Aula - gases

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Aula 17 
GASES
Cap. 10 Brown
Cap. 4 Atinks
Lei dos Gases (Equação dos gases ideais)
• Considere as três leis dos gases.
Podemos expressar cada lei como uma relação de proporconalidade
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:
• Lei de Charles:
• Lei de Avogadro:
Relacionando a equação do gás ideal 
e as leis dos gases combinada
22
22
11
11
Tn
VP
=
Tn
VP
Lei de Boyle / IsotérmicaLei de Boyle / Isotérmica
221 1 VPVP =
John Dalton
Lei de Dalton das Pressões Parciais:
"Em uma mistura gasosa, a pressão de cada 
componente é independente da pressão dos 
demais, a pressão total (P) é igual à soma das 
pressões parciais dos componentes".
PA + PB = P
PA = xAP e PB = xBP 
John Dalton
(1766-1844)
Coletando gases sobre a água
MisturaMistura de gases e de gases e pressõespressões parciaisparciais
Ttotal=Pgás + PH2O
1. Os gases consistem de um grande número de moléculas em
movimento aleatório constante.
2. O volume de moléculas individuais são pontos
infinitesimalmente pequenos.
3. As particulas movem em linha reta até colidirem.
4. As moléculas não influenciam umas às outras, exceto na
colisão.
GASES
colisão.
Efusão e difusão molecular
Teoria cinética molecularTeoria cinética molecular
Gases Gases reaisreais: : desviosdesvios dodo
ComportamentoComportamento idealideal
Gases Gases reaisreais: : desviosdesvios dodo
ComportamentoComportamento idealideal
Gases Gases reaisreais: : desviosdesvios dodo
ComportamentoComportamento idealideal
A equação de van der Waals
2
2
V
an
nbV
nRT
P −
−
=
Correção para o 
Gases reais: desvios doGases reais: desvios do
Comportamento idealComportamento ideal
Correção para o 
volume das moléculas
Correção para a 
atração molecular
onde a e b são constantes empíricas.
Gases reais: desvios do comportamento ideal
Exercício:
Use a lei do gás ideal e a equação de van der Waals para
calcular:
a pressão em atmosfera exercida por 10,0g de metano,
A equação de van der Waals
a pressão em atmosfera exercida por 10,0g de metano,
CH4 colocando em um recipiente de 1,00L a 25°C.
R=0,08206 L.atm/K.mol
O peso molecular do CH4 é 16,0g.
b=0,0428 L/mol
a= 2,25 L2.atm/mol2
Exercícios:
Um motor de automóvel mal-regulado, em marcha lenta, pode liberar
até 1,00 mol de CO por minuto na atmosfera. Que volume de CO, na
pressão de 1,00 atm, é emitido por minuto na temperatura de 27°C?
V= 24,62 L
Em uma experiência para investigar as propriedades do gás
refrigerante usado em um sistema de ar-condicionado, determinou-se
que 500 mL de uma amostra, em 28°C, exercem 92,0 kPa de pressão.que 500 mL de uma amostra, em 28°C, exercem 92,0 kPa de pressão.
Que pressão exercerá a amostra quando for comprimida a 300 mL e
resfriada a –5°C? P2= 136 kPa
Um balão atmosférico está cheio de gás hélio em 20°C e 1,00 atm. O
volume do balão é 250 L. Quando o balão sobe até uma camada de ar
onde a temperatura é -30°C, o volume se expande até 800 L. Qual a
pressão da atmosfera neste ponto?
P2= 0,3 atm
Exercícios:
Uma amostra de um gás ideal, mantida à temperatura constante, tem
uma pressão de 765 mmHg e um volume de 10,9mL. O gás é
expandido pelo aumento de volume do seu recipiente. Se o volume
final do gás é 38,1mL, qual é sua pressão final? P2= 219 mmHg
Suponha que 0,176 mol de um gás ideal ocupa 8,64 litros à pressão
de 0,432 atm. Qual é a temperatura do gás em graus Celsius? T=
14°C
Uma amostra de um gás ideal tem um volume de 128 cm³ a -27°C. A
que temperatura em °C deve ser aquecido, à pressão constante, se o
volume final passa a ser 214 cm³?
T2= 229°C
Exercícios:
Uma amostra de gás que está no cilindro de uma máquina
de teste ocupa o volume de 80 cm³ sob 1,00 atm. Ela sofre
compressão isotérmica até 3,20 atm sob o efeito de um
pistão. Qual é o volume final da amostra? V2= 25 mLpistão. Qual é o volume final da amostra? V2= 25 mL
Uma amostra de gás hidrogênio sob 760 mmHg na
temperatura 20°C é aquecida até 300°C em um recipiente
de volume constante. Qual a pressão final da amostra? P2=
1486 mmHg
Quando se aquece pedra calcária que é principalmente CaCO3, são 
produzidos dióxido de carbono e cal, CaO, pela reação de 
decomposição. 
Calcule a pressão do sistema pela decomposição térmica a partir de 
30,00 g de CaCO3 (s), considere o rendimento da reação de 80% e 
volume do sistema de 2 L a 32°C. 
nmolCO2= 30g (1molCaCO3/100g) (molCO2/molCaCO3)(80/100) =
0,24 molCO2
PV=nRT
P= 3 atm
P=2.96 atm
2
2
V
an
nbV
nRT
P −
−
=
Ttotal=Pgás + PH2O
Uma amostra de KClO3 é decomposta parcialmente em KCl e O2, 
este gás coletado sobre a água. O volume de gás coletado é 250 mL a 
26°C e 765 torr de pressão total. Qual a quantidade de matéria de O2
coletado? Qual a massa de KClO3 decomposta?
Dados PH2O a 26°C é 25 torr. Pgás= 740 torr n= 0,00992 mol
0,811 g 
R=0,0821 L atm/mol