Aula 11-Gases-turma N2

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Gases
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª Livia Carneiro
Características dos gases
Os gases são o estado mais simples da
matéria;
Características físicas são muito
semelhantes
Como todos os gases se comportam de
maneira semelhante, o mesmo conjunto
de equações pode ser usado para prever
seu comportamento;
Essas equações descrevem um modelo
de gás no qual as moléculas estão em
movimento desordenado permanente,
e estão tão separadas que não
interagem umas com as outras.
Ar atmosférico – composição
básica: N2 (78%) O2(21%)
Metade da massa da atmosfera
está abaixo de 5,5 km de altitude
Os 11 elementos que são 
gases nas condições 
normais.
Características dos gases
• Possuem forças de atração intermoleculares fracas, o que permite que o
comportamento de um gás seja praticamente independente da sua
composição química;
• O comportamento de um gás é controlado pelo seu volume, pressão,
temperatura e pelo número de mols da substância;
• Os gases são altamente compressíveis e ocupam o volume total de seus
recipientes.
• Quando um gás é submetido à pressão, seu volume diminui.
• Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros gases. Ex. em
uma mistura de água e gasolina os líquidos permanecem em duas fases, no
entanto, os vapores de água e gasolina acima da superfície do líquido
formam uma mistura gasosa homogênea.
Características dos gases
 Temperatura
 Volume
 Pressão 
Propriedades 
dos gases 
medidas com 
mais facilidade
• Os gases são um exemplo de matéria formada por
número muito grande de moléculas e suas propriedades são
consequência do comportamento dessas partículas.
Características dos gases
O fato de os gases serem 
facilmente compressíveis e preencherem 
o espaço disponível sugere que suas 
moléculas estão muito afastadas umas 
das outras e em movimento caótico 
incessante.
Características dos gases
• A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área:
• A gravidade exerce uma força sobre a atmosfera terrestre, 
fazendo com que a atmosfera pressione a superfície, criando uma
pressão atmosférica.
• A unidade SI de pressão é o pascal, Pa:
• 1Pa = 1 kg/m.s2
• A atmosfera exerce cerca de
100.000 Pa ou 100 kPa
A
F
P 
Pressão
A atmosfera está exercendo certa força do lado de fora da lata que 
é maior que a força dentro da lata quando parte do gás é sugado.
Características dos gases
A pressão atmosférica e o barômetro
Relação entre a 
altura h, da coluna 
de mercúrio e a 
pressão atmosférica
760 mm
Densidade do mercúrio a 
20 ºC: 13.546 kg/m3
g= 9,80665 m/s2
Altura = 760 mm
Como a altura da coluna depende da pressão atmosférica?
A altura da coluna de Hg é proporcional è pressão atmosférica
Pressão – Experiência de Torricelli
A
F
P 
Manômetros: medem a 
pressão de amostras
fechadas de gases 
confinados
• As pressões de gases não abertos
para a atmosfera são medidas em
manômetros. 
• Um manômetro consiste de um 
bulbo de gás preso a um tubo em
forma de U contendo Hg:
Pressão
Manômetros de tubo aberto: a pressão no sistema é
igual à da atmosfera quando os níveis do líquido em
cada braço do tubo em U são iguais
Pressão
Manômetro de tubo fechado: um lado está ligado a
um frasco fechado (o sistema) e o outro está sob
vácuo. A diferença das alturas das duas colunas é
proporcional à pressão do sistema.
Pressão
Exercício:
Em determinado dia o barômetro em certo laboratório indica que a pressão
atmosférica é 764,7 torr. Uma amostra de gás é colocada em um recipiente
ligado a uma ponta aberta de um manômetro de mercúrio, conforme a figura.
Um metro é usado para medir a altura do mercúrio acima da base do
manômetro. O nível de mercúrio no braço aberto do manômetro tem altura
medida de 136,4 mm, e aquele braço que está em contato com o gás tem
altura de 103,8 mm. Qual é a pressão do gás (a) em atmosferas?
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa
Pgás = 797,3 torr
A pressão atmosférica e o barômetro
• A pressão da atmosfera é medida com um barômetro, 
inventado no século XVII por Torricelli.
• Unidades SI: 1 N = 1 kg m/s2; 1 Pa = 1 N/m2.
• A pressão atmosférica é medida com um barômetro.
• Se um tubo é inserido em um recipiente de mercúrio aberto à 
atmosfera, o mercúrio subirá 760 mm no tubo.
• A pressão atmosférica padrão é a pressão necessária para
