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FÍSICO-QUÍMICA 
 
Professor: Pedro Henrique Amorim 
Introdução ao estudo da Físico-Química – conceitos de 
matéria e energia, estados da matéria, propriedades que 
definem os estados físicos. Propriedade Gases – Leis 
empíricas (Lei Boyle, Lei de Charles e Princípio de 
Avogadro). Equação de estado do gás perfeito - Mistura 
de gases e pressão parcial, propriedades intensivas e 
extensivas. 
Aula 1 
A Química é a ciência natural que estuda a matéria, suas 
transformações e as energias envolvidas nestas 
transformações. 
A Físico-Química é o ramo da Química que desenvolve e 
estabelece os princípios químicos em estudo em termos 
dos conceitos subjacentes da Física e da linguagem 
matemática 
Matéria: É tudo que existe (tem massa) e ocupa 
lugar no espaço (volume). 
A massa é uma medida da “quantidade de matéria” 
existente em um objeto, o volume é o espaço que tal 
objeto ocupa. 
Considerando um objeto como uma porção macroscópica 
da matéria constituída por um grande número de 
partículas (átomos, íons ou moléculas), a matéria pode 
apresentar-se como: 
Sólido – Estado de agregação rígido, forma e volume 
independentes do recipiente, pouca mobilidade; 
Líquido – Estado de agregação fluido, ocupa a parte 
inferior do recipiente (sob campo gravitacional), 
superfície definida, maior mobilidade das partículas; 
Gasoso – Estado de agregação fluido mais disperso, 
grande mobilidade das partículas. 
A Físico-Química tem como objetivo relacionar as 
propriedades macroscópicas da matéria com o 
comportamento das partículas-átomos, íons ou 
moléculas- que a constituem. 
Os estados da matéria vistos anteriormente dependem das 
propriedades das partículas que a constituem e são definidos por 
condições específicas: 
massa (m) – medida da quantidade de matéria existente em um 
objeto. 
SI – Kg (quilograma) 
1 Kg = 103 g 
volume (v) – espaço ocupado por um objeto. 
SI – m3 (metro cúbico) 
1 L = 1dm3 
pressão (p) – definida como força por unidade de área sobre a qual 
atua. 
F 
A 
P = força/área = F/A 
SI – Pa(pascal) 
1Pa = 1 Kg m-1 s-2 
1bar = 105 Pa ≅ 1 atm 
pressão (p) – definida como força por unidade de área sobre a qual 
atua. 
Pressão atmosférica – barômetro 
pressão (p) – definida como força por unidade de área sobre a qual 
atua. 
Pressão de um gás em um recipiente - manômetro 
h 
V= h . A 
m= ϱ.V 
F= m.g 
p= F/A 
Pressão hidrostática  p= ϱ.g.h 
pressão (p) – definida como força por unidade de área sobre a qual 
atua. 
h 
V= h . A 
m= ϱ.V 
F= m.g 
p= F/A 
Pressão hidrostática  p= ϱ.g.h 
temperatura (T) – propriedade que determina o fluxo de energia, 
sob a forma de calor, entre dois objetos postos em contato, 
depende do grau de agitação das partículas (energia cinética 
média) que compõe o objeto. 
T1 T2 
T1>T2 
T1 T2 
T1=T2 
calor 
SI – K(kelvin)= temperatura termodinâmica 
T(K) = ϴ(°C) + 273,15 
T/K = ϴ/°C + 273,15 
 
