Artigos

11.8: Lei de Avogadro: Volume e Moles


Um pneu furado não é muito útil. Não amortece o aro da roda e cria uma condução muito desconfortável. Quando o ar é adicionado ao pneu, a pressão aumenta à medida que mais moléculas de gás são forçadas para dentro do pneu rígido. A quantidade de ar que deve ser colocada em um pneu depende da classificação de pressão desse pneu. Se a pressão for insuficiente, o pneu não manterá sua forma. Muita pressão e o pneu podem estourar.

Lei de Avogadro

Você aprendeu sobre a hipótese de Avogadro: volumes iguais de qualquer gás na mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. Conclui-se que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles de gás presente na amostra. Lei de Avogadro afirma que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles (ou número de partículas) de gás quando a temperatura e a pressão são mantidas constantes. A expressão matemática da Lei de Avogadro é:

[V = k vezes n ]

ou

[ dfrac {V_1} {n_1} = dfrac {V_2} {n_2} ]

onde (n ) é o número de mols de gás e (k ) é uma constante. A Lei de Avogadro está em evidência sempre que você explode um balão. O volume do balão aumenta à medida que você adiciona moles de gás ao balão, enchendo-o.

Se o recipiente que contém o gás for rígido em vez de flexível, a pressão pode ser substituída pelo volume na Lei de Avogadro. Adicionar gás a um recipiente rígido aumenta a pressão.

Exemplo ( PageIndex {1} )

Um balão foi enchido até um volume de (1,90 : text {L} ) com (0,0920 : text {mol} ) de gás hélio. Se (0,0210 : text {mol} ) de hélio adicional for adicionado ao balão enquanto a temperatura e a pressão são mantidas constantes, qual é o novo volume do balão?

Solução

Etapas para a solução de problemas

Identifique as informações "fornecidas" e o que o problema está pedindo que você "encontre".

Dado:

(V_1 = 1,90 : text {L} )

(n_1 = 0,0920 : text {mol} )

Encontrar: (V_2 =? : Text {L} )

Liste outras quantidades conhecidas.

Observe que o número final de mols deve ser calculado somando o número original de mols aos mols de hélio adicionado.

(n_2 = 0,0920 + 0,0210 = 0,1130 : text {mol} )

Planeje o problema.

Primeiro, reorganize a equação algebricamente para resolver para (V_2 ).

[V_2 = frac {V_1 vezes n_2} {n_1} ]

Calcular.

Agora substitua as quantidades conhecidas na equação e resolva.

[V_2 = frac {1,90 : text {L} vezes 0,1130 : cancel { text {mol}}} {0,0920 : cancel { text {mol}}} = 2,33 : text {EU}]

Pense no seu resultado.Como uma quantidade relativamente pequena de hélio adicional foi adicionada ao balão, seu volume aumenta ligeiramente.

Exercício ( PageIndex {1} )

Um volume de 12,8 L de gás contém 0,000498 moles de gás oxigênio. A temperatura e pressão constantes, qual volume 0,0000136 moles do gás preenche?

Responder

0,350 L

Resumo

  • Os cálculos das relações entre o volume e o número de moles de um gás podem ser realizados usando a Lei de Avogadro.

Contribuições e atribuições


A Lei dos Gases Combinados mostra que a pressão de um gás é inversamente proporcional ao volume e diretamente proporcional à temperatura. A Lei de Avogadro mostra que o volume ou pressão é diretamente proporcional ao número de moles de gás. Juntando tudo isso nos deixa com a seguinte equação:

Tal como acontece com as outras leis dos gases, também podemos dizer que ( frac < left (P times V right)> < left (T times n right)> ) é igual a uma constante. A constante pode ser avaliada desde que o gás descrito seja considerado ideal.

O Lei do Gás Ideal é uma única equação que relaciona a pressão, o volume, a temperatura e o número de moles de um gás ideal. Se substituirmos na variável (R ) pela constante, a equação se torna:

A Lei do Gás Ideal é convenientemente reorganizada para parecer desta forma, com os sinais de multiplicação omitidos:

A variável (R ) na equação é chamada de constante de gás ideal.


Volume molar e lei de Avogadro e # 39s

Nessas lições, aprenderemos o volume molar, a lei de Avogadro e rsquos, como calcular os volumes de gás dados os moles e gramas, como calcular os moles dados os volumes dos gases e como calcular os volumes dos gases pela equação química.

O volume molar é o volume ocupado por um mol de uma substância (elemento químico ou composto químico) em uma dada temperatura e pressão.

