Lei de Avogadro: unidades de medida e experimento

A lei de Avogadro postulado que um volume igual de todos os gases, na mesma temperatura e pressão, tem o mesmo número de moléculas. Amadeo Avogadro, físico italiano, propôs duas hipóteses em 1811: a primeira diz que os átomos de gases elementares estão juntos nas moléculas, em vez de existir como átomos separados, como John Dalton disse.

A segunda hipótese diz que volumes iguais de gases a pressão e temperatura constantes têm o mesmo número de moléculas. A hipótese de Avogadro relacionada ao número de moléculas de gás não foi aceita até 1858, quando o químico italiano Stanislao Cannizaro construiu um sistema químico lógico baseado nela.

Lei de Avogadro: unidades de medida e experimento 1

Da lei de Avogadro, pode-se deduzir o seguinte: para uma dada massa de um gás ideal, seu volume e a quantidade de moléculas são diretamente proporcionais se a temperatura e a pressão forem constantes. Isso também implica que o volume molar de gases que se comporta idealmente é o mesmo para todos.

Por exemplo, dado um número de balões, rotulados de A a Z, todo mundo fica cheio até encher até um volume de 5 litros. Cada letra corresponde a uma espécie gasosa diferente; isto é, suas moléculas têm características próprias. A lei de Avogadro afirma que todos os balões abrigam a mesma quantidade de moléculas.

Se os balões agora forem inflados para 10 litros, será introduzida duas vezes a quantidade inicial de moles gasosos, de acordo com a hipótese de Avogadro.

Em que consiste e unidades de medida

A lei de Avogadro afirma que, para uma massa de gás ideal, o volume do gás e o número de mols são diretamente proporcionais se a temperatura e a pressão forem constantes. Matematicamente, pode ser expresso com a seguinte equação:

V / n = K

V = volume de gás, geralmente expresso em litros.

n = quantidade da substância medida em moles.

Além disso, a chamada lei do gás ideal tem o seguinte:

PV = nRT

P = a pressão do gás é geralmente expressa em atmosferas (atm), em mm de mercúrio (mmHg) ou em Pascal (Pa).

V = volume de gás expresso em litros (L).

n = número de moles.

T = temperatura do gás expressa em graus Celsius, graus Fahrenheit ou graus Kelvin (0 ° C é igual a 273,15K).

R = constante universal de gases ideais, que pode ser expressa em várias unidades, dentre as quais se destacam: 0,08205 L · atm / K.mol (L · atm K -1 .mol -1 ); 8.314 J / K.mol (JK -1 .mol – 1 ) (J é joule); e 1.987 cal / Kmol (cal.K -1 .mol -1 ) (cal é calorias).

Dedução do valor de R quando expresso em L · atm / K · mol

O volume ocupado por uma mole de gás em uma atmosfera de pressão e 0 ° C equivalente a 273K é de 22.414 litros.

R = PV / T

R = 1 atm x 22.414 (L / mol) / (273 ºK)

R = 0,082 L · atm / mol.K

A equação dos gases ideais (PV = nRT) pode ser escrita da seguinte forma:

V / n = RT / P

Se for assumido que a temperatura e a pressão são constantes, porque R é uma constante, então:

RT / P = K

Então:

V / n = K

Isso é uma conseqüência da lei de Avogadro: a existência de uma relação constante entre o volume ocupado por um gás ideal e o número de mols desse gás, para uma temperatura e pressão constantes.

Forma usual da lei de Avogadro

Se você tiver dois gases, a equação anterior será transformada no seguinte:

V 1 / n 1 = V 2 / n 2

Esta expressão também é escrita como:

V 1 / V 2 = n 1 / n 2

O exemplo acima mostra a relação de proporcionalidade indicada.

Em sua hipótese, Avogadro apontou que dois gases ideais no mesmo volume e na mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas.

Por extensão, o mesmo se aplica aos gases reais; por exemplo, um volume igual de O 2 e N 2 contém a mesma quantidade de moléculas, quando à mesma temperatura e pressão.

Gases reais mostram pequenos desvios do comportamento ideal. No entanto, a lei de Avogadro é aproximadamente válida para gases reais a uma pressão suficientemente baixa e a altas temperaturas.

Consequências e implicações

A consequência mais significativa da lei de Avogadro é que o R constante para gases ideais tem o mesmo valor para todos os gases.

R = PV / nT

Portanto, se R é constante para dois gases:

P 1 V 1 / nT 1 = P 2 V 2 / n 2 T 2 = constante

Os sufixos 1 e 2 representam dois gases ideais diferentes. A conclusão é que a constante dos gases ideais para 1 mole de um gás é independente da natureza do gás. Então, o volume ocupado por essa quantidade de gás a uma dada temperatura e pressão será sempre o mesmo.

Uma conseqüência da aplicação da lei de Avogadro é a constatação de que 1 mole de gás ocupa um volume de 22.414 litros à pressão de 1 atmosfera e à temperatura de 0 ºC (273K).

Outra conseqüência óbvia é a seguinte: se a pressão e a temperatura forem constantes, quando a quantidade de um gás aumentar, seu volume também aumentará.

Origens

Em 1811, Avogadro apresentou sua hipótese baseada na teoria atômica de Dalton e na lei de Gay-Lussac sobre os vetores de movimento de moléculas.

Gay-Lussac concluiu em 1809 que “os gases, quaisquer que sejam as proporções em que podem ser combinados, sempre dão origem a compostos cujos elementos medidos em volume são sempre múltiplos de outros”.

