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Gases - Parte 2 — Transcript

by Aulas de Química · 1,724 words · 305 segments · language en · Watch on YouTube

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0:02o olá eu sou o professor rodrigo
0:06cordeiro
0:08oi gente a segunda parte da série sobre
0:10gases
0:11a une ficaremos as ideias desenvolvidas
0:14na aula anterior numa descrição
0:16generalizada do comportamento dos gases
0:18mostrando os seus sucessos e suas
0:21limitações
0:23nós já sabemos como as variáveis de
0:27estado se relacionam entre si
0:29é o volume é inversamente proporcional a
0:32pressão
0:34é diretamente proporcional a temperatura
0:38e diretamente proporcional ao número de
0:41mols de moléculas
0:44e em cada caso considera-se que as
0:46variáveis não representadas na relação
0:48são mantidas constantes podemos unificar
0:54todas essas relações numa única
0:56expressão matemática
0:59e substituímos então o símbolo de
1:02diretamente proporcional por uma
1:04constante multiplicativa que chamaremos
1:06dr
1:08o e arranjamos a expressão obtendo a
1:11chamada a equação dos gases ideais
1:14o pv = nrt
1:19é a constante é reconhecida como
1:21constante dos gases ideais
1:24e no sistema internacional ela tem o
1:27valor de 8,314 jaules por mol por kelvin
1:33e você também encontrará em unidades
1:35alternativas como 0,082 atmosfera vezes
1:40litro por mol por kelvin consideremos um
1:46exemplo
1:47em qual o volume de um mol de gás
1:49nitrogênio nas condições normais de
1:52temperatura e pressão pause o vídeo e
1:56resolva esse problema
2:00e esse é um problema típico de aplicação
2:03da equação dos gases ideais
2:05nós começamos isolando a variável
2:08procurada e substituindo as variáveis
2:12conhecidas pelos seus valores
2:15e na cntp a previsão é de 1 atmosfera ea
2:19temperatura de 0 graus celsius
2:23e não devemos esquecer de converter a
2:26temperatura para kelvin
2:29a adotamos r em unidades que não tenham
2:32coerência com as outras o resultado é
2:3822,4 litros
2:41me responda agora essa outra questão
2:44em qual o volume de um molde gás argônio
2:47nas cntp
2:51se você não estou que a resolução é
2:53exatamente igual a do problema anterior
2:56e a equação dos gases ideais não faz
2:59distinção sobre a identidade química do
3:01gás ela parte da premissa que todos os
3:04gases se comportam da mesma maneira
3:06independente do que sejam
3:09e a explicação para isso é que as
3:12moléculas de gás estão tão afastadas
3:14umas das outras que não estão sujeitas a
3:17forças de atração ou repulsão geradas
3:19por moléculas vizinhas
3:22e é verdade que frequentemente duas
3:24moléculas se aproximam e se chocam mas
3:27elas carregam tanta energia que logo
3:29voltam a se separar como corpos rígidos
3:32numa colisão
3:34um gás ideal não conceito teórico um gás
3:38composto de partículas que não interagem
3:40entre si e
3:44é mas o qual realístico é esse conceito
3:48e aqui o valor teórico do volume molar
3:51de um gás ideal é comparado aos volumes
3:54molares reais medidos experimentalmente
3:56para vários gases
3:59nós vemos que as diferenças são mínimas
4:01mas elas existem
4:04e a equação dos gases ideais fornece o
4:07resultado muito próximo da realidade
4:09porém não exatamente igual
4:13e daqui a pouco discutiremos as razões
4:15para isso
4:19é mas antes vamos aproveitar o
4:22generalismo da equação dos gases ideais
4:24e aplicá-la também a misturas gasosas
4:28e mais uma vez não importa a composição
4:31química da mistura porque as moléculas
4:33estão muito separadas e se comportam
4:35independentemente por isso a pressão
4:40total da mistura será dada pela soma das
4:43pressões parciais de cada componente
4:47e a pressão parcial de um componente é a
4:50pressão que exerceria se ocupasse
4:52sozinho o mesmo volume do recipiente
4:56eu não sou uma mistura como um todo mas
4:59também cada componente individual
5:01obedece a equação dos gases ideais e
