QuimicaI Gases

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Química I 
Profa. Msc. Edna da S. M. Rodrigues
1. As Propriedades dos Gases
O Gás Ideal
1.1 Os estados dos gases;
1.2 As leis dos gases;
1.3 Misturas de gases (Lei de Dalton);
Gases Reais
1.4 Introdução do conceito de Gases Reais
1. As propriedades dos Gases
O QUE É UM GÁS????
� Não possui forma nem volume definido;
� Apresenta uma estrutura desorganizada;
� Gases podem se comprimir ou expandir com
facilidade;
� Um gás exerce uma força média nas paredes do
recipiente que o contém;
1.1 Os Estados dos Gases
• Equação de estado de um 
gás:
p = ƒ(T,V,n)
• Equação de estado de um 
gás ideal:
V
Tnp R=
Quanto vale mesmo o R?
8,31451 J·K–1·mol–1
1,98722 cal·K–1·mol–1
8,31451 Pa·m3·K–1·mol–1
62,364 L·Torr·K–1·mol–1
0,0831451 L·bar·K–1·mol–1
0,0820578 L·atm·K–1·mol–1
1.1 Os Estados dos Gases
� Pressão é definida como a força 
dividida pela área na qual a força é 
aplicada.
� A unidade SI de pressão, o pascal
(Pa), é definido como:
1 Pa = 1Kg. m-1.s-2 = 1 N·m–2
� A pressão de 105 Pa (1 bar) é a 
pressão padrão para se relatar 
dados, sendo representada por pθ.
A
Fp =
Força
Área
• Calcule a pressão (em Pascal e atmosferas) exercida por uma 
massa de 1 Kg que pressiona a superfície da terra através de 
um alfinete cuja área é de 1,0 × 10-2 mm2.
Exemplo
Medidas de Pressão
• A pressão atmosférica foi medida pela primeira vez por
Evangelista Torricelli utilizando um manômetro de mercúrio.
Um manômetro é amplamente empregado para medir a
pressão de uma gás contido num recipiente.
hgp ..ρ=
Exemplos
1. Calcule a pressão hidrostática de uma coluna de água
de altura 10,0 cm e densidade 1,00 g/ml.
2. A densidade da água em 20º C é 0,998 g.cm-3.Que altura
tem a coluna de líquido de um barômetro de água em
20º C quando a pressão atmosférica corresponde a 760
mm de Hg?
1.1 As Leis dos Gases
• Lei de Boyle (T cte):
ctepV =
2211 VpVp =
1.1 As Leis dos Gases
• Lei de Charles (p cte):
TcteV ×=
V
o
l
u
m
e
,
 
V
Temperatura, θθθθ
Pressão
decrescente, T
Extrapolação
2
2
1
1
T
V
T
V
=
• Analogamente a Lei de Charles, pressão e Temperatura absoluta, a
volume constante (isovolumétrica= isométrica= isocórica), são
diretamente proporcionais.
Relação entre pressão e Temperatura
Tp∞
• O valor da constante de proporcionalidade
depende do volume e da quantidade de gás na
amostra:
2
2
1
1
T
p
T
p
=
• Considerando dois estados, o
inicial (1) e o final (2), nos quais p,
V e T mudam para um dado
número fixo de mols de gás,
podemos escrever a equação de
estado dos gases ideais como:
Superfície de Estado dos Gases Ideais
2
22
1
11
T
Vp
T
Vp
=
1.1 As Leis dos Gases (cont.)
• Princípio de Avogadro
Nas mesmas condições de T e p, um
determinado número de moléculas
de gás ocupa o mesmo volume,
independente de sua quantidade
química.
n
VV
ou
ncteV
m =
×=
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Princípio de Avogadro:
• A combinação destas leis – Lei do gás Ideal ou Perfeito:
A equação do Gás Ideal
p
V 1∞
TV ∞
nV∞
p
nTV∞
(constante n, T)
(constante n, P)
(constante p, T)
nRTpV =
• Ex. 1. Uma quantidade fixa de um gás a 23ºC exibe uma
pressão de 748 Torr e ocupa um volume de 10,3 L. Calcule o
volume que o gás irá ocupar a 23 º C se a pressão é
aumentada até 1,88 atm.
• Ex.2. A pressão de um gás numa garrada de aerossol é 1,5
atm a 25ºC. Qual é a pressão do gás se a garrafa é aquecida
até 450 ºC?
• Ex.3. Um gás perfeito sofre uma compressão isotérmica que
reduz de 1,80 dm3 o seu volume. A pressão final do gás é
1,97 bar e o volume final é 2,14 dm3. Calcule a pressão
inicial do gás em (a) bar (b) Torr.
Exemplos
• Gás Ideal (ou Gás perfeito) é aquele onde a energia de interação
entre as moléculas é desprezível.
• Boa aproximação: a separação média entre elas é tão grande que
se pode negligenciar a interação entre elas.
Gás Ideal
nRTpV =
• Ex.1. O Hinderburg, famoso dirigível cheio com hidrogênio,
explodiu em 1937. Que massa de hidrogênio enchia o dirigível
sabendo que o volume do gás era de 2,0 × 10-5 m3 a 27 º C e 1,0
atm.
• Ex.2. Numa aspiração profunda, aspira-se 1,05 L de ar sob pressão
de 740 Torr na temperatura corporal de 37º C. Calcule o número de
moléculas no ar aspirado.
• Ex.3. Um químico está investigando a conversão do nitrogênio
atmosférico numa forma que possa ser utilizada pelas bactérias que
se localizam nas raízes de certos legumes e, para isso, necessita
saber a pressão em kPa exercida por 1,25 g de nitrogênio gasoso
num frasco de volume igual a 250 mL, a 20 º C?
Exemplos
• Gás Ideal – não há interação entre as moléculas, assim irá se
comportar como se estivesse ocupando todo o recipiente sozinho.
• LEI DE DALTON
1. Em uma mistura de gases ideias, cada gás exerce uma pressão
relativa equivalente à fração molar deste em relação à pressão
total da mistura.
2. A pressão total de uma mistura é a soma das pressões individuais
de cada componente.
1.3 Misturas dos Gases – Pressão parcial
tn
n 1
1 =χFração molar:
Ti pp 1χ=Pressão parcial (pi): ∑
=
++=
n
i
it pppp
1
21 K
1.3 Misturas dos Gases – Pressão parcial
Fração Molar Pressão total
• A pressão parcial do oxigênio no ar exerce um importante papel
na aeração da água, permitindo o desenvolvimento da vida
aquática. Calcule as pressões parciais de umas amostra
consistindo de 2,50 g de oxigênio e 6,43 de dióxido de carbono,
apresentando uma pressão total de 88 kPa.
Exemplo
• Gases verdadeiros são chamados de Gases Reais:
- Interações entre as moléculas, forças repulsivas e atrativas;
- Forças repulsivas: são dominantes quando as moléculas
estão quase em contato;
- Forças atrativas: são dominantes em distâncias de vários
diâmetros de distância;
1.3 Gases Reais – Conceitos introdutórios
• Diferença entre um Gás Ideal e Real:
1.3 Desvios da Idealidade
Gases Pressão Temperatura
Gases Ideais Baixa Alta
Gases Reais Alta Baixa
a) O fator de compressibilidade (Z):
Ideal
m
m
V
VZ =
Z = 1 (Gás Ideal) Z >1 (forças repulsivas dominantes)
Z <1 (forças atrativas dominantes)
1.3 Desvios da Idealidade
1.3 Desvios da Idealidade