Existem dois padrões, comumente usados ​​em escolas:

  • STP (temperatura e pressão padrão) que é 0 ° C e 1 atmosfera.
  • RTP (temperatura e pressão ambiente) que é 25 ° C e 1 atmosfera.

Volume Molar

Lei de Avogadro afirma que:

1 mol de cada gás ocupa o mesmo volume, à mesma temperatura e pressão.

Em STP (temperatura e pressão padrão), este volume é de 22,4 litros

No RTP (temperatura e pressão ambiente), esse volume é de 24 dm 3 (litros)

Também podemos dizer: O volume molar de um gás é de 22,4 litros em STP (temperatura e pressão padrão).

O volume molar de gás é de 24 dm 3 em RTP (temperatura e pressão ambiente).

Os diagramas a seguir mostram como converter entre massa, moles e volumes de gás. Role a página para baixo para mais exemplos e soluções.

Como encontrar o volume molar de um gás usando a lei dos gases ideais?

O volume molar mais comum é o volume molar de um gás ideal em temperatura e pressão padrão (273 K e 1,00 atm).

O volume molar é o volume ocupado por 1 mol de um gás na temperatura e pressão padrão (STP). Pode ser calculado usando PV = nRT.

Volumes de gás de moles e gramas

Exemplo:
Calcule o volume de gás dióxido de carbono, CO2, ocupada por (a) 5 moles e (b) 0,5 moles do gás ocupado em STP.

Solução:
a) Volume de CO2
= número de moles de CO2 × 22,4 L
= 5 × 22.4
= 112 L

b) Volume de CO2
= número de moles de CO2 × 22,4 L
= 0.5 × 22.4
= 11,2 L

Como converter de gramas para moles para litros?
O vídeo a seguir mostra um exemplo de conversão de gramas para moles para litros.
Mostra como converter gramas de uma substância em litros em STP.

Exemplo:
Qual é o volume de 5,643g de COs em STP?

Moles de volume de gás

Exemplo:
Calcule o número de mols de gás amônia, NH3, em um volume de 80 L do gás medido em STP.

Solução:
Volume de gás = número de moles × 22.414 L / mol

Como converter de litros para moles?
O vídeo a seguir mostra um exemplo de conversão de litros em moles. Mostra como converter litros de um gás em STP em moles

Exemplo:
Quantos mols existem em 60,2L de COs em STP?

Volumes de gás das equações

A partir da equação de uma reação, podemos dizer quantos moles de um gás participam. Usando a Lei de Avogadro, também podemos calcular seu volume.

Exemplo:
Qual volume de hidrogênio reagirá com 22,4 litros de oxigênio para formar água? (Todos os volumes são medidos em STP)

Solução:
Etapa 1: Escreva uma equação balanceada para a reação.
2h2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)

Etapa 2: Calcule o volume.
A partir da equação, 2 volumes de hidrogênio reagem com 1 de oxigênio ou
2 × 22,4 litros de hidrogênio reagem com 22,4 litros de oxigênio.
O volume de hidrogênio que reagirá é de 44,8 litros.

Exemplo:
Quando o enxofre queima no ar, ele forma dióxido de enxofre. Qual volume desse gás é produzido quando 1 g de enxofre queima? (UMAr : S = 32) (Todos os volumes são medidos em STP)

Solução:
Etapa 1: Escreva uma equação balanceada para a reação.
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

Etapa 2: obtenha o número de moles em gramas.
32 g de átomos de enxofre = 1 mole de átomos de enxofre
Então, 1 g = 1 ÷ 32 moles ou 0,03125 moles de átomos de enxofre
1 mole de átomos de enxofre dá 1 mole de moléculas de dióxido de enxofre
Assim, 0,03125 moles de átomos de enxofre dá 0,03125 moles de dióxido de enxofre.

Etapa 3: Obtenha o volume.
1 mol de moléculas de dióxido de enxofre tem um volume de 22,4 em STP
Então, 0,03125 moles tem um volume de 0,03125 × 22,4 = 0,7 litros em STP
Assim, são produzidos 0,7 litros de dióxido de enxofre.

Como resolver questões de estequiometria de equações com gases?
Exemplos e problemas práticos de resolução de questões de estequiometria de equações com gases. Calculamos os moles com 22,4 L no STP e usamos a massa molar (peso molecular) e as razões molares para descobrir quantos produtos ou reagentes temos.

Exemplo:
Quantos gramas de H2O será produzido por 58,2L de CH4 em STP? Suponha um excesso de O2.