suportar 760 mm de Hg em uma coluna.
• Em unidades SI Pressão = 1,01325 x 105 Pa
• Unidades: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325  105 Pa 
= 101,325 kPa.
Pressão
Os experimentos com grande número de gases revela que são
necessárias quatro variáveis para definir a condição física, ou
estado de um gás:
temperatura, T; pressão, P; volume, V; e quantidade de gás, 
expressado em quantidade de matéria, n.
As equações que expressam as relações entre T, P, V e n são
conhecidas como Lei dos gases.
Todos os gases tem propriedades muito semelhantes,
principalmente à altas temperaturas e baixas pressões
A lei dos gases
Relação pressão-volume: lei de 
Boyle
• A Lei de Boyle (1662): o volume de uma
quantidade fixa de gás é inversamente
proporcional à sua pressão.
• Boyle usou um manômetro para executar o 
experimento:
A lei dos gases
Experimento de 
Boyle
Relação pressão-volume: lei de Boyle
• Matematicamente:
• Um gráfico de V versus P é um hiperbolóide.
• Da mesma forma, um gráfico de V versus 1/P deve ser uma linha reta
passando pela origem.
• Massa e temperatura são constantes;Transformação isotérmica
Relação pressão-volume: lei de Boyle
• A Lei de Boyle: o volume de uma quantidade fixa de gás é 
inversamente proporcional à sua pressão.
P2 V2 = P1 V1
Relação temperatura-volume: lei de Charles
• Sabemos que balões de ar quente expandem quando são aquecidos.
• A lei de Charles: o volume de uma quantidade fixa de gás à pressão
constante aumenta com o aumento da temperatura.
• Transformação isobárica, sob pressão constante o volume ocupado
por um gás é diretamente proporcional à temperatura
Relação temperatura-volume: lei de Charles
Nenhum gás real possui volume zero e todos os gases reais se 
condensam a líquidos antes de alcançar a temperatura absoluta 
(-273,15 ºC ou 0 Kelvin)
Relação pressão- temperatura: Gay-Lussac
• Variação linear da pressão de uma amostra de gás que é aquecido em
um recipiente de volume fixo. A pressão experimental pode ser 
extrapolada para a pressão zero em -273,15ºC.
• Transformação isométrica ou isocórica, sob volume constante
P = constante x T
Princípio de Avogadro
• Nas mesmas condições de temperatura e pressão, um determinado
número de moléculas de gás ocupa o mesmo volume, 
independentemente de sua identidade química.
Os volumes dos gases que reagem entre si estão na proporção dos 
menores números inteiros
Relação quantidade-volume: lei de 
Avogadro
A lei dos gases
Relação quantidade-volume: lei de 
Avogadro
• A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma
temperatura e pressão conterão o mesmo número de 
moléculas.
• A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e 
pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria do 
gás.
A lei dos gases
Relação quantidade-volume: lei de Avogadro
• Matematicamente: 
• Podemos mostrar que 22,4 L de qualquer gás a 0C contém 6,02 
1023 moléculas de gás.
A lei dos gases
A lei dos gases
Condições : 0ºC e 1 atm
• Considere as três leis dos gases.
• Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Lei de Avogadro:
A equação do gás ideal
• Se R é a constante de proporcionalidade (chamada
de constante dos gases), então
• A equação do gás ideal é:• Constante Universal porque não depende da
natureza do gás
• R = 0,08206 L atm mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1
A equação do gás ideal
• Definimos TPP (temperatura e pressão padrão) = 
0C, 273,15 K, 1 atm.
• O volume de 1 mol de gás na TPP é: 
A equação do gás ideal
Equação de estado: uma expressão que mostra como a pressão
de um gás se relaciona com a temperatura, o volume e a
quantidade de substância.
Gás ideal: gás hipotético que obedece à lei dos gases ideais
Todos os gases reais obedecem à equação do gás ideal com
precisão crescente à medida que a pressão é reduzida até
chegar a zero
Lei dos gases ideais – lei limite: válida dentro de certos limites,
quando Pressão tende a zero.
No entanto, ela é razoavelmente correta em pressões normais,
por isso pode-se usá-la para descrever o comportamento de
muitos gases nas condições normais.
A equação do gás ideal
Relacionando a equação do gás ideal 
e as leis dos gases
• Se PV = nRT e n e T são constantes, então PV = constante e 
temos a lei de Boyle.
• Outras leis podem ser criadas de modo similar.
• Em geral, se temos um gás sob dois grupos de condições, 
então:
22
22
11
11
Tn
VP
Tn
VP

