TRABALHO QUIMICA GERAL GASES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO 
Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas – ICEA 
Departamentos de Ciências Exatas e Aplicadas - DECEA 
Campus João Monlevade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TRABALHO SOBRE OS GASES 
QUIMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
João Monlevade – MG 
Junho/2015
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO 
Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas – ICEA 
Departamentos de Ciências Exatas e Aplicadas - DECEA 
Campus João Monlevade 
 
 
 
 
 
 
Curso: Engenharia Elétrica 
Área do conhecimento: Química 
Linha de pesquisa: Estado físico - Gasoso 
 
 
 
 
 
 
 
 
TRABALHO SOBRE OS GASES 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof.: Drª Lucília A. Linhares Machado 
 
 
 
NOMES: 
Carlos Eduardo 
Carolina 
Elielson 
Elizabeth 
Fabricio 
Felipe 
Gabriel 
Guilherme 
Henrique 
Leonardo castro 
Rafael silva 
Rafael Tavares 
Rodrigo Figueiredo Assis 
Santiago 
Thiago Rabelo 
Vanderley 
Yasmim 
Yohan 
 
João Monlevade – MG 
Junho/2015
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 – INTRODUÇÃO ................................................................................................................. 5 
2 – GASES ............................................................................................................................... 5 
3 – MISTURAS ....................................................................................................................... 6 
4 – VARIÁVEIS DOS ESTADOS DOS GASES ................................................................... 5 
5 – GÁS PERFEITO ................................................................................................................ 6 
6 – MISTURA DE GASES ..................................................................................................... 7 
7 – PRESSÃO DOS GASES ................................................................................................... 8 
8 – PRESSÃO PARCIAL (LEI DE DALTON) ...................................................................... 9 
9 – TEMPERATURA COMO VARIAVEL DE ESTUDO DOS GASES ............................. 9 
10 – VOLUME DOS GASES ............................................................................................... 10 
11 – VOLUME MOLAR DOS GASES ................................................................................ 11 
12 – VOLUME PARCIAL DOS GASES EM MISTURAS ................................................. 12 
13 – TRANSFORMAÇÕES GASOSAS .............................................................................. 12 
14 – TRANSFORMAÇÕES ISOBÁRICA ........................................................................... 16 
15 – TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA, ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA 
(VOLUME CONSTANTE) ................................................................................................... 17 
16 – DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES ........................................................................... 19 
17 - EQUAÇÃO DE CLAPEYRON ..................................................................................... 20 
18 – EQUAÇÃO GERAL DOS GASES ............................................................................... 21 
19 – DENSIDADE ABSOLUTA DOS GASES ................................................................... 21 
20 – DENSIDADE RELATIVA DOS GASES ..................................................................... 23 
 
 
 
5 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
Presentes em grande quantidade na natureza e aplicados em diversas atividades como: uso 
doméstico, hospitais, meios de transporte, medicina e indústria, os gases são substâncias 
fluídas e presentes em grande quantidade na natureza, como por exemplo no ar atmosférico, 
que é composto por 78% de nitrogênio e 21% de oxigênio (Sanzogo, 2012). 
Por outro lado, existem os gases poluentes, derivados da queima de combustíveis fósseis 
(dióxido de carbono, gás metano, perfluorcarbonetos, óxido nitroso e hidrofluorcarbonetos) 
que prejudicam o meio ambiente, colaborando para o processo de aquecimento global. 
Gases são compostos moleculares que possuem características como a grande 
compressibilidade e a capacidade de se expandirem, estes compostos não possuem volume 
fixo, são miscíveis entre si e em qualquer proporção. Os gases são substâncias cujas 
moléculas perdem totalmente a atração entre si e se dispersam muito umas das outras, além 
disso, estas moléculas estão sempre em movimento desordenado. Este movimento faz com 
que algumas partículas se choquem quando estão confinadas em algum recipiente, e este 
choque gera o que chamamos de pressão que o gás exerce sobre determinadas superfícies 
(ALVES, 2014). 
 
2 – GASES 
 
Os gases são moléculas ou átomos que se movimentam constantemente, pois é o estado da 
matéria com mais energia e não possui nem forma nem volume definidos. Apresenta então 
uma estrutura desorganizada da matéria. 
Existem os gases moleculares que são compostos de átomos ou outras moléculas. São estes 
alguns exemplos de gases moleculares: 
- O ar que respiramos: Gás nitrogênio (N2) e gás oxigênio (O2); 
- O gás carbônico (CO2); 
 
Figura 1: Exemplos de Gases Moleculares 
Fonte: Earthtime, 2012 
Os gases atômicos são os gases compostos por átomos. Isso é uma exclusividade dos gases 
Nobres, da família 18. São estes alguns exemplos de gases nobres formados por átomos: 
-Hélio (He); 
-Neônio (Ne); 
6 
 