A temperatura indica se dois objetos estão em equilíbrio térmico. 
Lei Zero da termodinâmica: Se A está em equilíbrio térmico com B 
e se B está em equilíbrio térmico com C, então A também está em 
equilíbrio térmico com C. 
Quantidade de substância (n) – medida da quantidade de matéria 
para grandes quantidades de átomos íons ou moléculas. 
SI – mol 
1 mol= n° de átomos presentes em 12 g de carbono 12 
Na = constante de Avogadro = 6,022x1023 partículas /mol 
Número de partículas = quantidade de substância x número de 
partículas por mol 
N = n x Na 
Energia é a capacidade de realizar trabalho, que por sua vez é 
definido como o movimento contra uma força que se opõe ao 
movimento 
SI – J(joule) 
1J = 1 Kg m2 s-2 
1bar = 105 Pa ≅ 1 atm 
Um objeto pode possuir dois tipos de energia: 
1- Energia cinética (Ec) – Energia associada ao estado de movimento. 
Ec=
𝑚𝑣2
2
 m= massa 
v= velocidade 
1- Energia potencial (Ep) – Energia de um objeto associada á posição. 
Coulombiana 
V(r)=
𝑄1 .𝑄2
4πε°𝑟
 
Gravitacional 
V(h)=V(0) + mgh 
onde: Q1 e Q2 são duas cargas pontuais 
 ε°= permissividade no vácuo(8,854 x 10-12 C2 J-
1 m-1) 
 r= distancia entre as cargas. 
 
onde: m = massa 
 g = aceleração da gravidade(9,81 m s -2) 
 r= distancia entre as cargas. 
 
A energia total é, portanto: 
ET = Ec + Ep 
Uma equação de estado relaciona uma das quatro propriedades às 
outras três. 
 
p = f(n, v, T) 
A equação de uma gás à baixa pressão foi estabelecida pela 
combinação de algumas leis empíricas (obtidas 
experimentalmente). 
 
Lei de Boyle 
À temperatura constante, a pressão de uma quantidade de gás é inversamente 
proporcional ao seu volume. 
Le de Boyle: p α 1/V 
ou pV = constante (a n e T constantes) 
Lei de Charles 
À pressão constante, o volume de uma quantidade de gás varia linearmente 
com a temperatura. 
Lei de Charles: V= A + Bϴ 
ou V = constante x T (a n e p constantes) 
Todas as isóbaras as 
extrapoladas para V=0 
Dão T=-273,15°C = 0K ou 
zero absoluto 
V α T 
T na escala 
Celsius 
Lei de Charles – Gay-Lussac 
À volume constante, a pressão de uma quantidade de gás varia linearmente 
com a temperatura. 
Lei de Charles: P= A + Bϴ 
ou P = constante x T (a n e V constantes) 
Todas as isócoras 
extrapoladas para p=0 
Dão T=-273,15°C = 0K ou 
zero absoluto 
p α T 
T na escala 
Celsius 
Princípio de Avogadro 
Em uma determinada temperatura e pressão, gases com volumes 
iguais contêm a mesma quantidade de moléculas. 
Princípio de Avogadro: V α n, a T e P constantes. 
Massa molar (M) - massa por mol de substância 
M = m / n 
Volume molar (Vm) – volume ocupado por mol de substância 
Vm = V / n 
Este princípio implica que o volume molar de um gás deve ser o 
mesmo para todos os gases, mesma pressão e temperatura. 
CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão) 
1 atm, ou 100 KPa, 0°C ou 273,15 K  Vm = 22,41 L .mol
-1 
CNATP (Condições Normais Ambientais de Temperatura e Pressão) 
1 bar (pressão padrão pϴ), 25°C ou 298,15 K  Vm = 24,79 L .mol
-1 
Para uma transformação com massa fixa de gás, as leis empíricas 
vistas anteriormente são reunidas numa única expressão, a 
equação geral dos gases. 
𝑝1𝑉1
𝑇1
=
𝑝2𝑉2
𝑇2
 
𝑝𝑉
𝑇
 = Constante 
Considerando uma transformação de um estado inicial 1 para um 
estado final 2 temos: 
𝑝1𝑉1
𝑇1
=
𝑝2𝑉2
𝑇2
 
T=cte 
V=cte 
p=cte 
p1 V1=p2 V2 
𝑝1
𝑇1
=
𝑝2
𝑇2
 
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
 
Exemplo: 
 