** Exemplos e problemas práticos para resolver questões de estequiometria de equações com gases. Calculamos os moles com a Lei do Gás Ideal, porque as condições não estão em STP, e usamos a massa molar (peso molecular) e as razões molares para descobrir quantos produtos ou reagentes temos.
Exemplo:
Se 85,0 g de NaN3 decompõe-se a 75 ° C e 2,30 atm, que volume de N2 será feito?

Experimente a calculadora Mathway gratuita e o solucionador de problemas abaixo para praticar vários tópicos de matemática. Experimente os exemplos fornecidos ou digite seu próprio problema e verifique sua resposta com as explicações passo a passo.

Agradecemos seus comentários, comentários e perguntas sobre este site ou página. Envie seus comentários ou perguntas por meio de nossa página de comentários.


Lei de avogadro

Nossos editores irão revisar o que você enviou e determinar se o artigo deve ser revisado.

Lei de Avogadro, uma afirmação de que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de gases diferentes contêm um número igual de moléculas. Essa relação empírica pode ser derivada da teoria cinética dos gases sob a suposição de um gás perfeito (ideal). A lei é aproximadamente válida para gases reais em pressões suficientemente baixas e altas temperaturas.

O número específico de moléculas em um grama-mol de uma substância, definido como o peso molecular em gramas, é 6,02214076 × 10 23, uma quantidade chamada número de Avogadro, ou constante de Avogadro. Por exemplo, o peso molecular do oxigênio é 32,00, de modo que um grama-mol de oxigênio tem uma massa de 32,00 gramas e contém 6,02214076 × 10 23 moléculas.

O volume ocupado por um grama-mol de gás é de cerca de 22,4 litros (0,791 pés cúbicos) à temperatura e pressão padrão (0 ° C, 1 atmosfera) e é o mesmo para todos os gases, de acordo com a lei de Avogadro.

A lei foi proposta pela primeira vez em 1811 por Amedeo Avogadro, um professor de física superior da Universidade de Torino por muitos anos, mas não foi geralmente aceita até depois de 1858, quando um químico italiano, Stanislao Cannizzaro, construiu um sistema lógico de química baseado nele.


Concentração

As unidades de medida de uma quantidade de substância são convenientemente relatadas como concentração que é massa por unidade de volume. A unidade de volume escolhida é geralmente apropriada para a concentração esperada da substância ou para um volume que faça sentido fisiológico - grama / litro (g / l), milimole / litro (mmol / l), miligrama / mililitro (mg / ml )

Se sabemos a concentração de uma substância (massa / volume) e sabemos o volume total de solvente no qual a substância (soluto) está dissolvida (volume), segue-se que a massa total de soluto é dada por
concentração (massa / volume) x volume total = massa total

Da mesma forma, conhecer a massa total e a concentração dá o volume total de solvente como
massa / concentração total (massa / volume) = volume total

E, dados a massa total e o volume total fornece um resultado para a concentração como
massa total / volume total = concentração

Peso atômico e molaridade

O peso atômico de uma substância é um número atribuído que permite a comparação das massas relativas (pesos) dos diferentes elementos. Por definição, um átomo de oxigênio é atribuído a um “peso” de 16, e os pesos atômicos dos outros elementos são determinados em relação ao do oxigênio. Em uma molécula, isto é, uma substância contendo dois ou mais átomos diferentes, o peso molecular é igual à soma dos pesos atômicos dos átomos individuais. Por exemplo, o peso molecular da água (H2O) é 18 ([2 x 1] + 16).

Um mole (mol) de qualquer substância é definido como o peso molecular (ou atômico) dessa substância em gramas. Da mesma forma, um milimole (mmol) é igual a um milésimo de um mol ou o peso molecular (ou atômico) em miligramas.

O peso atômico do sódio (Na +) é 23. Portanto, para Na +,

23 g = 1 mol

23 mg = 1 mmol

23 mg de Na + em 1 litro de água = concentração de Na + ([Na +]) de 1 mmol / l.

Lei de Avogadro

A Lei de Avogadro afirma que 1 mol de qualquer substância indissociável (uma substância que não pode ser reduzida a unidades componentes) contém o mesmo número de partículas (aproximadamente 6,02 x 10 23 = número de Avogadro).

Assim, 1 mmol de Na + contém o mesmo número de átomos que 1 mmol de Cl-, embora o primeiro pese 23 mg e o último 35,5 mg. Entretanto, 1 mmol de NaCl (58,5 mg) se dissocia amplamente em íons Na + e Cl- e, portanto, contém quase o dobro de partículas.


Compartilhe esta página

Para incorporar este widget em uma postagem em seu blog do WordPress, copie e cole o shortcode abaixo no código-fonte HTML:

Para incorporar este widget em uma postagem, instale o Wolfram | Alpha Widget Shortcode Plugin e copie e cole o shortcode acima no código-fonte HTML.