 
Figura 2: Uso de gases atômicos 
Fonte: Mundo Educação 
 
Por volta do século XVII e XIX, três cientistas (Jacques Charles, Louis J. Gay-Lussac e Paul 
E. Clayperon), elaboraram leis para explicar o comportamento de gases ideias (gases 
perfeitos). 
As leis por eles determinadas estabelecem as regras do comportamento do gás perfeito, 
considerando apenas as grandezas físicas que estão associadas a eles: volume, temperatura e 
pressão. 
Quanto menor for a pressão e maior a temperatura de um modelo de gás, mais ele estará 
aproximado do gás ideal. Esse modelo de gás é denominado de gás perfeito (SILVA, 2014). 
3 – MISTURAS 
 
Uma mistura é um sistema constituído pela adição de duas ou mais substancias puras. A 
partir do momento em que são adicionadas, elas passam a ser as substancias componentes da 
mistura. 
 
 
Figura 3: Misturas homogêneas e heterogêneas 
Fonte: Slideplayer 
 
Existe misturas que mantem o ponto de fusão constantes (misturas eutéticas) ou o ponto de 
ebulição constantes (misturas azeotrópicas). Para facilitar o entendimento verifique as 
figuras 4 e 5 adiante. 
 
5 
 
 
Figura 4: Gráfico de aquecimento da mistura eutética 
Fonte: Alfaconnection 
 
 
 
 
Figura 5: Gráfico de aquecimento da mistura azeotrópica 
Fonte: Alfaconnection 
 
4 – VARIÁVEIS DOS ESTADOS DOS GASES 
 
Ao estudarmos o comportamentos dos gases, algumas variáveis devem ser consideradas. As 
variáveis de estado de um gás são: Volume, pressão e temperatura. 
 
Volume - Em qualquer situação, o volume do gás é igual ao volume do recipiente que o 
contém. 
O sistema internacional (SI), a unidade do volume é o metro cúbico (m
3
). 
 
 
Figura 6: Mesmas concentrações de gases ocupando volumes diferentes 
Fonte: Alunosonline 
6 
 
 
Pressão - Matematicamente, podemos calcular essa pressão pela equação: P = F/S. Ou seja, 
é o mesmo que distribuir a força em cada unidade de área. 
Essa pressão é resultado das colisões existentes entre as moléculas do gás e as paredes do 
recipienteque as contém. Assim, quanto maior a quantidade de partículas por área, maior 
será a pressão exercida. 
 
 
Figura 7: Pressão afetando o volume dos gases 
Fonte: Alunosonline 
 
Temperatura - A temperatura mede o grau de agitação das partículas (átomos ou 
moléculas) do gás. Quanto maior o grau de agitação dessas partículas, maior será sua 
temperatura e a sua pressão. 
 
 
Figura 8: Temperatura afetando o volume dos gases 
Fonte: Leyedelosgases 
5 – GÁS PERFEITO 
 
Pela definição, gás perfeito é aquele que em condições ideais de temperatura e pressão 
apresenta uma variação da sua energia cinética (Ecin) diretamente proporcional à variação 
de sua temperatura (T). 
Gases perfeitos não são encontrados em condições normais na natureza. Para tornar um gás 
próximo de ser considerado perfeito, é preciso que ele esteja a alta temperatura e baixa 
7 
 
pressão. Nessas condições, os choques entre as moléculas se tornam praticamente elásticos, 
não havendo perda de energia cinética. 
A equação dos gases perfeitos é dada por: 
 PV = nRT 
 
Onde P= Pressão, V= volume, n= número de mols, R= constante dos gases perfeitos e T= 
Temperatura do gás. 
Obs: para se obter um gás ideal é necessário um ambiente controlado, como por exemplo na 
figura 1: 
 
 
Figura 9: recipiente que permite controlar pressão e temperatura do gás 
Fonte: Mundoeducação 
6 – MISTURA DE GASES 
 
Praticamente todos os “gases” com os quais temos contato no cotidiano não são exatamente 
gases isolados, mas sim misturas deles. Sendo essas misturas, em sua maioria homogêneas, 
dificultando sua diferenciação. 
O melhor exemplo é o ar que respiramos, que é composto basicamente por 78% do volume 
em massa de gás nitrogênio (N2), 21% de gás oxigênio (O2) e 1% de outros gases, 
principalmente o gás nobre argônio (Ar). 
Para se calcular esses percentuais, utilizamos a equação de Clapeyron, que no caso das 
misturas é: 
 P . V = (n1 + n2 + n3 + ...) . R . T ou P . V = Σn . R . T 
A pressão e o volume totais das misturas de gases são iguais às somas das pressões e dos 
volumes parciais dos gases que compõem a mistura.’’ 
8 
 
 
Figura 10: mistura de dois gases sem interferência de pressões externas 
Fonte: Brasilescola 
7 – PRESSÃO DOS GASES 
 
A Pressão de um gás corresponde à força que os seus corpúsculos exercem por unidade de 
área da superfície do recipiente onde se encontram. Possuem como unidade de medida o 
Pascal ou Newton por metro quadrado, e pode ser calculada pela seguinte fórmula: 
 
 
Figura 11: Equação da pressão dos gases 
 
A pressão de um gás no interior de um recipiente depende de três fatores, sendo eles: 
 
1. O número de corpúsculos de gás no interior do recipiente 
Quanto maior o número de corpúsculos presentes, maior a do gás. 
 