O mesmo autor também mostrou que “as combinações de gases sempre ocorrem de acordo com relações muito simples de volume”.

Avogadro disse que as reações químicas na fase gasosa envolvem espécies moleculares de reagentes e produtos.

De acordo com essa afirmação, a relação entre as moléculas e os produtos reagentes deve ser um número inteiro, pois não é provável a existência de uma ruptura de ligações antes da reação (átomos individuais). No entanto, quantidades molares podem ser expressas com valores fracionários.

Por sua vez, a lei dos volumes combinados indica que a relação numérica entre volumes gasosos também é simples e completa. Isso resulta em uma associação direta entre os volumes e o número de moléculas de espécies gasosas.

Hipótese de Avogadro

Avogadro propôs que as moléculas de gás eram diatômicas. Isso explicava como dois volumes de hidrogênio molecular se combinam com um volume de oxigênio molecular para fornecer dois volumes de água.

Além disso, Avogadro propôs que, se volumes iguais de gases contivessem o mesmo número de partículas, a razão entre as densidades dos gases deveria ser igual à razão entre as massas moleculares dessas partículas.

Obviamente, dividir d1 por d2 causa a razão m1 / m2, uma vez que o volume ocupado pelas massas de gás é o mesmo para ambas as espécies e é cancelado:

d1 / d2 = (m1 / V) / (m2 / V)

d1 / d2 = m1 / m2

Número de Avogadro

Uma toupeira contém 6,022 x 10 23 moléculas ou átomos. Esse número é chamado número de Avogadro, embora não tenha sido ele quem o calculou. Jean Pierre, Prêmio Nobel de 1926, fez as medições correspondentes e sugeriu o nome em homenagem a Avogadro.

Experiência de Avogadro

Uma demonstração muito simples da lei de Avogadro é colocar em uma garrafa de vidro de ácido acético e adicionar bicarbonato de sódio, fechando a boca da garrafa com um balão que impede a entrada ou saída de um gás dentro da garrafa .

O ácido acético reage com o bicarbonato de sódio, produzindo a liberação de CO 2 . O gás se acumula no globo causando inflação. Teoricamente, o volume alcançado pelo globo é proporcional ao número de moléculas de CO 2 , conforme proposto pela lei de Avogadro.

No entanto, esse experimento tem uma limitação: o balão é um corpo elástico; portanto, quando sua parede é distendida pelo acúmulo de CO 2 , é gerada uma força que se opõe à sua distensão e tenta reduzir o volume do globo.

Experimente recipientes comerciais

Outro experimento ilustrativo da lei de Avogadro é apresentado com o uso de latas de refrigerante e garrafas plásticas.

No caso de latas de refrigerante, o bicarbonato de sódio é derramado no interior e, em seguida, é adicionada uma solução de ácido cítrico. Os compostos reagem entre si causando a liberação de gás CO 2 , que se acumula no interior da lata.

Posteriormente, é adicionada uma solução concentrada de hidróxido de sódio, que tem a função de “seqüestrar” o CO 2 . Em seguida, o acesso ao interior da lata é rapidamente fechado através do uso de fita adesiva.

Após certo tempo, observa-se que a lata se contrai, indicando que a presença de CO 2 diminuiu . Então, pode-se pensar que há uma diminuição no volume da lata que corresponde a uma diminuição no número de moléculas de CO 2 , de acordo com a lei de Avogadro.

No experimento com a garrafa, o mesmo procedimento é seguido com a lata de refrigerante e, ao adicionar o NaOH, a boca da garrafa é fechada com a tampa; também, é observada uma contração da parede da garrafa. Como resultado, a mesma análise pode ser realizada como no caso da lata de refrigerante.

Exemplos

As três imagens abaixo ilustram o conceito da lei de Avogadro, relacionando o volume ocupado por gases e o número de moléculas e produtos de reagentes.

O 2 + 2H 2 => 2H 2 O

Lei de Avogadro: unidades de medida e experimento 2

O volume de gás hidrogênio é duplo, mas ocupa um recipiente do mesmo tamanho que o do oxigênio gasoso.

N 2 + 3H 2 => 2NH 3

Lei de Avogadro: unidades de medida e experimento 3

N 2 + O 2 => 2NO

Lei de Avogadro: unidades de medida e experimento 4

Referências

  1. Bernard Fernandez, PhD. (Fevereiro de 2009). Duas hipóteses de Avogadro (1811). [PDF]. Retirado de: bibnum.education.fr
  2. Nuria Martínez Medina. (5 de julho de 2012). Avogadro, o grande cientista italiano do século XIX. Retirado de: rtve.es
  3. Muñoz R. e Bertomeu Sánchez JR (2003) A história da ciência nos livros didáticos: a hipótese de Avogadro, Teaching Sciences, 21 (1), 147-161.
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1 de fevereiro de 2018). O que é a lei de Avogadro? Retirado de: thoughtco.com
  5. Os editores da Encyclopaedia Britannica. (26 de outubro de 2016). Lei de Avogadro. Encyclopædia Britannica. Retirado de: britannica.com
  6. Yang, SP (2002). Produtos domésticos usados ​​para fechar recipientes fechados e demonstrar a Lei de Avogadro. Educador em Química. Vol. 7, páginas: 37-39.
  7. Glasstone, S. (1968). Tratado de Química Física. 2 Exp. Editora Aguilar.

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