Teoria Molecular Cinética
Um dia, durante suas férias na Ilha Ideal (o lugar onde todos os gases se comportam de maneira ideal), Johnny Dalton e sua família decidiram dar um passeio por uma das aldeias da Ilha. Enquanto caminha pela calçada, o nariz de Johnny capta algo incrível vindo de uma das lojas: o cheiro de deliciosos biscoitos de chocolate recém-assados! Isso deixa Johnny com fome e pensando! O que fez com que o cheiro daqueles biscoitos de chocolate saísse da padaria e caísse em seu nariz?
A explicação para essa questão aromática está na teoria cinética molecular , que descreve o movimento de partículas de gás ideais. Afirma que as partículas de gás estão em movimento constante e aleatório. Portanto, se você tiver partículas suficientes (ou, neste caso, moléculas com cheiro de biscoito) em um local central, elas eventualmente se espalharão porque estão se movendo aleatoriamente e rapidamente.
Difusão
A palavra química para esse fenômeno é difusão , que é o movimento de uma substância através de outra. Normalmente, isso significa que as partículas se espalharão ou se moverão de uma região de alta concentração para uma região de baixa concentração. No meu exemplo de biscoito de chocolate, as partículas de gás que contêm o cheiro do biscoito estão se movendo pelo ar de uma concentração alta (a padaria) para uma concentração baixa (a calçada e a área ao redor).
Efusão
Depois que Johnny termina o biscoito que comprou, ele continua sua caminhada. Um pouco depois, ele percebe algo peculiar em seu balão: parece que está afundando. O que antes era um balão de hélio voando alto agora é apenas um balão flutuante e um pouco menor. O que você acha que fez o balão de Johnny perder parte do hélio?
Bem, um fenômeno chamado efusão é o culpado. A efusão ocorre quando as partículas de gás saem por pequenos orifícios em um recipiente. A efusão ocorre pela mesma razão que a difusão: as partículas de gás estão se movendo em um movimento rápido e aleatório. Como os átomos de hélio são tão pequenos e leves (o hélio é o gás não inflamável mais leve), as partículas podem escapar facilmente pelos orifícios microscópicos do balão, fazendo com que o balão fique menor e mais denso, o que o faz afundar.
Lei de Graham
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Em meados de 1800, Thomas Graham fez experiências com efusão e descobriu uma relação muito significativa: as moléculas de gás mais leves viajam mais rápido do que as moléculas de gás mais pesadas.
Portanto, assumindo que a temperatura e a pressão permaneçam constantes, os átomos ou moléculas com uma massa molecular mais baixa irão se efundir mais rápido do que os átomos ou moléculas com uma massa molecular mais alta. Graham foi ainda mais longe ao descobrir quão mais rápida uma molécula seria em relação a outra.
Isso ficou conhecido como Lei de Graham e afirma que a taxa de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molecular. Normalmente, esta fórmula é usada ao comparar as taxas de dois gases diferentes em temperaturas e pressões iguais. A razão da taxa (ou velocidade) do gás A sobre o gás B é igual à raiz quadrada da massa do gás B sobre a massa do gás A.
Problema prático 1
Então, vamos tentar usar esta equação com o seguinte cenário: Se as moléculas de oxigênio se derramarem a uma taxa média de 3 mol / s, com que rapidez as moléculas de hidrogênio se derramarão nas mesmas condições?
Vamos começar preenchendo as informações que conhecemos e chamar o hidrogênio de 'gás A' e o oxigênio de 'gás B'. Sabemos que a taxa do gás B é de 3 mol / s e a massa molecular do oxigênio (um elemento diatômico) é de 32 amu. A massa molecular do hidrogênio (também diatômica) é 2 amu.
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Meu primeiro passo para resolver isso é calcular o lado direito da equação. 32 dividido por 2 é 16. Observe como as unidades se cancelam. A raiz quadrada de 16 é 4. Para resolver x, precisaríamos simplesmente multiplicar ambos os lados por 3 mol / s, o que nos dá uma resposta de 12 mol / s. Portanto, se o oxigênio está se espalhando a uma taxa de 3 mol / s, o hidrogênio estaria se espalhando 4 vezes mais rápido a uma taxa de 12 mol / s.
É importante mencionar que as unidades de cada lado não são importantes, desde que sejam iguais. No lado esquerdo da equação, você pode usar qualquer unidade de taxa (moles por segundo, moléculas por segundo, metros por segundo, milhas por hora) e no lado direito da equação qualquer unidade de massa pode ser usada (amu para o molecular massa ou g / mol para massa molar). Você só precisa ter certeza de que as unidades na parte superior e na parte inferior das frações são as mesmas. Esta fórmula funciona bem para encontrar a taxa de efusão em muitas situações e é uma boa aproximação para comparar as taxas de difusão de dois gases.
Problema prático 2
Para este último problema, vamos comparar as taxas de etanol (um ingrediente comum em perfumes), C 2 H 6 O, e amônia, NH 3 . Se uma garrafa de cada um fosse aberta a uma distância de você, qual você sentiria o cheiro primeiro?
Não precisaríamos configurar a equação para responder a esta pergunta - precisaríamos apenas determinar qual é a mais leve, mas vamos configurar a equação apenas para obter um pouco de prática extra. Portanto, vamos começar atribuindo a amônia como 'gás A' e o etanol como 'gás B.' Substituir as massas moleculares de cada um no lado direito da equação nos dá a raiz quadrada de 46 dividido por 17. Se calcularmos isso, obteremos cerca de 1,6. Isso significa que a amônia viajará 1,6 vezes mais rápido do que o etanol e você sentirá o cheiro da amônia antes de sentir o perfume!
Resumo da lição
As partículas de gás estão constantemente se movendo em um movimento aleatório e rápido, o que faz com que se difundam e se espalhem. Johnny conseguiu sentir o cheiro daqueles biscoitos de chocolate por causa da difusão : o cheiro do biscoito ficou mais espalhado. O balão que Johnny segurava ficou menor devido à efusão : o hélio no balão escapou por pequenos orifícios nas paredes do balão. A Lei da efusão de Graham relaciona as taxas de efusão com a massa da substância. Portanto, ao comparar dois gases, as taxas relativas de efusão ou difusão são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas.
Resultados de Aprendizagem
Após esta lição, você será capaz de:
- Definir difusão e efusão
- Explique a Lei de Graham
- Resolva problemas de prática usando a Lei de Graham