2. A temperatura do gás 
Quanto maior a temperatura do gás, maior a pressão do mesmo. 
 
3. O volume do recipiente. 
Quanto maior o volume do recipiente, menor a pressão do gás. 
 
Equação geral dos gases 
Essa relação é demonstrada na equação geral dos gases. Se as três propriedades (volume, 
pressão e temperatura) variarem, a equação será: 
 
 
Figura 12: Equação geral dos gases 
9 
 
8 – PRESSÃO PARCIAL (LEI DE DALTON) 
 
Pressão parcial, em uma mistura gasosa, é a pressão que o gás exerceria se estivesse 
sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se 
encontra. 
A lei de Dalton para a pressão parcial dos gases diz que a pressão total em uma mistura 
gasosa é exatamente igual à soma das pressões parciais de seus gases componentes: 
P total = P1 + P2 + P3 + P4… ou P = ΣP 
Como a pressão exercida pela mistura gasosa está diretamente relacionada à quantidade de 
partículas de cada gás, é possível usar a lei citada na Equação de. Ela é dada por: P. V = n. 
R. T, sendo que “n” é o número de mols de partículas do gás. 
Portanto, é possível concluir que (P1 + P2 + P3).V = (n1 + n2 + n3). R. T, ou também pode 
ser escrita por: P TOTAL. V = n TOTAL. R. T. 
9 – TEMPERATURA COMO VARIAVEL DE ESTUDO DOS GASES 
 
A temperatura é uma das três variáveis de estado dos gases. As outras duas são a pressão e o 
volume. A temperatura termodinâmica (T) é diretamente proporcional à energia cinética das 
partículas de um gás. Isso significa que quanto maior a agitação das partículas, maior será a 
temperatura e vice-versa. Porém, uma diferença reside no fato de que a energia cinética das 
partículas depende da massa do gás, enquanto a temperatura não. 
A temperatura dos gases e dos corpos costuma ser medida por meio de um termômetro, que 
possui uma graduação denominada escala termométrica. A unidade adotada pelo Sistema 
Internacional de Unidades e pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) 
é o kelvin, simbolizado pela letra K. Essa escala é também denominada de escala absoluta 
porque o seu ponto inicial é o zero absoluto ou zero termodinâmico (0 K), temperatura em 
que as partículas não têm movimento. Visto que começa no zero absoluto, a escala kelvin 
não possui valores negativos. 
Termômetros com graduação na escala Celsius e Fahrenheit 
No Brasil, no entanto, a escala termométrica mais utilizada é o Celsius (ºC). Visto que 0º C 
equivale a 273 K e que o intervalo dessas duas escalas é o mesmo. Para transformar o grau 
Celsius em Kelvin, basta somar 273: 
TK = T°C + 273 
Outra escala termodinâmica muito usada principalmente nos Estados Unidos é a escala 
Fahrenheit (°F). O seu intervalo é diferente, sendo que se quisermos realizar uma conversão 
de Fahrenheit para Celsius usamos a seguinte expressão: 
TºC = (TºF – 32) 
1,8 
A temperatura absoluta é diretamente proporcional à pressão. Isso pode ser visto quando 
medimos a pressão do ar dentro dos pneus quando eles estão quentes. Nesse caso, 
encontramos um valor muito maior do que se fizéssemos a medição com os pneus frios. Isso 
acontece porque o ar se expande com o aumento da temperatura. É por isso que o 
recomendado é calibrar os pneus quando eles estão frios, ou seja, com o veículo parado ou 
depois de ter circulado no máximo 3 km. 
 
10 
 
10 – VOLUME DOS GASES 
 
O volume é uma grandeza que mede o espaço ocupado por um determinado corpo. Ela é 
uma das três variáveis de estado dos gases. De acordo com o Sistema Internacional de 
unidades, o volume é representado por unidades de tamanhos cúbicos no entanto, trabalha-se 
também com outras unidades como o litro, os fatores de conversão podem ser analisados na 
figura 13. 
 