Uma amostra de gás se encontra em um recipiente fechado e 
indeformável, a 200,15 K e 60kPa. Se a temperatura for elevada a 
350,15 K, qual será a nova pressão? 
Equação de estado gás ideal ou perfeito 
Gás ideal – baixas pressões, interações desprezíveis, grande distâncias entre as 
partículas (moléculas) 
Gás real – Gás normal, que não se comporta idealmente. 
pV=nRT 
onde: p= pressão 
 V= volume 
 n= n° de moles 
 T= temperatura 
R= constante universal dos gases. 
R= 8,314551 J K-1 mol-1 
ou 8,314551 kPa L K-1 mol-1 
ou 8,20578 x 10-2 L atm K-1 mol-1 
 
 
Equação de estado gás ideal ou perfeito 
Observação: A lei do gás ideal é uma aproximação para o 
comportamento de qualquer gás, que fica cada vez ais exata a 
medida em que p 0 
Em termos práticos, ao nível do mar (p≅100KPa) a maioria dos 
gases se comportam quase idealmente. 
Equação de estado gás ideal ou perfeito 
Exemplo: 
 
Calcule a pressão exercida por 1,22 g de CO2, contido num frasco 
de volume igual a 500mL a 37 °C. 
 
Dados: M CO2 = 44 g mol-1 
R= 8,314 kPa L K-1 mol-1 
Equação de estado gás ideal ou perfeito 
Como Vm = V/n, a equação do gás ideal pode ser reescrita como: 
 
p=RT/ Vm 
 
Vm = RT/P 
 
Confirmando que o volume molar de qualquer gás só depende de T 
e P. 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
Lei de Dalton  A pressão parcial exercida por uma mistura de 
gases ideais é uma soma das pressões que cada um dos gases 
exerceria caso ocupasse sozinho o recipiente, na mesma 
temperatura e pressão da mistura. 
 
 
 
p = pA + pB + ... 
 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
Para qualquer tipo de gás numa mistura, a pressão parcial pj é 
definida como: 
 
pj = xj.p 
 
Onde : pj = pressão parcial 
 xj é a fração molar 
 p = pressão total 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
A fração molar de j é o número de moles de j dividido pelo númto 
total de moles presentes na mistura: 
 
xj = nj/n 
 
Para uma mistura binária de A+B temos: 
xA = nA/nA+ nB xB = nB/nA+nB 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
xA + xB = 1 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
Exemplo: Calcule as frações molares do N2, O2 e do Ar no ar seco 
ao nível do mar, sabendo que 100,0 g de ar consiste em 75,5 g de 
N2, 23,2 g de O2 e 1,3 g de Ar. 
 
Dados: M N2 = 14 g mol
-1; 
 M O2 = 16 g mol
-1; 
 M Ar = 40 g mol-1. 
Mistura de gases: Pressão Parcial 
Em uma mistura de gases ideais: 
pA = xA.p 
pA =
𝑛𝐴
𝑛
.
𝑛𝑅𝑇
𝑉
 
pA =
𝑛𝐴𝑅𝑇
𝑉
 
Equação de estado – propriedades intensivas e extensivas. 
pV=nRT  equação de estado 
Existem duas classes de variáveis presentes nesta equação: 
 
Propriedades extensivas – dependem do tamanho ou extensão da 
amostra, obtidas somando-se os valores em cada parte da mesma, 
proporcional à massa. 
 Ex: n, V 
Equação de estado – propriedades intensivas e extensivas. 
Propriedades intensivas – não dependem do tamanho ou 
extensão da amostra, quando medidas em qualquer ponto da 
amostra, apresenta valor uniforme, em um sistema em equilíbrio 
 
 Ex: T, p 
 
A relação entre duas propriedades extensivas resulta sempre m 
uma propriedade intensiva. 
 
 Ex: Vm = RT/P 
 
 
Próxima aula: Continuação  modelo cinético dos gases