5:06bom graças ao facto de as interações
5:08intermoleculares serem fracas nos gases
5:11podemos propor um modelo bastante
5:13simples de como suas moléculas se
5:15comportam
5:18e para começar imaginamos que as
5:20moléculas são esferas rígidas que não
5:22interagem ou seja elas não se atraem nem
5:26se repelem a distância podemos escrever
5:31um movimento de corpos rígidos usando as
5:33leis de newton
5:34em cada molécula do gás se move a
5:36velocidade constante até se chocar com
5:39outra molécula ou com as paredes do
5:41recipiente a colisão é inelástica as
5:46moléculas transferem energia entre si
5:48mas a energia total do sistema é
5:51conservada
5:53e esse tratamento precisa ser aplicado
5:56um número muito grande de moléculas em
5:58movimento aleatório o comportamento do
6:01gás como um todo resultará de uma média
6:03estatística do comportamento de suas
6:05moléculas individuais assim conseguimos
6:10relacionar grandezas mecânicas
6:13submicroscopicas tais como a velocidade
6:15das moléculas com variáveis de estado
6:18macroscópicas e mensuráveis o raciocínio
6:23que acabamos de descrever faz parte da
6:25chamada teoria cinética dos gases
6:28e não entraremos em detalhes sobre seu
6:31desenvolvimento matemático mas
6:33mostraremos alguns de seus principais
6:35resultados
6:37e esse é um deles uma equação que
6:40relaciona a temperatura t do gás com sua
6:43massa molar n e a velocidade v das
6:46moléculas
6:48é o símbolo da velocidade aparece entre
6:51colchetes para indicar que se trata de
6:53um valor médio de um grande número de
6:55moléculas para alguns instantes para
6:59refletir sobre o significado dessa
7:01equação
7:03e para facilitar vamos rearranja lá
7:08e o que é massa vezes velocidade ao
7:12quadrado dividido por 2
7:16e essa é a fórmula para energia cinética
7:19a equação nos diz que a temperatura de
7:22um gás está relacionada a energia
7:25cinética média de suas moléculas
7:30e o movimento das moléculas é caótico
7:33ela se movem em direções aleatórias e
7:35com velocidades diferentes chocando-se
7:38constantemente umas com as outras
7:41e esses programa mostra como a
7:43velocidade está distribuída entre as
7:45diferentes moléculas
7:48e é baixa probabilidade de achar
7:51moléculas extremamente lentas ou
7:53extremamente rápidas
7:55e a maioria das moléculas possuem
7:58velocidades intermediárias
8:01e o que acontece se aumentarmos a
8:03temperatura temperatura mais alta
8:08significa que a velocidade média será
8:10maior
8:11e o pico do histograma será então
8:13deslocado no sentido de maiores
8:15velocidades e eles se tornaram mais
8:18achatado
8:20e como movimento molecular é caótico
8:22continuaremos tendo moléculas muito
8:25lentas e moléculas muito rápidas porém
8:28na média a velocidade será maior
8:33o compare agora essas duas distribuições
8:36de velocidade a mesma temperatura para
8:39gases diferentes porque a velocidade
8:43média das moléculas é maior no hélio que
8:46no nitrogênio
8:49e estando a mesma temperatura ambos
8:51possuem a mesma energia cinética média
8:54porém como a massa de um átomo de hélio
8:57é menor que a de uma molécula de
8:59nitrogênio sua velocidade será maior
9:05e até aqui trabalhamos sobre a premissa
9:08de que as interações intermoleculares
9:09são desprezíveis não gás
9:12é mas será que isso é verdade em
9:14qualquer situação
9:17e a pressões baixas as moléculas estão
9:20tão afastadas que os gases se comportam
9:22como se as interações intermoleculares
9:23não existissem esse é o chamado o
9:27comportamento ideal logo
9:29e para calcular a pressão nos pneus de
9:31um veículo podemos aplicar a equação dos
9:34gases ideais com relativa segurança pois
9:36a pressão não ultrapassa algumas poucas
9:39vezes a pressão atmosférica
9:41o porém a situação muda completamente no
9:44reator industrial onde as pressões
9:47equivalem a centenas de atmosferas
9:51o quanto um gás é comprimido a distância
9:54média entre as moléculas diminui e as