Para incorporar um widget na barra lateral do seu blog, instale o plug-in da barra lateral do widget Wolfram | Alpha e copie e cole o ID do widget abaixo no campo "id":

Para adicionar um widget a um site MediaWiki, o wiki deve ter a extensão Widgets instalada, bem como o código para o widget Wolfram | Alpha.

Para incluir o widget em uma página wiki, cole o código abaixo no código-fonte da página.


Significado da Lei de Avogadro & # 8217s

Descobrir que o volume de um gás era diretamente proporcional ao número de partículas que ele continha foi crucial para estabelecer as fórmulas para moléculas simples em uma época (por volta de 1811) em que a distinção entre átomos e moléculas não era claramente compreendida. Em particular, a existência de moléculas diatômicas de elementos como H2, O2, e Cl2 não foi reconhecido até que os resultados dos experimentos envolvendo volumes de gás foram interpretados.

Os primeiros químicos calcularam o peso molecular do oxigênio usando a fórmula HO incorreta para a água. Isso fez com que o peso molecular do oxigênio fosse calculado incorretamente como 8, em vez de 16. No entanto, quando os químicos descobriram que uma reação presumida de H + Cl [latex] rightarrow [/ latex] HCl produzia duas vezes o volume de HCl, eles perceberam que o hidrogênio e o cloro eram moléculas diatômicas. Os químicos revisaram sua equação de reação para ser H2 + Cl2[latex] rightarrow [/ latex] 2HCl.

Quando os químicos revisaram seu experimento com água e sua hipótese de que [látex] HO rightarrow H + O [/ látex], eles descobriram que o volume de gás hidrogênio consumido era o dobro do oxigênio. Pela Lei de Avogadro & # 8217s, isso significava que o hidrogênio e o oxigênio estavam se combinando em uma proporção de 2: 1. Esta descoberta levou à fórmula molecular correta para a água (H2O) e a reação correta [latex] 2H_2O rightarrow 2H_2 + O_2 [/ latex].

Experiência confirmando a fórmula correta para águaFoi originalmente assumido que 1 átomo de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio entravam em uma molécula de água. Usando a Lei de Avogadro & # 8217s, este experimento confirmou que 2 hidrogênio e 1 oxigênio formam 1 molécula de água.

AvogadroPratique problemas e exemplos, observando a relação entre o volume e a quantidade de gás (número de moles) em uma amostra de gás.

Boundless veterinários e curadores de conteúdo de alta qualidade, abertamente licenciado, de toda a Internet. Este recurso específico usou as seguintes fontes:


Moles de gás e volume: Lei de Avogadro

O cientista italiano Amedeo Avogadro avançou uma hipótese em 1811 para dar conta do comportamento dos gases, afirmando que volumes iguais de todos os gases, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas. Com o tempo, essa relação foi apoiada por muitas observações experimentais, conforme expresso por Lei de Avogadro: Para um gás confinado, o volume (V) e o número de moles (n) são diretamente proporcionais se a pressão e a temperatura permanecerem constantes.

Na forma de equação, isso é escrito como:

Relações matemáticas também podem ser determinadas para os outros pares de variáveis, como P contra n, e n contra T.

Recurso:

Visite esta simulação PhET interativa para investigar as relações entre pressão, volume, temperatura e quantidade de gás. Use a simulação para examinar o efeito de alterar um parâmetro em outro enquanto mantém os outros parâmetros constantes (conforme descrito nas seções anteriores sobre as várias leis dos gases).


11.8: Lei de Avogadro: Volume e Moles

É necessária uma assinatura do J o VE para visualizar este conteúdo. Você só poderá ver os primeiros 20 segundos.

O reprodutor de vídeo JoVE é compatível com HTML5 e Adobe Flash. Navegadores mais antigos que não suportam HTML5 e o codec de vídeo H.264 ainda usarão um reprodutor de vídeo baseado em Flash. Recomendamos baixar a versão mais recente do Flash aqui, mas oferecemos suporte a todas as versões 10 e superiores.

Se isso não ajudar, por favor nos avise.

As observações das diferentes propriedades dos gases, conforme expressas pelas várias leis dos gases derivadas de Boyle, Charles, Gay-Lussac e Avogadro, seguem conceitualmente a teoria cinética molecular.

A pressão exercida por um gás resulta do impacto de partículas em constante movimento nas paredes de seu recipiente.

Diminuir o volume do recipiente, enquanto mantém o número de moles e a temperatura constantes, aproxima as partículas de gás, reduzindo seu espaçamento entre as partículas.

