Olá pessoal hoje o demonstre traz um trabalho onde retrata do nosso dia a dia de acordo com o nosso modo de viver, com base no uso da física, e nesse post vamos trabalhar com o “Conhecimentos básicos e fundamentais da Física”.
Onde vamos mostrar o modo de se relacionar das pessoas baseada em Conhecimentos básicos e fundamentais da Física, que demonstram como estão se sentindo.
Atividades
Transformações Químicas e os Sistemas gasosos
Transformações químicas são ações que resultam na formação de novas substâncias. Diferenciam-se das transformações físicas pelo fato de que as transformações físicas apenas alteram estado e as substâncias continuam sendo as mesmas.
Os gases são fluidos que não possuem forma, nem volume próprio, ou seja, a forma e o volume dos gases dependem diretamente do recipiente no qual estão inseridos. Isso ocorre porque as moléculas dos gases, diferente dos sólidos, estão separadas umas das outras.
Evidências de transformações químicas
As transformações químicas, são fenômenos que ocorrem aos milhares em diversas situações e condições ao nosso redor. Às vezes percebemos algumas delas, mas muitas vezes não as notamos.
Uma grande evidência é a formação de ferrugem em um portão de ferro exposto à ação do ar é uma dessas reações que percebemos. É comum os químicos representarem as reações químicas por meio de equações químicas.
Como ocorre a transformação química
As evidências de que uma transformação química ocorreu são, em geral: a liberação de gases e/ou luz, a mudança de cor ou temperatura e a formação de precipitado (formação de um sólido insolúvel após interação de dois reagentes sol.
Vídeo obre Evidências de transformações químicas:
Interpretando transformações químicas
Nas transformações químicas os átomos deveriam combinar-se em números inteiros, mas com um rearranjo diferente. Assim, com essas ideias era possível explicar a conservação de massa e as proporções definidas entre as quantidades de reagentes numa transformação química.
Dalton representava suas ideias sobre os átomos utilizando símbolos; por exemplo, para o hidrogênio, usava . Nessa representação o símbolo de um elemento indicava não só o elemento, mas, também, um átomo dele com massa característica, ou uma massa com um certo número de átomos.
Vídeo sobre Interpretando transformações químicas:
Sistemas Gasosos: Lei dos gases
As leis de gás foram criadas no final do século XVIII, quando os cientistas começaram a perceber que nas relações entre a pressão, o volume e a temperatura de uma amostra de gás pode ser obtida uma fórmula que seria válida para todos os gases.
Eles comportam-se de forma semelhante numa ampla variedade de condições, devido à boa aproximação com moléculas que estão mais afastadas, e agora a equação de estado para um gás ideal é derivada da teoria cinética. Agora as leis anteriores de gás são como casos especiais da equação do gás ideal, com uma ou mais das variáveis mantidas constantes.
Lei dos gases
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.
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.
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 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.
Vídeo sobre Sistemas Gasosos: Lei dos gases:
Princípio de Avogadro
A Hipótese de Avogadro, proposta em 1811 por Amedeo Avogadro, diz que: Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substâncias em mol (moléculas).
Essa lei está relacionada ao volume molar de gases. Conceito de volume molar de gases: volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura.
Exemplo do princípio
Se enchermos um balão com gás Hélio (He) teremos o volume de 22,4 litros e 6,02 x 1023moléculas de gás. Mas se enchermos o mesmo balão até que ele ocupe o mesmo volume, só que com outro gás, o hidrogênio (H2), por exemplo, quantas moléculas de H2 teríamos? A mesma quantidade = 6,02 x 1023 moléculas.
O volume é praticamente o mesmo para qualquer gás, considerando que o tamanho de uma molécula gasosa é desprezível se comparado com o espaço vazio que há entre elas.
Vídeo sobre Princípio de Avogadro:
Conceito de molécula
Molécula é um grupo de átomos, iguais ou diferentes, que se mantêm unidos e que não podem ser separados sem afetar ou destruir as propriedades das substâncias.
Existe um conceito antigo que diz que a molécula é a menor parte de uma substância que mantém suas características de composição e propriedades químicas.
Vídeo sobre conceito de molécula:
Massa molar
A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais partículas.
É representada pela letra “MM” e expressa na unidade g/mol.
Massa molecular (MM)
É possível calcular a massa de uma molécula pela soma das massas atômicas de cada átomo que forma a respectiva molécula. O resultado é denominado de Massa Molecular (MM). A massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos.
Vídeo sobre massa molar:
Volume molar dos gases
Volume molar é a razão entre o volume e a quantidade de substância. Equivale ao volume ocupado por 1 mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, outras partículas ou grupos especificados de tais partículas).
Para o volume molar, a unidade de medida correspondente no SI é o metro cúbico por mol (m³/mol) porém as medidas mais usuais são o centímetro cúbico por mol (cm³/mol), o mililitro por mol (mL/mol) e o litro por mol (L/mol) ou o decimetro cúbico por mol (dm³/mol) (sendo 1dm³ igual a 1 L).
Vídeo sobre volume molar dos gases:
Teoria cinética dos gases
Teoria cinética dos gases um gás ideal é constituído por um grande número de pequenas partículas (átomos ou moléculas), que estão em constante e aleatório movimento. Essas partículas que se deslocam rapidamente e colidem constantemente umas com as outras e com as paredes do recipiente que contém o gás.
O volume ocupado pelo gás é muito maior do que a soma dos volumes das partículas, de modo que a magnitude das forças intermoleculares é muito pequena. Nesse modelo teórico, pelo fato de encontrarmos um número muito grande de partículas por unidade de volume (1020 partículas por cm³)(sob condição de gás ideal), existem hipóteses impostas que representam o que deve acontecer, em média, com as partículas do gás.
Vídeo sobre Teoria cinética dos gases:
Misturas gasosas
As misturas gasosas são muito comuns no cotidiano. É possível descobrir sua pressão e volume total através das pressões e volumes parciais dos gases componentes da mistura.
Estamos cercados mais por misturas de gases do que por gases isolados. O ar que respiramos é um exemplo de mistura de vários gases, sendo que os principais são o nitrogênio (N2), que corresponde a cerca de 80% do ar; e o oxigênio (O2), que é quase 20%.
Lei de Amagat
A soma dos volumes parciais é igual ao volume total, assim como o caso da pressão visto anteriormente. Por isso, usamos a equação de estado dos gases, com a única diferença que agora se coloca o volume parcial do gás e não a pressão:
P. VN2= nN2 . RT
Vídeo sobre Misturas gasosas:
FIM
Chegamos ao fim do poste onde fala das Transformações Químicas e os Sistemas gasosos, falando e explicando como foi feito até os dias atuais, assim tanto nos negócios quanto na vida pessoal. Se você gostou compartilhe nas redes sociais.