Figura 13: Conversão de unidades ( m³ para L) 
Fonte: Mundoeducação 
 
 No caso dos gases, o volume não possui nem forma nem volume definidos, pois o 
volume ocupado por um gás é igual ao volume do recipiente que o contém. Sendo assim, 
independentemente do tamanho do recipiente, o gás contido nele ocupará todo o volume que 
lhe for oferecido. Isso acontece pois os gases são compostos de partículas minúsculas que se 
movimentam de modo bem veloz, livre e desordenado. 
 O movimento dessas partículas depende diretamente da temperatura, pois quanto 
maior ela for, maior será a agitação térmica ou o movimento das partículas. As partículas 
colidem umas om as outras de forma perfeitamente elástica, de modo que a energia 
mecânica total das duas permaneça a mesma, apesar de que elas podem perder energia uma 
para a outra. 
 Quando ocorrem transformações gasosas envolvendo o volume, verifica-se q a massa 
de gás ocupa um volume inversamente proporcional à sua pressão e diretamente 
proporcional à temperatura termodinâmica. No caso dos gases reais somente a altas 
temperaturas e baixas pressões eles se assemelham aos gases ideais.Isso pode ser verificado 
na figura 14. 
 
Figura 14: Isotermas do gás ideal (a) e do gás real (b) 
Fonte: Ecientificocultural 
 
 
11 
 
11 – VOLUME MOLAR DOS GASES 
 
O volume de quaisquer gases que estão na mesma condições de temperatura e pressão 
apresentam o mesmo número de moléculas. Isso significa que seja qual for a natureza do gás 
e do tamanho de suas moléculas, sempre o volume que ele ocupará será proporcional ao 
número de moléculas que há no recipiente onde ele se encontra. Isso acontece porque o 
tamanho das moléculas gasosas é considerado desprezível em comparação com a distância 
entre elas. Essa hipótese foi proposta no ano de 1811 pelo químico italiano Amedeo 
Avogadro. 
Geralmente, consideram-se as CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão), em 
que a pressão equivale a 1 atm e a temperatura a 0º C. Como se trata de gases, também é 
necessário considerar a temperatura termodinâmica, ou seja, na escala kelvin, em que 0º C é 
igual a 273. Na CNTP o volume ocupado por qualquer gás é 22,4 L. 
Dessa forma, se temos 1 mol de gás hélio, 1 mol de gás de nitrogênio, 1 mol de gás amônia e 
1 mol de gás metano em quatro recipientes separados, pode-se concluir que todos estão 
ocupando o volume de 22,4 L (nas CNTP). O número de moléculas deles também são 
iguais, afinal 1 mol de qualquer gás sempre será 6,0 * 10²³. A diferença estará somente na 
massa, pois a quantidade e o tipo de átomo em cada molécula são diferentes. Essas 
afirmações podem ser observadas na figura 15. 
 
 
Figura 15: Hipótese de Avogrado 
Fonte: chemwiki.ucdavis.edu 
 
 
Para entender como se chegou a esse valor utilizaremos a Equação de Clapeyron para 
calcular o volume ocupado por 1 mol. 
P * V = n * R * T 
V = n * R * T 
P 
Lembrando que R é a constante universal dos gases, que, nas CNTP, é igual a 0,082 atm * L 
* mol
- 
* K
-
, vamos substituir os valores na equação acima, dessa forma temos: 
V = (1 mol) * (0,082 atm * L * mol
-1
) * (273 K) 
1 atm 
V = 22,386 L 
Portanto, esse é o volume ocupado por 1 mol de gás nas CNTP. Deve-se conhecer também 
que nas CATP (Condições ambientais de Temperatura e Pressão), o volume que 1 mol de 
gás ocupa passa a ser 25 L. 
Compreender e conhecer essas relações é importante, isso porque em muitos cálculos 
estequiométricos e cálculos sobre o estudo dos gases envolvem essas informações. 
12 
 
12 – VOLUME PARCIAL DOS GASES EM MISTURAS 
 
Em misturas gasosas, a determinação do volume total depende dos volumes parciais dos 
gases componentes. Sendo que: 
O volume parcial de um gás em uma mistura gasosa é o volume que ele irá ocupar estando 
sozinho e sendo submetido à pressão total e à temperatura da mistura. 
É como se os gases não se misturassem. Assim, o volume que cada um ocuparia, estando no 
mesmo recipiente, seria seu volume parcial. 
O conceito de volume parcial é análogo, portanto, ao da pressão parcial – e pode ser visto no 
texto “Pressão Parcial”. Assim como a pressão total de uma mistura gasosa é conseguida por 
meio da soma das pressões parciais dos gases; o volume total também é obtido pela 
somatória dos volumes parciais: 
Volume total obtido através do somatório dos volumes parciais. Essa relação é conhecida 
como Lei de Amagat dos volumes parciais. Relacionando-a com a equação de estado dos 
gases: 
Fórmula do volume total de misturas gasosas 
Pode-se também definir a fração molar (X) em função do volume parcial. Considere um gás 
“A” presente em uma mistura gasosa. Sua fração molar será dada por: 
XA= nA = VA___ = % em volume de A 
Σn Vtotal 100% 
Para entender, pense, por exemplo, em um cilindro de combustível com 20 L de gás natural, 
sendo que seus principais constituintes são o metano, o etano e o propano. Como o metano 
corresponde a 85% do volume total do gás natural, ele possui 17 L. Já o etano é 10%, ou 2,0 
L e o propano corresponde a apenas 5%, que é igual a 1,0 L. Se somarmos os volumes 
parciais, chegaremos exatamente ao valor do volume total: 
V = Vmetano+ Vetano+ Vpropano 
V = 17L + 2L + 1L 
V = 20L 
Se quiséssemos calcular o valor do volume parcial de cada gás, poderíamos usar a equação 
de estado dos gases ou a fração molar, como é mostrado abaixo no caso do metano: 
Vmetano=85% . 20L = 17L 
100% 
13 – TRANSFORMAÇÕES GASOSAS 
 