9:56interações entre elas tornam-se mais
9:58relevantes nessa situação a equação dos
10:03gases ideais e torna-se incapaz de
10:05descrever o comportamento do gás
10:08e a temperatura também influencia gases
10:13a temperaturas elevadas aproximam-se do
10:15comportamento ideal
10:17e isso ocorre porque moléculas possuem
10:20alta energia cinética e são capazes de
10:23se desvencilhar facilmente das
10:24interações com moléculas vizinhas a
10:28temperaturas mais baixas as interações
10:31tornam-se mais relevantes e os gases se
10:33desviam do comportamento ideal
10:37e em resumo um gás tender a se desviar
10:41do comportamento ideal conforme a
10:43pressão aumenta ea temperatura diminui
10:49é a chamada equação de van der waals
10:51permite levar em conta os desvios da
10:53idealidade no comportamento de um gás
10:57ela é derivado a partindo da própria
10:59equação dos gases ideais mostrado aqui
11:02de maneira rearranjada
11:04em alguns termos dessa equação serão
11:06modificados o volume v do recipiente não
11:12corresponde finalmente ao espaço que as
11:14moléculas têm disponível para se mover
11:17nem pense nisso da seguinte forma se
11:20você correr de uma sala lotada o espaço
11:23que tem à disposição será reduzido pela
11:25presença de outras pessoas
11:28e no mesmo espírito o volume efetivo que
11:32as moléculas têm à disposição está
11:34marcado em azul note que ele que vale é
11:37o volume total do recipiente menos o
11:40volume interno das moléculas aqui
11:42chamado de bebê e destacado em laranja
11:46e no caso de um cascar efeito o volume
11:51total do recipiente e o volume efetivo
11:53são praticamente iguais
11:56o porém conforme o gás é comprimido ea
11:59pressão aumenta a diferença entre eles
12:01se torna mais significativa
12:05e o segundo tema ser corrigido é a
12:08pressão
12:09e imagine que a figura representa um gás
12:12ideal sem interações intermoleculares
12:16e se pudéssemos de repente ligar as
12:19interações e se elas forem atrativas o
12:22que ocorrerá com a pressão ao se
12:26atraírem mais as moléculas ficaram mais
12:29coisas e diminuíram a pressão sobre as
12:32paredes do recipiente
12:34e essa diminuição é levado em conta
12:37subtraindo da pressão um fator constante
12:40a
12:42e o efeito das interações será maior ou
12:45menor dependendo da concentração de
12:47moléculas no recipiente
12:50e mais precisamente da concentração ao
12:53quadrado já que interações envolvem um
12:55mínimo um par de moléculas
12:58e por isso a constante a é multiplicada
13:02pelo quadrado da concentração o número
13:04de mols por volume
13:08e eu tentando chegamos a equação de van
13:11der waals
13:12e ela é muito parecida com a equação dos
13:15gases ideais mas contém duas novas
13:17constantes a e b que são específicas
13:21para cada tipo de gás
13:23e agora a identidade química do gás
13:26passa a importar pois estamos falando de
13:29condições em que as interações
13:30intermoleculares são relevantes
13:34e nos livros você encontrará tabelas com
13:37os valores das constantes a e b a
13:42equação de van der waals permite
13:44descrever o comportamento de gases a
13:46altas pressões e baixas temperaturas
13:48situações nas quais eles não se
13:50comportam mais como casas ideais porém
13:54em situações extremas até mesmo a
13:57equação de van der waals falha
14:00é frequentemente os químicos e
14:02engenheiros precisam recorrer a equações
14:04empíricas contendo um grande número de
14:07termos ajustáveis
14:11nós estamos chegando ao final dessa aula
14:14é importante que você tenha compreendido
14:16como um movimento e as interações das
14:19moléculas influenciam o comportamento do
14:21gás em escala macroscópica muitos
14:25problemas envolvendo gases podem ser
14:27resolvidos utilizando a equação dos
14:29gases ideais mas é importante que você
14:32esteja ciente de suas limitações
14:34o pão de estudos e até a próxima aula

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