UNIDADE 2 – NA ATMOSFERA DA TERRA: RADIAÇÃO , MATÉRIA E ESTRUTURA

1. UNIDADE 2 – NA ATMOSFERA DA TERRA:RADIAÇÃO, MATÉRIA E ESTRUTURA 2.1. MOLE. NÚMERO DE AVOGADRO. MASSA MOLAR 2.2. VOLUME MOLAR E DENSIDADE DE UM GÁS 2.3. MISTURAS NA ATMOSFERA.CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES Escola Secundária Maria Lamas – Torres NovasFísica e Química A – 10º AnoNelson Alves Correia

2. Objectivos • Estabelecer uma relação, para uma dada pressão e temperatura, entre o volume de um gás e o número de partículas nele contido. • Relacionar a densidade de uma substância gasosa com a sua massa molar. • Relacionar a variação da densidade da atmosfera com a altitude. • Indicar o significado de solução, colóide e suspensão. • Identificar soluções, colóides e suspensões em situações do quotidiano.

3. Objectivos • Reconhecer que a atmosfera é formada por uma solução gasosa, na qual se encontram outras dispersões como os colóides e suspensões, na forma de material particulado. • Calcular a composição quantitativa de uma solução em termosde concentração, concentração mássica, percentagem em massa, percentagem em volume, fracção molar e partes por milhão.

4. CONTEÚDOS • Mole • Massa Molar • Características de um Gás • Relação entre a Pressão, o Número de Moléculas,o Volume e a Temperatura • Volume Molar • Densidade de um Gás • Dispersões • Concentração de uma Solução • Diluição de Soluções • Exercícios

5. MOLE • Quantidade química ou quantidade de substância (n) –Número de partículas (ex: átomos, moléculas e iões). • Mole (mol) – Unidade de medida da quantidade química: • 1 mol = 6,022 x 1023≈ 6 x 1023partículas =número de Avogadroou constante de Avogadro (NA); • Número de partículas = mol x 6 x 1023

6. MOLE • 1 mol H2O  2 mol H + 1 mol O  6 x 1023moléculas de H2O 12 x 1023átomos de H + 6x 1023átomos de O • 2 mol CaCl2 2 mol Ca2++ 4mol Cl- 12 x 1023iões de Na+ + 24 x 1023iões de Cl-

7. MOLE

8. MASSA MOLAR • Massamolar (M)– Massa de 1 mol de substância.A unidade de medida é o grama por mole (g/mol­ ou g mol-1). • O valor da massa molar é igual ao valor da massa atómica relativa (Ar) ou da massa molecular relativa (Mr). • Ar(H) = 1,0  M (H) = 1,0 g/mol­ Mr(H2O) = 18,0 M (H2O) = 18,0 g/mol­

9. MASSA MOLAR • Podemos relacionar a massa (m) de uma substância com a sua massa molar (M) e a sua quantidade química (n) através das expressões:

10. MASSA MOLAR

11. CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS • Há muito espaço vazio entre as partículas de um gás. • As partículas estão praticamente livres, movimentam-seao acaso e ocupam todo o volume do recipiente. • O gásnão tem volume constante e não tem forma própria(varia com o recipiente). • O gás é muito compressível (quando se comprime um gás,as suas partículas aproximam-se e o seu volume diminui). • A pressão que um gás exerce sobre uma superfície, resulta dos choques das partículas do gás contra essa superfície.

12. CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS

13. CARACTERÍSTICAS DE UM GÁS • A unidade SI de pressão é o pascal (Pa): 1 Pa = 1N / 1 m2 • Outras unidades de pressão: atmosfera (atm), torricelli(torr) e milímetro de mercúrio (mm Hg) - 1 atm = 1,0 × 105Pa = 760 torr • Condições normais de pressão e de temperatura de um gás (PTN): p = 1 atm e T = 273 K • A pressão de um gás varia com o número de partículas,o volume do recipiente e a temperatura.

14. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA • Para um volume e temperatura constantes, a pressão é directamente proporcional ao número de moléculas: p / n = constante p1 / n1 = p2 / n2 p1 / p2 = n1 / n2 • Quanto maior for o número de moléculas, maior será onúmero de choques e a pressão aumenta.

15. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA

16. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA • Para um número de moléculas e temperatura constantes,a pressão é inversamente proporcional ao volume(Lei de Boyle-Mariotte): pV= constante  p1V1 = p2V2p1 / p2 = V2 / V1 • Quanto maiorfor o volume do gás, menorserá onúmero de choques e a pressão diminui.

17. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA

18. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA • Para um número de moléculas e volume constantes,a pressão édirectamente proporcionalà temperatura(Lei de Gay-Lussac): p / T = constante p1 / T1= p2 / T2 p1 / p2 = T1 / T2 • Quanto maior for a temperatura do gás, maior será a velocidade das moléculas e o número de choques,e a pressão aumenta.

19. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA

20. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA • Para um número de moléculas e pressão constantes,o volumeé directamente proporcionalà temperatura(Lei de Charles): V / T = constante V1 / T1= V2 / T2 V1 / V2 = T1 / T2 • Quanto maior for a temperatura do gás, maior será onúmero de choques e o volume aumenta.

21. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA

22. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA • Para uma pressãoetemperatura constantes, o volumeé directamente proporcionalao número de moléculasounúmero de moles (Lei de Avogadro): V / n = constante  V1 / n1 = V2 / n2 V1 / V2 = T1 / T2 • Quanto maior for o número de moléculas do gás, maior seráo número de choques e o volume aumenta.

23. RELAÇÃO ENTRE A PRESSÃO, O NÚMERO DE MOLÉCULAS, O VOLUME E A TEMPERATURA

24. VOLUME MOLAR • Nas mesmas condições de pressão e temperatura, volumes iguais de gases diferentes, contêm o mesmo número de moléculas: • V1 / n1 = V2 / n2 se V1 = V2entãon1 = n2ou vice-versa • Volume molar (Vm) –Volume ocupado por 1 mol de partículas. Nas condições PTN, o volume de 1 mol de um gás é igual a22,4 dm3: Vm = 22,4 dm3/mol. • Nas mesmas condições de pressão e de temperatura,os gases têm o mesmo volume molar.

25. VOLUME MOLAR • O volume ocupado por uma mole de uma substância dependedo estado físico em que esta se encontra: • 1 mol de água (18 g) no estado líquido ocupa o volume de18 cm3; a mesma quantidade de água no estado gasosoocupa o volume de 22 400 cm3, nas condições PTN.

26. DENSIDADE DE UM GÁS • Densidade ou massa volúmica () –Massa de uma substânciaque existe numa unidade de volume:  = m / V • A unidade SI de densidade é kg/m3, mas utiliza-se maiso g/dm3(g dm­-3) para os gases.

27. DENSIDADE DE UM GÁS • Densidade de uma mole de um gás (nas condições PTN): • Massa de 1 mol = massa molar (M) • Volume de 1 mol = volume molar (Vm) = 22,4 dm3 •  = m / V   = M/ Vm = M/ 22,4 • A densidade da atmosfera diminui quando aumenta a altitude, porque o número de partículas e a respectiva massadiminui.