As transformações gasosas foram estudadas pelos cientistas de forma a sempre manter uma 
das variáveis de estado constante para observar a variação das outras duas variáveis. 
13 
 
 
Figura 15: As transformações gasosas sempre são estudadas com o sistema fechado para que 
não ocorra alteração no número de partículas e na massa do gás. 
Fonte: Mundoeducação 
 
As transformações gasosas são aquelas em que se considera uma determinada massa fixa de 
um gás ideal em um sistema fechado para observar como as variáveis de estado dos 
gases (pressão, volume e temperatura) inter-relacionam-se. Esse processo é feito por manter 
constante uma dessas variáveis, enquanto se observa como ocorre a variação das outras 
duas. 
 
Existem três tipos de transformações gasosas, que ocorrem quando a temperatura permanece 
constante, quando a pressão permanece constante e quando o volume permanece 
constante. Vejamos o nome dado para cada uma dessas transformações e quais são as leis 
que as relacionam: 
 Transformação isotérmica :Essa palavra vem do grego iso, que significa “igual”, 
e thermo, que significa “calor”, ou seja, essa é uma transformação gasosa que ocorre com 
a temperatura constante, enquanto as outras variáveis (pressão e volume) variam. 
Os cientistas que estudaram a transformação isotérmica foram Robert Boyle e Edme 
Mariotte, por isso as observações desses estudiosos foram enunciadas em uma lei chamada 
de lei de Boyle-Mariotte, que diz o seguinte: 
“Com a temperatura sendo mantida constante, a massa de determinado gás ocupa um 
volume inversamente proporcional à sua pressão.” 
Isso quer dizer que, se aumentarmos a pressão sobre o gás, o seu volume diminuirá e vice-
versa, como a figura a seguir mostra: 
 
Figura 16: Pressão x Volume 
Fonte: Infoescola 
 
14 
 
Duas grandezas são inversamente proporcionais quando o produto entre elas sempre origina 
uma constante. Assim, temos: 
P . V = k 
ou 
P1 . V1 = P2 . V2 
Veja um exemplo a seguir de transformação isotérmica. Observe que o produto entre a 
pressão e o volume em todos os casos sempre origina o mesmo resultado: 
 
Figura 17: Tabela do produto entre pressão e volume 
 
Passando os dados das transformações isotérmicas para um gráfico que relaciona a pressão e 
o volume, obtemos uma hipérbole equilátera, que é chamada de isoterma: 
 
Figura 18: Tabela referente entre o produto pressão x volume – isoterma 
 
 Transformação isobárica: Essa palavra vem do grego iso, que significa “igual”, 
e baros, que é “pressão”, ou seja, essa é uma transformação gasosa que ocorre com a pressão 
constante, enquanto as outras variáveis (temperatura e volume) variam. 
Os cientistas que estudaram a transformação isobárica foram Joseph Louis Gay-Lussac e 
Jacques Alexandre César Charles. Por isso, as observações deles foram enunciadas em uma 
lei chamada deprimeira lei de Charles e Gay-Lussac, que diz o seguinte: 
“Com a pressão sendo mantida constante, a massa de determinado gás ocupa um volume 
diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica.” 
 
Transformação isocórica ou isovolumétrica: Conforme já dito, iso significa “igual”, 
e coros é “volume”, ou seja, a palavra “isocórica” refere-se a uma transformação gasosa que 
15 
 
ocorre com o volume constante, enquanto as outras variáveis (temperatura e pressão)variam. 
A segunda lei de Charles e Gay-Lussac diz o seguinte: 
“Com o volume sendo mantido constante, a pressão exercida pela massa de determinado gás 
é diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica.” 
Isso quer dizer que, se aumentarmos a temperatura do sistema, a pressão exercida pelo gás 
também aumentará e vice-versa. Observe: 
 
Figura 19: Esquema de transformação isocórica 
Fonte: Infoescola 
 
Matematicamente, temos: 
P = kT 
ou 
P1= P2 
T1 T2 
Portanto, assim como ocorre no caso das transformações isobáricas, nos gráficos das 
transformações isocóricas, a relação entre a pressão e a temperatura sempre dará uma reta: 
 
