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Lei de Avogadro

A lei de Avogadro constitui um caso especial da lei dos gases ideais. Refere-se à relação de proporcionalidade directa existente entre o número de átomos ou moléculas de um gás (convertíveis para valores de massa ou quantidade de substância) e o volume por ele ocupado, mantendo-se a pressão e a temperatura constantes. A lei de Avogadro pode ser enunciada da seguinte forma:

A pressão e temperatura constantes, volumes iguais de gases ideais contêm o mesmo número de partículas (átomos ou moléculas).

Como tal, pode-se concluir que o número de partículas existentes num determinado volume de gás é independente do seu tamanho ou massa. Tal implica que iguais volumes de dioxigénio e dicloro, por exemplo, desde que apresentem comportamento de gás ideal e estejam à mesma pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. No caso de um gás real, podem ocorrer desvios mais ou menos significativos conforme o grau de afastamento das condições de gás ideal. A lei de Avogadro pode traduzir-se matematicamente por V = n k V n, a pressão e temperatura constantes (k é uma constante; no caso de se tratar de um gás ideal, k = RT/p). Assim, é possível estabelecer-se uma relação matemática entre uma quantidade de substância inicial de gás (ni) e o volume por ele ocupado (Vi) com os correspondentes valores finais (nf e Vf, respectivamente), após a adição/remoção de uma nova quantidade de gás ou um aumento/diminuição do volume, mantendo a pressão e temperatura constantes.

Atendendo a que Vi/ni = k = Vf/nf, verifica-se que:

Lei de Avogadro

Como consequência da lei de Avogadro, o volume de uma mole de qualquer gás com comportamento de gás ideal é sempre o mesmo, a uma determinada pressão e temperatura. De facto, nas condições PTN (pressão e temperatura normais: 1,33322 × 105 Pa ou 1 atm e 273,15 K ou 0 ºC), o volume molar de um gás ideal é 22,40 dm3 (ou L).

Foi Amedeo Avogadro, um físico italiano que viveu nos séculos XVIII e XIX, quem primeiro verificou, em 1811[1], a relação existente entre estas variáveis. Apoiado no seu trabalho sobre os gases e no trabalho desenvolvido por Joseph Gay-Lussac, um químico e físico francês seu contemporâneo, Avogadro conseguiu distinguir os conceitos de átomo e molécula, até então utilizados de forma indiscriminada. Na altura, no entanto, o seu trabalho foi acolhido pela comunidade científica com indiferença devido ao facto de publicar em revistas pouco reconhecidas pelos cientistas, de ser muito modesto e retraído e, principalmente, pela crescente importância da área então em voga, a Electroquímica. Os electroquímicos rejeitavam a ideia de um gás molecular do tipo H2, como admitido por Avogadro, pois, para eles, um composto só se formaria devido a atracções electrostáticas do tipo Na+Cl-. Por isso, o trabalho de Avogadro permaneceu na obscuridade durante 59 anos, até uma conferência internacional ocorrida em 1860 em Karlsruhe, Alemanha, 4 anos após a sua morte, ter reconhecido a enorme contribuição de Avogadro para a Química, não só para a determinação das massas das moléculas, mas também, de forma indirecta, dos átomos que as constituem. Estes conceitos de átomo e de molécula (resultante da combinação de átomos) foram consagrados nesta conferência graças ao trabalho de Avogadro. Tal permitiu unificar a Química em torno destes conceitos sólidos e fundamentados e conciliar as observações experimentais. Mais tarde, o trabalho de Avogadro sobre os gases foi aproveitado para um conjunto de determinações experimentais de massas atómicas por parte de Stanislao Cannizzaro, um químico italiano do século XIX e início do século XX, de que resultou a determinação da constante de Avogadro (NA = 6.02214 × 1023 mol-1).

Referências

1. A. Avogadro, Journal de Physique 73 (1811) 58-76; versão inglesa disponível em http://web.lemoyne.edu/~giunta/avogadro.html, consultado em 08/12/2009.

Fonte: casadasciencias.org

Lei de Avogadro

Gases que ocupam o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contém o mesmo número de moléculas. Isto quer dizer que à mesma pressão e temperatura, o volume que um gás ocupa é proporcional à quantidade de moléculas desse gás existentes no recipiente.

Ou seja, para pressão e temperatura constantes:

Lei de Avogadro

em que:

V1 - representa o volume do gás 1;
V2 - representa o volume do gás 2;
n1 - representa o número de moles do gás 1;
n2 - representa o número de moles do gás 2.

Fonte: www.fisicaequimica.net

Lei de Avogadro

Conforme adicionamos gás a um balão, ele se expande. O volume de um gás é afetado não apenas pela pressão e temperatura, mas também pela quantidade de gás. A relação entre quantidade de gás e respectivo volume resultou do trabalho de Gay-Lussac (1778-1823) e Amadeo Avogadro (1776-1856).

Gay-Lussac é uma daquelas figuras extraordinárias na história da ciência que realmente poderia ser chamado um aventureiro. Ele estava interessado em balões mais leves que o ar e em 1804 fez com que um deles subisse até uma altura aproximada de 7.000 m - façanha que manteve o recorde de altitude por várias décadas. Para melhor controlar balões mais leves que o ar, os volumes dos gases que reagem entre si estão na proporção dos menores números inteiros.

Por exemplo, dois volumes de gás hidrogênio reagem com um volume de gás oxigênio para formar dois volumes de vapor de água, como mostrado na Figura:

Lei de Avogadro
Observação experimental de Gay-Lussac sobre os volumes combinantes anexada à explicação de Avogadro sobre esse fenômeno.

Três anos depois Amadeo Avogadro interpretou a observação de Gay-Lussac propondo o que atualmente é conhecido como hipótese de Avogadro: “Volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão contêm n´meros iguais de moléculas”. Por exemplo, experimentos mostram que 22,4L de m gás a 0 ºC e 1 atm contém 6,02 x1023 moléculas de gás(isto é, 1 mol).

A lei de Avogadro resulta da hipótese de Avogadro: "O volume de um gás mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás".

Isto é:

Volume = constante x n

Portanto, dobrando-se a quantidade de matéria do gás, o volume também dobra, se T e P permanecem constantes.

Fonte: www.unesp.br

Lei de Avogadro

A lei de Avogadro se origina do fato de o tamanho das moléculas ser desprezível em relação às distâncias que as separam: volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. O volume molar foi definido como o ocupado por um mol de qualquer gás nas CNTP e é igual a 22,4 litros (independe do gás).

As leis de Boyle-Mariotte, Charles/Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que relaciona quantidade de mols de um gás com pressão, volume e temperatura.

P . V = n . R . T

onde R = 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K (R pode ser dado em outras unidades). A escolha da unidade da constante R depende da unidade de pressão utilizada.

Fonte: sites.uol.com.br

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