Lei dos gases combinada
Outra situação: quando P, V e T variam enquanto a quantidade
de matéria de gás permanece fixa.
Por exemplo: Um balão cheio tem volume de 6,0 L no nível do
mar (1,0 atm) e é incitado a subir até que a pressão seja 0,45
atm. Durante a subida a temperatura do gás cai de 22 ºC para
-21 ºC. Calcule o volume do balão a essa altitude final.
P1 V1 = P2 V2
T1 T2
P V T
Inicial 1,0 atm 6,0 L 295 K
Final 0,45 atm V2 252 K
A equação do gás ideal
V = 11 L
Densidades de gases e massa molar
• A equação do gás ideal pode ser usada para definir a relação
entre a densidade de um gás e a respectiva massa molar 
e para calcular os volumes de gases formados ou consumidos
em reações químicas.
• A densidade tem unidades de massa por unidades de volume. 
• Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa
molar, teremos:
RT
P
d
V
n
RT
P
V
n
nRTPV
MM



Aplicações adicionais da
equação do gás ideal
Densidades de gases e massa molar
• A massa molar de um gás pode ser determinada como se segue:
P
dRT
M
A equação do gás ideal
• Como lidamos com gases compostos de uma mistura de duas
ou mais substâncias diferentes
• Uma vez que as moléculas de gás estão tão separadas, 
podemos supor que elas comportam-se independentemente.
• A Lei de Dalton: em uma mistura gasosa, a pressão total de 
uma mistura de gases é dada pela soma das pressões parciais
de cada componente:
• Cada gás obedece à equação ideal dos gases:
 321total PPPP







V
RT
nP ii
Mistura de gases e pressões parciais
• Combinando as equações:
• Todos os gases na mistura estão à mesma temperatura e ocupam o 
mesmo volume:
• Um modo mais fácil de expressar a relação entre a pressão total de 
uma mistura e as pressões parciais de seus componentes é usar a 
fração molar, x, de cada componente.
  






V
RT
nnnP 321total
totalPP ii 
Mistura de gases e pressões parciais
• O ar é uma fonte de reagentes em muitos processos químicos. Para 
determinar a quantidade necessária desses gases nessas reações, é 
preciso conhecer as pressões parciais dos componentes. Certa amostra
de ar seco com massa total de 1,0 g compõe-se quase completamente
de 0,76 g de N2 e 0,24 g de O2. Calcule as pressões parciais desses
gases quando a pressão total é 0,87 atm.
  






V
RT
nnnP 321total
totalPP ii 
Ex.:
Coletando gases sobre a água
• É comum sintetizar gases e coletá-los através do deslocamento
de um volume de água.
• Para calcular a quantidade de gás produzido, precisamos fazer a 
correção para a pressão parcial da água.
Mistura de gases e 
pressões parciais
Coletando gases sobre a água
Mistura de gases e 
pressões parciais
Coletando gases sobre a água
• Exemplo: 
Uma amostra de KClO3 é decomposta parcialmente, produzindo gás O2,
coletado sobre a água. O volume de gás coletado é 0,250 L a 26ºC e
765 torr de pressão total. (a) Qual é a quantidade de matéria de O2
coletada? b) qual é a massa, em gramas de KClO3 decomposta?
Pressão de vapor de água a 26º C = 25 torr.
0,811 g de KClO3
Mistura de gases e 
pressões parciais
• Difusão: dispersão gradual de
uma substância em outra
substância.
• Ex.: Kr dispersando em uma
atmosfera de Ne; expansão dos
perfumes e feromônios, etc.
Movimento das moléculas
Difusão e Efusão
• Efusão: fuga de um gás para o vácuo ou para uma região
de baixa pressão através de um orifício pequeno ou por
uma barreira porosa (membrana).
Difusão e Efusão
• Lei da efusão de Graham:
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 ∝ 
1
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
 