Figura 20: Gráfico de transformação isocórica ou isovolumétrica 
 Fonte: Brasilescola 
 
Observe que em todos os casos, quando dividimos a pressão pela temperatura 
termodinâmica respectiva, encontramos o mesmo valor (uma constante): 
3/100 = 0,03 
6/200 = 0,03 
9/300 = 0,03 
12/400 = 0,03 
 
 
16 
 
14 – TRANSFORMAÇÕES ISOBÁRICA 
 
Daí o significado do termo “isobárica”, que é uma palavra que vem do grego: iso = igual; 
e baros = pressão; ou seja, a pressão permanece igual, não varia. 
Esse fenômeno foi estudado em 1802, pelo cientista francês Joseph Louis Gay-Lussac 
(1778-1850). Ele realizava experimentos como o mostrado abaixo, em que há em um 
recipiente um determinado gás, que, então, tem sua temperatura elevada, ou seja, o sistema 
recebe calor. Com isso, a energia cinética das partículas aumentará, isso significa que quanto 
maior a temperatura, maior será a velocidade das moléculas desse gás e vice-versa. A 
pressão se manteve constante, mas, com o aumento da velocidade das partículas, o volume 
ocupado por esse gás tende a aumentar. 
 
Figura 21: Com o aumento da temperatura e a pressão sendo mantida constante, a energia 
cinética das partículas irá aumentar, aumentando também o volume ocupado. 
Fonte: Mundoeducação 
Esse princípio ficou conhecido como Lei de Gay-Lussac, que pode ser enunciada da 
seguinte maneira: 
 
Lei de Gay-Lussac: para uma massa fixa de gás, mantida à pressão constante, o volume 
ocupado pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. 
 
Isso significa que com o aumento da temperatura, o volume também aumentará e vice-versa. 
Isso pode ser visto com um experimento simples: ao colocarmos um balão em um recipiente 
com água quente, sua temperatura aumentará e seu volume também. Isso é visto pelo 
enchimento do balão. Já ao ser colocado em um recipiente com água e gelo, ele murchará, 
ou seja, com a diminuição da temperatura, o volume ocupado pelo gás também diminui. 
 
Figura 22: Um balão inserido em uma garrafa, colocado em um recipiente com água quente, 
encherá com o aumento do volume do gás dentro dele. Ao ser colocado na água e gelo, ele 
murcha, pois seu volume diminui. 
17 
 
Fonte: Sofisica 
 
 
Se a temperatura dobrar, o volume também dobrará, se a temperatura triplicar, o mesmo 
ocorrerá com o volume e assim sucessivamente: 
 
Graficamente, isso é representado por uma reta: 
 
 Figura 23: Gráfico representando a constante k 
15 – TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA, ISOCÓRICA OU 
ISOVOLUMÉTRICA (VOLUME CONSTANTE) 
 
Quando uma determinada massa gasosa sofre uma transformação e seu volume permanece 
constante, a pressão exercida pelo gás, no recipiente em que ele permanece, aumenta 
conforme a temperatura aumenta, e diminui conforme sua temperatura diminui. Charles 
observou este fato e concluiu: 
Exemplos: Sistema de refrigeração a freon: Geladeira, freezer e ar condicionado 
(Volume do ambiente é constante). 
Lei de Charles e Gay-Lussac para transformações isocóricas: “Num sistema fechado em 
que o volume é mantido constante, verifica-se que a pressão exercida por determinada massa 
de gás é diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica.” 
P/T = K 
Tendo um gás inicialmente a uma pressão Pi e temperatura Ti, aumentando a temperatura 
até uma temperatura Tf verificamos que a pressão Pf obedecerá a seguinte relação: 
Pi/Ti = Pf/Tf = K 
Graficamente temos: 
 
18 
 
 
Figura 24: Relação entre pressão e temperatura 
 Fonte: Infoescola 
 
O gráfico nos mostra que, o gás ao ser aquecido aumenta sua pressão, e quando resfriado 
diminui a sua pressão (Somente válido para Kelvin). 
Exemplos do cotidiano: 
“Por que quando calibramos os pneus do carro não podemos ter andado muito com ele 
antes?” 
Quando se andou muito com o carro, aumentou-se a temperatura do gás dentro dos pneus. 
Com isso, a energia cinética de suas moléculas aumenta, elas se movimentam mais 
rapidamente e a pressão também se eleva. Assim, se o pneu estiver “quente”, a pressão do 
gás será alta e, depois, quando ele esfriar, o gás irá se contrair, diminuindo a pressão e será 
necessário fazer novamente outra calibragem. 
 
