seus diâmetros são muito menores do que a distância média percorrida entre as colisões. (ATKINS e PAULA)
3. As moléculas interagem brevemente, e raramente, através de colisões elásticas (colisão em que a energia cinética translacional total das moléculas é conservada). (ATKINS e PAULA)
Factor de compressibilidade
O factor de compressibilidade mede o grau de não idealidade dos gases reais. Ele foi introduzido na equação dos gases ideais de forma a efectuar uma correcção na mesma, para se puder saber como a aplicar aos gases reais. Assim, a equação de estado dos gases ideais, corrigida pelo factor de compressibilidade é dada por:
PVm= RTZ (equação 7)
Deduzindo, a partir da equação 7:
𝑉/=01 , então, ter-se-á:
𝑃𝑉 =𝑛𝑅𝑇𝑍, isolando-se Z e considerando n=1mol:
𝒁 = 𝑷𝑽𝑹𝑻 (equação 8)
Onde Z é o factor de compressibilidade. (ATKINS e PAULA)
A prática experimental deverá ter como resultado o cumprimento gráfico das três leis acima citadas.
1.7.As transformações termodinâmicas
Ao estudarmos as leis da termodinâmica, vimos que a primeira lei enuncia que quando fornecemos calor para um determinado sistema, esse calor tanto pode ser absorvido pelo sistema (transformando-se em energia interna), quanto pode ser usado pelo sistema para realizar trabalho (expandindo-se ou comprimindo-se).
Transformação Isobárica
A transformação é dita isobárica quando sua pressão permanece constante.
Figura_ Transformação na qual a pressão permanece constante
Numa expansão isobárica, o volume e a temperatura aumentam. Uma transformação isobárica é uma transformação termodinâmica na qual a pressão permanece constante em um sistema fechado, sistema este que permite trocas de energia, mas não de matéria, entre o sistema e sua vizinhança.
A transformação isobárica apresenta características de expansão (aumento de volume) e contração (diminuição do volume).
Portanto, aumenta a temperatura e consequentemente a energia interna: ΔU > 0.
Mas, pela primeira lei, temos que ΔU = Q – T.
Numa contração isobárica, diminuem o volume e a temperatura, o que acarreta diminuição da energia interna: ΔU < 0.
Expansão isobárica é o aumento do volume com o aumento da temperatura e a pressão constante.
Contração isobárica é a diminuição do volume com a diminuição da temperatura.
2. Parte do Experimento
Parte do experimento consta da observação da pressão em um balão ou bexiga de plástico, o qual se pretende determinar a pressão limite suportada pelo mesmo. O procedimento é realizado inflando-se o balão até estourá-lo e acompanhando a pressão durante todo o processo. Tal procedimento serve somente para mostrar de maneira quantitativa, o quanto de pressão cabe num balão, objeto tão comum em nosso cotidiano, capaz de nos fornecer uma melhor representação da grandeza física pressão em termos de quantidade. O segundo procedimento realizado nessa parte é o mesmo do segundo procedimento aplicado à lata, onde o balão ou bexiga de plástico é também colocado em Banho Térmico (Frio e Quente), e acompanhado do termômetro, assim elucida pela observação do registro das pressões em cada diferente banho a Lei de Charles (Pressão=cte), oferecendo também uma boa observação experimental que o procedimento oferece.
2.1.Verificação dos gases (Expansão e contração isobárica). Parte I e II_ Experiência
Ø Béquer; Ø Fogão; Ø Termômetro; Ø Garrafa de 350 ml; Ø Balão. | Ø Agua (H2O). |
Procedimentos I da primeira experiência (Expansão do gás).
Primeiro põe-se 50 ml de água de 25oC no béquer e de seguida introduzimos o nosso sistema que usamos o balão para fechar o mesmo dentro do béquer, com ajuda do fogão aquecemos a H2Oaté a atingir a temperatura de 70oC.
Observação da primeira experiência (Expansão do gás).
Durante a experiência feita por nós, observamos que com o aumento da temperatura o volume do gás do ar se expandia.
Isto é o balão que foi usado como material para fechar o nosso sistema inflamava como consequência da expansão do gás do ar, ou seja, o volume aumentava.
O volume ocupado pelo gás aumentou.
Procedimentos II da Segunda Experiência (Contração do gás).
Pôs-se dentro do sistema água da temperatura igual a70oC, em seguida tirou-se a agua que estava presente dentro do sistema, isso com objetivo de haver no sistema uma temperatura elevada, para que se possa verificar o que ia acontecer com a diminuição da temperatura dentro do sistema.
Observações da Segunda Experiência (Contração do gás).
Durante a experiência realizada, verifica-se que com a diminuição da temperatura dentro do sistema o volume do gás do ar também diminuía, isto é, ouve a contração do gás do ar.
O volume ocupado pelo gás também diminuiu.
Parte III_ Experiência
Material Utilizado
- Balão
- Bequer/ Erlemayer
- Fogão
- Água (Quente e Fria)
Figura –5_ Parte III
Procedimento Experimental
Parte III – Bexiga ou Balão de Plástico
Procedimento II-
- Acople o sensor e a bexiga ou balão pelo adaptador.
- Infle o balão ou bexiga até estourá-lo observando a pressão limite que o mesmo suporta. Observe pelo gráfico de Pressão x Tempo.
Figura -6_ Banho Térmico Frio e Quente
- Acople o sensor e uma bexiga ou balão.
- Infle o balão ou bexiga até uma pressão intermediaria suficiente para que seu volume caiba no recipiente de banho térmico.
- Mergulhe o balão no banho térmico quente tomando o cuidado de não estoura-lo
Observe o balão e o gráfico de Pressão x Tempo
OBS: Não ultrapasse temperaturas maiores que a de 80º C da água evitando assim, possíveis riscos de queimaduras e estouro do balão.
- Mergulhe o balão no banho térmico frio. Observe o balão e o gráfico de Pressão x
Tempo. Caso o volume após o banho térmico quente seja muito maior que o do recipiente, espere um tempo determinado para fazer o banho térmico frio.
Parte IV
Procedimento IV Experimental
Mergulhe a garafa primeiramente no banho quente em um recipiente com água em Temperatura ambiente (25º C) e aqueça gradativamente a água com aquecedor ou termostato, para poder registrar as pressões conforme o aumento da temperatura.
OBS: Não ultrapasse temperaturas maiores que a de ebulição da água evitando assim, possíveis riscos de queimaduras. (Montagem conforme Figura acima)
- Após registrar as pressões em aquecimento, repouse a lata por 2 a 5 minutos a temperatura ambiente (até o re-estabelecimento da pressão inicial de equilíbrio na garafa, Patm) e após isso, coloque a lata no recipiente com gelo e água em equilíbrio térmico.
(Montagem conforme Figura 5). Registre as pressões e temperaturas.
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