Nesse volume menor, a densidade do gás e a frequência de colisão & mdash a frequência de colisões da parede da molécula & mdash aumenta. Portanto, a pressão exercida pelo gás aumenta. A relação inversa entre pressão e volume é dada pela lei de Boyle & rsquos.

Adicionar mais moles de gás ao recipiente em temperatura constante aumenta a densidade do gás e, portanto, a frequência de colisão.

Para manter a pressão inicial, o volume deve expandir. Essa relação direta entre volume e moles é dada pela lei de Avogadro e rsquos.

Agora, considere que o número de moles é mantido constante e a temperatura é elevada. Como a energia cinética média das partículas de gás aumenta proporcionalmente com a temperatura, as partículas colidem com mais frequência e força.

Se o volume for mantido constante enquanto a temperatura aumenta, a densidade do gás e a frequência de colisão aumentam e, portanto, a pressão também aumentará. A relação direta entre pressão e temperatura é dada pela lei de Gay-Lussac & rsquos.

Se, por outro lado, a pressão deve permanecer constante junto com um número constante de moles, então um aumento na temperatura deve ser acompanhado por um aumento no volume para espalhar as colisões por uma área de superfície maior. Essa relação direta entre volume e temperatura é dada pela lei de Charles & rsquos.

Finalmente, de acordo com a teoria cinética molecular, as partículas de gás não se atraem ou se repelem. Em uma mistura de gases diferentes, os componentes agem de forma independente e suas pressões individuais não são afetadas pela presença de outro gás.

A pressão total da mistura é, portanto, a soma das pressões parciais individuais. Esta é a lei de Dalton e rsquos.

5.7: Teoria Molecular Cinética e as Leis dos Gases

O teste da teoria cinética molecular (KMT) e seus postulados é sua capacidade de explicar e descrever o comportamento de um gás. As várias leis dos gases (leis de Boyle & rsquos, Charles & rsquos, Gay-Lussac & rsquos, Avogadro & rsquos e Dalton & rsquos) podem ser derivadas dos pressupostos do KMT, que levaram os químicos a acreditar que os pressupostos da teoria representam com precisão as propriedades das moléculas de gás.

A teoria molecular cinética explica o comportamento dos gases

Lembrando que a pressão do gás é exercida por moléculas de gás que se movem rapidamente e depende diretamente do número de moléculas que atingem uma área unitária da parede por unidade de tempo, o KMT explica conceitualmente o comportamento de um gás da seguinte forma:


Afirma que, em condições iguais de temperatura e pressão, volumes iguais de gases contêm um número igual de moléculas.

A. massas iguais e o mesmo número de moléculas
B. diferentes massas e um número diferente de moléculas
C. volumes iguais e o mesmo número de moléculas
D. volumes diferentes e um número diferente de moléculas

caixa de destaque para ver a resposta

Janeiro de 2010 # 22 Qual cilindro rígido contém o mesmo número de moléculas de gás em STP que um cilindro rígido de 2,0 litros contendo H2 (g) em STP?
(1) cilindro de 1,0 L de O2 (g)
(2) cilindro de 2,0 L de CH4 (g)
(3) cilindro de 1,5 L de NH3 (g)
(4) cilindro de 4,0 L de He(g)

caixa de destaque para ver a resposta

Janeiro de 2009 # 17 Quais são as duas amostras de gás em STP que contêm o mesmo número total de moléculas?
(1) 1 L de CO(g) e 0,5 L de N2 (g)
(2) 2 L de CO(g) e 0,5 L de NH3 (g)
(3) 1 L de H2 (g) e 2 L de Cl2 (g)
(4) 2 L de H2 (g) e 2 L de Cl2 (g)

caixa de destaque para ver a resposta

Janeiro de 2002 15 Na mesma temperatura e pressão, qual amostra contém o mesmo
número de moles de partículas como 1 litro de O2(g)?

caixa de destaque para ver a resposta

Essa hipótese não foi reconhecida durante a vida de Avogadro e somente quando Stanislao Cannizzaro, em 1860, demonstrou que era a solução para o problema dos pesos atômicos e moleculares, a Lei de Avogadro se tornou amplamente aceita. O número de partículas em um mol de uma substância foi nomeado o número de Avogadro em sua homenagem e é numericamente igual a 6,02252 x 10 23

A lei de Avogadro & # 8217, que é derivada dessa ideia básica, diz que o volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional ao número de moles do gás, ou

V = constante x n (Onde n é o número de mols do gás)

que pode ser reorganizado assim:


Assista o vídeo: Mol, masa molowa i liczba Avogadro (Dezembro 2021).