 
Figura 25: A volta de apresentação dos carros em corridas serve para aquecer os pneus 
dos carros para atingir a pressão ideal. 
Fonte: Brasilescola 
 
 “Por que uma embalagem do tipo spray jamais deve ser aquecida ou incinerada? 
Quanto à segunda pergunta, mesmo quando a embalagem de aerossol (spray) parece estar 
totalmente vazia, ela ainda contém ar ou resíduos do produto. Assim, se a embalagem for 
aquecida, a pressão dos gases dentro dela vai aumentar e poderá haver uma explosão. 
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Figura 26: Garrafa de spray 
Fonte: Infoescola 
 
16 – DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES 
 
A difusão de um gás é o seu espalhamento em outro meio gasoso, e a efusão é um 
vazamento dos gases através de pequenos orifícios. 
Difusão: 
A fumaça que sai da chaminé das fábricas ou do escapamento dos automóveis se dispersa 
pelo ar e, com o tempo, não conseguimos mais distingui-la; 
Toda a geladeira fica com um cheiro ruim quando há alguma comida estragada dentro dela; 
 
Efusão: 
Os balões vendidos para crianças são preenchidos com gás hélio. Com o passar do tempo, 
esse gás acaba passando pelos poros da borracha do balão. Isso é constatado pelo fato de o 
balão murchar após algumas horas. 
 
Segundo a Lei de Graham, a velocidade de difusão dos gases é inversamente proporcional 
à raiz quadrada de suas densidades. 
 
𝑽 =
𝟏
√𝒅
 
 
Ou, relacionando dois gases diferentes, temos: 
𝒗𝟏
𝒗𝟐
= √
𝒅𝟐
𝒅𝟏
 L/min. 
 
A unidade usada nesse caso é o “volume que escapa por unidade de tempo”; sendo, portanto, 
geralmente L/min. (litros por minuto). 
 
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A efusão dos gases é um tipo particular de difusão, em que há o vazamento dos gases 
através de pequenos orifícios (ou paredes porosas, que é um conjunto de pequenos orifícios), 
indo na direção de um ambiente com pressão menor. 
 
Assim, gases com menor densidade difundem-se mais rapidamente. Se estiver na mesma 
condição de temperatura e pressão, pode-se também fazer uma relação disso com a massa 
molar do gás: quanto maior a densidade do gás, maior será a sua massa molar e menor a sua 
velocidade de difusão; e vice-versa. Desse modo, temos: 
 
𝒗𝟏
𝒗𝟐
= √
𝑴𝟐
𝑴𝟏
 
 
17 - EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
 
Conforme a Equação Geral dos Gases apresentada acima, a relação das variáveis dos gases 
ideais (pressão, temperatura e volume) sempre dá uma constante: 
 PV =k 
 T 
Se a quantidade do gás for igual a um mol, a constante será representada pela letra R, que é 
conhecida como a constante universal dos gases. 
PV = R 
 T 
O cientista parisiense Benoit Paul Emile Clapeyron (1799-1864) relacionou essa equação 
com as três variáveis de estado dos gases, para uma quantidade de matéria igual a n, ou seja,para um número qualquer de mol, o que de forma completa descreve o comportamento geral 
dos gases. Desse modo, ele criou a seguinte equação: 
 
Essa equação é denominada de Equação de Clapeyron ou de Equação de Estado dos Gases 
Perfeitos, já que todo gás que obedece a essa lei é considerado um gás perfeito ou ideal, 
onde: 
n (quantidade de matéria) é dada pela fórmula: 
n = m/M 
Sendo que: 
m = massa do gás em gramas, e; 
M = massa molar do gás em g/mol. 
Podemos, então, escrever a Equação de Clapeyron também dessa forma: 
P*V= m*R*T/M 
 
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18 – EQUAÇÃO GERAL DOS GASES 
 
Um gás pode passar por três tipos de variáveis de estado: quanto ao seu volume, quanto à 
temperatura e quanto à pressão. Essas alterações são conhecidas como, respectivamente, 
transformação isobárica, isovolumétrica e isotérmica. Por se trataram de transformações nas 
quais pelo menos uma variável é constante, pressão na isobárica, volume na isovolumétrica 
e temperatura na volumétrica, a equação geral dos gases pode ser obtida a partir da junção 
de conclusões de três cientistas importantes no estudo da química: Robert Boyle (1627-
1691) e os cientistas franceses Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) e Jacques Alexandre 
César Charles (1746-1823). As conclusões dos estudiosos estão presentes no quadro a 
seguir: 
 
Figura 27: Conclusões de Boyle, Charles e Gay-Lussac. 
Fonte: alunosonline 
 
Representadas as constantes nas transformações como um valor k, pode-se relacioná-
las em uma única equação, a Equação Geral dos Gases. 
 