• Em experimentos de efusão a diferentes
temperaturas observa-se que a
velocidade de efusão aumenta com o
aumento da temperatura.
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 ∝ 𝑇 
• Portanto: quanto mais alta é a temperatura e menor a
massa molar de um gás, maior é a velocidade média das
moléculas de um gás.
Difusão e Efusão
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 ∝ 
𝑇
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
 
-Explicação para o comportamento de um gás; Considera apenas o movimento molecular.
- A equação dos gases ideais descreve como os gases se comportam mas não
explica por que eles se comportam de determinada maneira.
Considerações:
• Um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório
contínuo
• As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos.
• As partículas se movem em linha reta até colidirem
• As moléculas não influenciam umas às outras, exceto durante as
colisões.
Modelo cinético dos gases
Explicação qualitativa:
aumento da temperatura do
gás, aumento da energia
cinética e consequente
aumento da pressão
Gases Ideais
• As moléculas de um gás
ideal são pontos abstratos
no espaço e não possuem
volume,
• Não deveriam ter forças
atrativas entre elas e
poderiam ser resfriadas até
o zero absoluto, sem se
condensar a um líquido
Gases reais: desvios do
Comportamento ideal
Gases Reais
• Um gás real é composto por
moléculas reais cujos átomos
ocupam algum espaço.
• As moléculas de um gás real
se atraem,
• À medida que o gás é
resfriado, a substância
condensa num líquido com um
volume muito menor
• Como os gases reais se desviam do comportamento ideal,
especialmente a alta pressão e baixa temperatura, a lei
dos gases ideais não pode ser usada para se fazer cálculos
exatos.
• Uma maneira de melhorar a exatidão é modificar a lei dos
gases ideais de forma a considerar os fatores que
diferenciam um gás real de um gás ideal.
Gases reais: desvios do
Comportamento ideal
Observação qualitativa:
• Os gases podem se condensar a líquidos
quando esfriados ou comprimidos.
• Esta propriedade indica que as 
moléculas de gases tem de se atrair
mutuamente, existência de forças
intermoleculares, atrações e 
repulsões entre as moléculas
Observação quantitativa:
• Desvios podem ser observados pelo
fator de compressão, Z (medida da
força e do tipo de força
intermolecular).
Desvios do Comportamento ideal
𝑍 =
𝑉𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑉𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙
 
repulsão
atração
Efeito Joule-Thomson: resfriamento induzido
pela expansão
Os gases podem ser liquefeitos aproveitando-
se a relação entre a temperatura e a 
velocidade molecular. 
Velocidades médias baixas das moléculas
correspondem a temperaturas baixas, 
reduzir a velocidade das moléculas equivale
a esfriar o gás.
Quando se permite que o gás ocupe um 
volumemaior, e que a separação média das 
moléculas aumente, elas passam a ter
velocidade média mais baixa.
Liquefação dos gases
Refrigerador de Linde: utilizado para obter nitrogênio, oxigênio, neônio, argônio, 
criptônio e xenônio da atmosfera.
Como descrever o comportamento dos gases reais que
não obedecem às leis dos gases ideais?
• A equação do gás ideal não considera dois fatores que estão
presentes em sistemas constituídos por gases reais:
– as moléculas de um gás têm volume;
– as moléculas de um gás possuem forças de interação,
principalmente atrativas.
• Dois termos são adicionados à equação do gás ideal: um para
corrigir o volume das moléculas e o outro para corrigir as 
atrações intermoleculares.
• Os termos de correção geram a equação de van der Waals:
Equação de estado dos gases reais
  nRTnbV
V
an
P 









2
2
A equação de van der Waals
• Forma geral da equação de van der Waals:
2
2
V
an
nbV
nRT
P 


  nRTnbV
V
an
P 









2
2
Correção para o volume das 
moléculas
Correção para a atração 
molecular
Gases reais: desvios do
Comportamento ideal
𝑃 = 
𝑛𝑅𝑇
𝑉
 
Pressão (Forças de Atração) Volume (Forças de repulsão)
Constantes de van der Waals
• Alguns investigadores estão estudando as propriedades físicas
de um gás a ser usado como refrigerante em uma unidade de 
ar-condicionado. Uma tabela de parâmetros de van der Waals 
mostra que a = 16,2 L2.atm/mol2 e b = 8,4 x 10-2 L/mol. 
Estime a pressão obtida quando 1,5 mol é confinado em 5 L em
0ºC.
Ex.: Estimativa da pressão de um gás real
2
2
V
an
nbV
nRT
P 

