aula sobre Gases

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14/05/2013
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Gases
Físico-Química
Prof. Renata Mello Giona
Estado gasoso
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Os 11 elementos que
são gases em condições
normais.
Equação de estado: p = f (T, V, n)
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Pressão
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(b) Equilíbrio mecânico 
entre as 2 regiões
Manômetros
(a) P = d g h 
(b) P (amostra) < p (atm)
Temperatura
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(b) Equilíbrio térmico 
entre as 2 regiões
“Lei Zero da Termodinâmica”
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Leis dos gases: pressão e volume (T constante)
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Efeito da pressão no volume de uma quantidade
fixa de gás (a T constante). 
Lei de Boyle : p V = constante
Propriedades:
pressão e volume (a T constante)
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(b) Quando o volume de uma amostra é reduzido, há mais moléculas
em um dado volume. Uma vez que o impacto total nas paredes do 
recipiente é maior, a pressão também é.
(a) A pressão de um gás surge do impacto de suas moléculas na
parede do recipiente.
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Isotermas
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Lei de Boyle* : p V = constante
* Lei limite, válida somente quando p ����0
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A extrapolação dos dados para um número de gases sugere que o volume de todos
os gases deve ser zero a -273°C (T = 0 na escala Kelvin). 
Todos os gases se condensam a líquidos antes dessa temperatura.
Lei de Charles e Gay-Lussac 
volume e temperatura (a pressão constante)
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Condições isobáricas:
V = constante x (0 + 273,15 oC) 
Lei de Charles e Gay-Lussac: 
volume e temperatura (à pressão constante)
V = constante x T
P = constante X T
Quando medido à mesma temperatura e pressão, 
volumes iguais de gases contêm o mesmo número 
de moles.
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O volume molar (L.mol-1) de vários gases a 0°C e a 1 atm: são muito semelhantes.
Volume molar – Principio de Avogadro
Por conseguinte, a razão entre as quantidades de 
reagente e produtos gasosos numa reação química 
são os mesmos que as razões molares.
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Efeito de várias mudanças em um gás ideal
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(a) Aumento de temperatura a volume constante; 
(b) Aumento da pressão a temperatura constante; 
(c) Aumento da temperatura a pressão constante; 
(d) Aumento do número de mols a temperatura e pressão constantes.
Gás ideal: pV = constante x n T
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A pressão total P de uma mistura de gases é a soma 
das pressões parciais PA e PB dos componentes. 
Essas pressões parciais são as pressões que os gases 
exerceriam se estivessem sozinho no recipiente (à 
mesma temperatura).
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Mistura de gases – Lei de Dalton
A fração molar, x, mostra a fração de moléculas de um tipo
particular em uma mistura de dois ou mais tipos de moléculas.
Pressão parcial - mistura binária
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5. Uma amostra de 1,00 g de ar seco 
consiste de 0,76 g de nitrogênio e 
0,24 g de oxigênio. Calcule a 
pressão parcial destes gases quando 
a pressão total é 1,00 atm.
Fração molar de B, xB
P
re
ss
ã
o Pressão total, p = pA + pB
0 1
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2. Qual o grau de pureza de uma amostra de 2,0 g de 
bicarbonato de sódio sabendo-se que, quando em contato 
com HCl, libera 0,480 L de CO2, medido a 273 K e 1,0 atm? 
1. Quantos gramas de NaN3
devem ser decompostos em 
gás nitrogênio, a uma 
pressão de 1,15 atm e 
temperatura de 26,0 oC, 
para que um air bag
apresente volume de 36 L?
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3. Em um processo industrial, um recipiente contendo 
nitrogênio a temperatura de 300 K e sob 100 atm foi aquecido, 
a volume constante, a 500 K. Considerando comportamento de 
gás ideal, estime a pressão exercida pelo gás.
Obs: nestas condições, a pressão real é de 183 atm. 
4. Em uma experiência para investigar as propriedades do gás 
refrigerante de um sistema de ar condicionado, determinou-se 
que 500 mL de uma amostra, em 28,0oC, exercem 92,0 kPa de 
pressão. Que pressão exercerá a amostra quando for 
comprimida a 300 mL e resfriada a -5,0oC? 
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6. O ar alveolar do pulmão 
humano contém em volume 
80,5 % de nitrogênio, 
14,0 % de oxigênio e 
5,5 % de gás carbônico. 
Se a pressão no pulmão é 760 
mmHg e a pressão de vapor 
de água é 47 mmHg, calcule 
as pressões parciais 
exercidas por estes 
componentes principais.
Difusão e Efusão
• Difusão � dispersão gradual de uma substância em outra 
substância;
• Efusão � fuga de um gás para o vácuo através de um orifício 
pequeno:
Thomas Graham:
Velocidade de efusão = 
�
�����	�����
ou velocidade de efusão ∝
�
	
����
����	�é�
�	���	�������	��	�
����
����	�é�
�	���	�������	��	�
= 
	
�
	
�
����
����	�é�
�	���	�������	��	�
�
����
����	�é�
�	���	�������	��	�
�
= 
�
�
�
�
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Teoria cinética-molecular
Gás:
• constituído por um grande número de “partículas” que
apresentam volume desprezível em relação ao volume do
recipiente que contém o gás;
• as partículas, que apresentam movimento contínuo e aleatório,
sofrem colisões elásticas;
• as partículas apresentam uma distribuição de energia cinética e
o valor médio é proporcional à temperatura absoluta .
• as partículas são independentes entre si (forças atrativas e
repulsivas desprezíveis); 19
A velocidade das 
moléculas
v1x
c
b
a
V
mv
abc
mv
bc
FP
a
mvF
a
mv
va
mv
t
mv
xx
x
x
x
xx
2
1
2
11
1
2
1
1
2
1
1
11
/2
2)(
===
=
==
∆
∆
-v1x
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RTvmN
vNmPV
vvvv
uNmPV
v
N
v
v
V
mP
A
zyx
x
N
j
jxx
N
j
jx
2
3
2
1
3
1
3
1
1
2
2
2222
2
1
22
1
2
=
=
===
=
=
=
∑
∑
=
=
2/1
2/12
2
2
3
3
3
1






==
=
=
=
M
RT
cv
M
RT
v
RTvM
MmN A
Velocidade média quadrática das moléculas de um gás
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Velocidades moleculares de gases
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Velocidade molecular 
média (m/s) para 
alguns gases, a 25oC.
a) Para diferentes gases na mesma temperatura 
(quanto maior a massa molar, menor a velocidade média 
e mais estreita a distribuição);
b) Para um mesmo gás, em diferentes temperaturas. 
(quanto maior a temperatura, maior a velocidade média e 
mais larga a distribuição).
Distribuição de Maxwell de velocidades moleculares:
Gases reais
• Gases se condensam a líquidos...
• Fator de compressão, Z = 
�
�
����
• Z = PV ou PVM
nRT RT
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Gases reais
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Z = fator de compressibilidade
Variação da energia potencial entre 2 
moléculas em função da separação
Condensação do gás
Z = 
�
�
����
Gases Reais
Isotermas de CO2
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Equações gases reais
Equação do Virial
( )...1 32 +





+





+








+=
mm V
D
V
C
Vm
B
nRTPV
...1 32 +





+





+








+=
mm V
D
V
C
Vm
BZ
Equação de van der Waals
• P = nRT - a n 2
V – nb V
• p + a n2 (V – nb) = nRT
V2
� a = atrações (grande para moléculas que se atraem;
� b = repulsões � volume de uma molécula
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Equação de van der Waals
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