Figura 28: Equação geral dos gases 
Fonte: alunosonline 
19 – DENSIDADE ABSOLUTA DOS GASES 
 
A densidade absoluta, além de uma propriedade intensiva da matéria e de ser específica para 
cada substância, é a grandeza que relaciona a massa de uma substância contida em um 
determinado volume dessa mesma substância, sendo que tal grandeza depende penas dos 
elementos químicos que compõe o monólito e da maneira como esses estão arranjados. 
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Assim, quanto maior for a densidade de um corpo, maior será a quantidade de matéria 
existente em uma unidade de volume do corpo. Para um gás não é diferente, ou seja, a 
densidade absoluta de um gás é dada pela razão da massa do gás pelo volume do mesmo, 
levando em consideração a temperatura e a pressão nas quais o gás se encontra. Assim, a 
densidade absoluta pode ser expressa matematicamente por: 
d = m/v 
Em que: 
d = densidade do gás; 
m =massa do gás; 
v = volume do gás; 
 
 Pode-se considerar ainda que o gás estará nas CNTP (Condições Normais de 
Temperatura e Pressão), e segundo a Hipótese de Avogrado, o volume ocupado por 1 mol de 
qualquer gás nas CNTP é de 22,4 litros, sendo esse o volume molar dos gases. Dessa forma, 
é possível obter a densidade dos gases nas CNTP utilizando o volume molar e a massa molar 
do gás. 
d = Mmolar / Vmolar 
Em que: 
d = densidade do gás; 
Mmolar = Massa molar do gás; 
Vmolar = Volume molar do gás; 
 
 Porém, nem sempre os gases estarão nas CNTP, por isso, para calcula a densidade 
absoluta dos gases em qualquer condição, utiliza-se a equação de estado dos gases, também 
conhecida como equação de Clapeyron, dada a seguir: 
P*V=n*R*T 
Em que: 
P = Pressão a qual o gás está submetido; 
V = Volume do gás; 
n = Número de mols do gás; 
R = Constante universal dos gases; 
T = Temperatura do gás; 
 Assim, sabendo que o número de mols de uma substância pode ser calculado pela 
razão entre a massa e a massa molar da substância, é possível fazer as devidas substituições 
na equação 3 e, fazendo as devidas substituições, é possível obter a equação 4, na qual é 
possível obter a densidade de qualquer gás e em qualquer condição a qual o gás esteja 
inserido. 
d = P* Mmolar / R*T 
 Dessa forma, percebe-se que a densidade é inversamente proporcional a temperatura, 
pois para a mesma massa de um gás, o volume do mesmo aumentará, já que segundo os 
conceitos da termodinâmica, ao receber calor o gás realizará um trabalho considerado 
positivo e expandirá, fazendo com que haja menos massa em maior volume, diminuindo a 
densidade do gás. Por isso balões sejam capazes de voar, pois ao aquecer o gás no interior 
do balão, a densidade da substância aquecida diminui e o balão tende a subir. A Densidade é 
importante também para a manutenção da vida, pois alguns peixes inflam suas bexigas 
natatórias, possibilitando sua flutuabilidade neutra. 
 
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20 – DENSIDADE RELATIVA DOS GASES 
 
Pode ser classificada como a relação entre a densidade absoluta de dois gases, que estão nas 
mesmas condições de temperatura e pressão. É essa relação que explica, por exemplo, o fato 
de alguns corpos boiarem ou não em meio aquoso, e indica o quanto um composto é mais ou 
menos denso que o outro. 
 Tal relação é dada pela razão entre a densidade de um corpo e a densidade de outro 
corpo: 
δ12 = d1 / d2 
Em que: 
δ12 = Densidade relativa; 
d1 = Densidade do corpo 1; 
d2 = densidade do corpo 2; 
 Sabendo que a densidade absoluta de um corpo e a razão entre a massa desse corpo e o 
volume por ele ocupado no espaço, temos que, fazendo as devidas substituições e os devidos 
cálculos, a densidade relativa pode ser dada por uma relação entre as massas dos gases. Tal 
relação é dada a seguir: 
δ12 = m1 / m2 
Em que: 
m1 = massa do corpo 1; 
m2 = massa do corpo 2; 
 A partir da equação de Clapeyron, é possível perceber que a densidade relativa é 
proporcional a massa molar do gás, por isso quanto maior for a massa molar de um gás, 
maior será a sua densidade. 
δ12 = P*M1 / R*T 
 P*M2 / R*T 
Como R, T e P são iguais para os dois gases: 
δ12 = M1 / M2 
Em que: 
P = Pressão; 
R = Constante universal dos gases; 
T = Temperatura; 
M1 = Massa molar do gás 1; 
M2 = Massa molar do gás 2; 
 
 Isso explica, por exemplo, o fato de um balão cheio de gás hélio, ser capaz de flutuar e 
o mesmo balão cheio de ar de nossos pulmões ser puxado para baixo, pois a massa molar do 
ar é 28,96 g/mol, já a massa do gás hélio é de 4 g/mol.