28. DISPERSÕES • Dispersão – É uma misturade duas ou mais substâncias,em que as partículas da fase dispersa (soluto)estão espalhadasno meio da fase dispersante(solvente). • As dispersões são classificadas de acordo com a dimensãodas partículas da fase dispersa: • Soluções (soluções verdadeiras) – Partículas < 1 nm; • Colóides (soluções coloidais) – Partículas entre 1 nm e 1 m; • Suspensões– Partículas > 1 m. Nota: 1 nm = 10-9 m; 1 m = 10-6 m

29. DISPERSÕES • As soluçõessão misturas homogéneas, porque só têm uma fase. • Os colóides e as suspensõessão misturas heterogéneas,porque têm mais do que uma fase. • Nos colóides, as partículas da fase dispersa podem ser vistasao microscópio. Nas suspensões, as partículas da fase dispersa podem ser vistasa olho nu. • A atmosfera é uma soluçãogasosa. • Na atmosfera podem existir colóides,suspensões de gotas de água (o nevoeiro e as nuvens) e suspensões de partículas sólidas(o fumo e o smog). O smog é uma mistura de fumo com nevoeiro.

30. DISPERSÕES

31. DISPERSÕES

32. CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO • Concentração mássica (cm) – Massa de soluto que existe por unidade de volume da solução: cm = msoluto/ Vsolução • A unidade SI é o kg/m­3(também se utiliza o g/cm­3ou g/dm­3). • Concentração molar (c) ou molaridade – Quantidade químicade soluto (mol) por unidade de volume de solução: c = mol / Vsolução • A unidade SI é o mol/m­3(também se utiliza o mol/dm­3). • c = cm /M

33. CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO • Percentagem em massa (% m/m) – Massa de soluto por cada100 unidades de massa de solução: % m/m = msoluto/ msolução× 100 • Ex: HCl a 60% m/m – Em 100 g de solução existem 60 g de HCl. • Percentagem em volume (% V/V) – Volume de soluto por cada100 unidades de volume de solução: % V/V = Vsoluto/ Vsolução× 100 • Ex: Etanol a96% V/V – Em 100 mL de solução existem 96 mL de etanol e os restantes 4 mL são de água.

34. CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO • Partes por milhão (ppm) – Massa ou volume de soluto porum milhão (106) de unidades de massa ou volume da solução:ppm= msoluto/ msolução× 106 ou ppm= Vsoluto/ Vsolução× 106 • Utiliza-se quando a concentração do soluto é muito baixa. • 95 ppm de CO2 no ar significa que existem 95 g de CO2por cada 1000000 g de ar (ou 95 mg de CO2 em 1000000 mg de ar).

35. CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO • Fracção molar (xC) – Quociente entre o número de moles do componente C e o número total de moles na solução: xC= nC/ ntotal ; xsoluto= nsoluto/ ntotal ; xsolvente= nsolvente/ ntotal • A soma das fracções molares dos diversos componentes de uma solução é igual a um: xsoluto 1+ xsoluto 2+ ... + xsolvente= 1 • Molalidade – Número de moles de soluto por quilogramade solvente (mol/kg):

36. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES • Solução concentrada – Solução que tem ovalor mais alto de concentração. • Solução diluída – Solução que tem o valor mais baixo de concentração. Pode ser preparada a partir de uma solução concentrada, misturando-a com água. • Factor de diluição (f) – Indica o número de vezes que a concentração da solução diluída (cf= concentração final)é menor do que a concentração da solução concentrada(ci= concentração inicial ): • f = ci / cf

37. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES • Diluir uma solução de HCl1,0 mol/dm­3de um factor 10significa que a solução diluída terá uma concentração10 vezes menor (0,1 mol/dm­3). • A quantidade de soluto que existe na solução diluída é igual à quantidade de soluto que existe na solução concentrada, pois apenas se adicionou água durante a diluição: • ni= nf ci× Vi = cf× Vf ci/ cf = Vf/ Vi = f

38. EXERCÍCIOS

39. EXERCÍCIOS

40. EXERCÍCIOS

41. EXERCÍCIOS

42. EXERCÍCIOS

43. EXERCÍCIOS

44. EXERCÍCIOS

45. EXERCÍCIOS

46. EXERCÍCIOS

49. BIBLIOGRAFIA • Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A - Física e Química A - Química -­ Bloco 1 ­- 10º/11º Ano.Lisboa: Texto Editores.