Determinação Do Volume Molar Do gás Oxigênio Formado Pela Decomposição Catalisada Do Peróxido De Hidrogênio.

Introdução

Gases:

Em muitos aspectos, os gases são a forma de matéria mais facilmente entendida. Ainda que diferente gases podem ter semelhantes propriedades químicas, pois se compartam de maneira bastante similar no que concerne à propriedades físicas. Por exemplo, vivemos em uma atmosfera composta de certas misturas de gases que chamamos ar. Respiramos o ar para absorver oxigênio. O2, que dá suporte à vida humana. O ar também contém nitrogênio, N2, que tem muitas propriedades químicas diferentes do oxigênio.

A atmosfera igualmente, contém pequenas quantidades de outras substâncias gasosas, no entanto comporta-se fisicamente como um material gasoso [1].

As leis dos gases:

Os experimentos com grandes números de gases revelam que são necessárias quatro variáveis para definir a condição física, ou estado, de um gás: Temperatura, T; Pressão, P; Volume, V; e Quantidade de gás, geralmente expressa em quantidade de matéria, n. As equações que expressam as relações entre T, P, V e n são conhecidas como Leis dos Gases.

Lei de Boyle:

A lei de Boyle afirma que: o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido a temperatura constante, é inversamente proporcional a constante.

Se a pressão sobre um balão diminiu, ele se expande. Essa é a razão pela qual os balões meteorológicos expandem-se a medida que sobem para atmosfera, de modo inverso quando o volume de gás é comprimido, a pressão do gás aumenta [1].

Lei de Charles:

Em termos de escala Kelvin, a Lei de Charles pode ser expressa como segue: o volume de certa quantidade fixa de gás mantido a pressão constante é diretamente proporcional á respectiva temperatura absoluta.

Os balões de ar quente sobem porque o ar expande-se a medida que é aquecido. O ar mais quente é menos denso que o ar da vizinhança mais fria á mesma pressão. Essa diferença na densidade faz com que o balão suba. De maneira inversa, um balão encolhe quando um gás dentro dele [1].

Lei de Avogadro:

A lei de Avogadro resulta da hipótese de Avogadro: o volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás.

Portanto, dobrando-se a quantidade de matéria do gás, o volume também dobra se temperatura e pressão permanecerem constantes [1].

A equação do gás ideal:

Examinou-se as 3 leis dos gases historicamente importante que descrevem as relações entre as quatro variáveis, P, V, T e n, que definem o estado de um gás. Cada lei foi obtida ao se manter duas variáveis constantes para se observar como as outras duas variáveis são afetadas pelas outras. Podemos expressar cada lei como uma relação de proporcionalidade. Usando símbolo ∝, que se lê “é proporcional a” , temos:

Lei de Boyle: V ∝ 1/p (constante n, T)

Lei de Charles: V ∝ T (constante n, P)

Lei de Avogrado: V ∝ n ( constante P, T)

Podemos combinar essas relações para chegar a uma lei de gás mais geral:

V∝nT/P

Se chamarmos R a constante de proporcionalidade, obtemos:

V= R(nT/p)

Reordenando, temos essa relação de forma mais familiar:

PV=nRT

Essa equação é conhecida como equação do gás ideal. Um gás ideal é um gás hipotético cujos comportamentos da pressão, do volume e da temperatura são completamente descritos pela equação do gás ideal [1].

A equação do gás ideal explica adequadamente as propriedades da maioria dos gases sob varias circunstancias. Entretanto ela não é exatamente correta para um gás real. Dessa forma, o volume medido, V, para determinadas condições de P,n , T pode diferir do volume calculado a partir de PV=nRT [1].

Gases reais: Desvios do comportamento ideal

Embora a equação do gás ideal seja muito útil em descrever os gases, todos os gases reais não obedecem à relação até certo grau. A extensão na qual um gás real foge do comportamento ideal pode ser vista ao se reordenar a equação do gas ideal:

PV/RT = n

Para um mol de gás ideal (n=1) a quantidade de PV/RT é igual a 1 a todas as pressões. A altas pressões o desvio de comportamento ideal (PV/RT=1) é grande e diferente para cada gas. Dessa forma, os gases reais não se comportam de modo ideal a altas pressões. Entretanto, a baixas pressões (geralmente abaixo de 10atm), o desvio de gas ideal é menor e pode-se usar a equação do gás ideal sem que sejam gerados erros sérios [1].

O desvio do comportamento ideal também depende da temperatura. À medida que a temperatura aumenta, as propriedades do gás aproximam-se mais das de um gás ideal. Em geral os desvios de comportamento ideal aumentam conforme a temperatura diminui, tornando-se significante próximo à temperatura no qual o gas é convertido em liquido [1].

As suposições básicas da teoria cinética molecular fornecem-nos uma compreensão clara de por que os gases reais desviam do comportamento ideal. As moléculas de um gás ideal supostamente não ocupam espaço e não se atraem. Entretanto, as moléculas reais têm volumes finitos e eles se atraem.

A equação de van der Waals:

Os engenheiros e cientistas que trabalham com gases a altas pressões geralmente não podem usar a equação do gas ideal para determinar as propriedades de pressão e volume de gases porque a fuga de comportamento ideal é muito grande. Uma equação útil desenvolvida para determinar o comportamento de gases reais foi proposta pelo cientista holandês Johannes van de Waals (1837 – 1923) [2].

A equação do gas ideal determina que a pressão de um gás é:

P= nRT/V (gás ideal)

Van der Waals identificou que, para um gás real, essa expressão teria que ser corrigida para o volume finito ocupado pelas moléculas de gás e para as forças atrativas entre as moléculas de gás. Ele introduziu duas constantes, a e b, para fazer correções [2].