G1 - Aula 6 -Propriedades dos Gases

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Gases 
—  São facilmente compressíveis e preenchem o espaço 
disponível. 
—  Baseado nisso, sugere-se que as moléculas dos 
gases estejam amplamente separadas e em 
movimento caótico. 
—  Exemplo de gases: N2, Ar, CO2, O2, CH4, C3H8, C4H10 
Gases 
—  Têm densidades muito mais baixas que os sólidos e 
líquidos. 
—  Têm densidades altamente variáveis, dependendo 
das condições. 
—  Se misturam entre si fácil e totalmente. 
—  Alteram o volume significativamente com a variação 
de temperatura. 
Gases 
Os	
   11	
   elementos	
   que	
   são	
  
gases,	
  em	
  condições	
  normais	
  
de	
   temperatura	
   e	
   pressão,	
  
encontram-­‐se	
   na	
   parte	
  
superior	
  da	
  Tabela	
  Periódica	
  
Pressão 
—  Das instruções de calibragem de pneus de bicicletas ou 
de carros à previsão do tempo, regularmente 
encontramos a palavra pressão. 
—  A pressão, P, de um gás é a força F exercida pelo gás 
sobre uma área. 
—  A pressão que um gás exerce, nas paredes do 
recipiente que o contém, consiste num contínuo 
bombardeamento por parte das moléculas de gás em 
rápido movimento. 
Barômetro 
—  Instrumento para medir a 
pressão atmosférica. 
—  Consiste em um tubo de vidro 
totalmente preenchido com 
mercúrio emborcado em um 
prato com mercúrio. 
—  Como não há ar no topo da 
coluna, nenhuma pressão é 
exercida sobre ela. 
Entretanto, toda a atmosfera exerce pressão no mercúrio 
do prato. A diferença entre os níveis de mercúrio é a 
medida da pressão atmosférica, medida em mmHg. 
Manômetro 
—  Utilizado para medir a pressão 
de um certo gás num recipiente. 
—  É um instrumento mais simples. 
—  Um tipo de manômetro consiste 
em um tubo em U contendo 
mercúrio que se conecta ao 
recipiente onde está o gás. 
A pressão do gás faz baixar o nível do mercúrio, à 
esquerda e a diferença entre os dois níveis de 
mercúrio é a pressão, diretamente em mm Hg. 
 
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Unidades 
—  A unidade do SI: Pa (pascal) ou N m-2. 
—  Outras unidades: 
—  1 atm = 1,01325 x 105 Pa 
—  1 bar = 105 Pa 
—  1 atm = 760 Torr = 760 mmHg 
Lei de Boyle 
—  Para uma quantidade fixa de gás à temperatura 
constante, o volume é inversamente proporcional à 
pressão. 
Lei de Boyle - Exemplos 
Ao aplicar a pressão 
sobre o embolo da 
seringa selada 
(aumenta a pressão), 
e o volume do gás 
diminui. 
Lei de Boyle 
Exercício 
—  Permite-se que uma amostra de neônio de volume de 
1,00 x 10-2 L a 200 Torr se expanda à 298 K em um 
tubo evacuado com volume de 0,200 L. Qual é a 
pressão do neônio no tubo? 
 
 
Resp.: 10,0 Torr 
Lei de Charles ou primeira 
Lei de Charles e Gay-Lussac 
A verificação experimental da relação entre volume e 
temperatura, para uma pressão constante (isobárica), foi 
realizada pela primeira vez em 1787, por  Jacques 
Charles. 
Alguns anos mais tarde, em 1802,  Louis Joseph  Gay-
Lussac chegou ao mesmo resultado. 
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Lei de Charles ou primeira 
Lei de Charles e Gay-Lussac 
—  Para uma quantidade fixa de gás sob pressão 
constante, o volume varia linearmente com a 
temperatura. 
Lei de Charles ou primeira 
Lei de Charles e Gay-Lussac 
Lei de Charles ou primeira 
Lei de Charles e Gay-Lussac 
—  A 1ª Lei de Charles é 
ilustrada em um balão de ar 
quente. 
—  Como o balão pode dilatar, a 
pressão em seu interior 
permanece constante. 
—  Logo, quando o ar é 
aquecido, seu volume 
aumenta, torna-se menos 
denso do que o ar de fora e 
faz o balão subir. 
 
Lei de Gay-Lussac ou 
segunda Lei de Charles e 
Gay-Lussac 
—  Um outro tipo de transformação pode ocorrer 
num sistema gasoso - a transformação 
isocórica, durante a qual o volume do gás se 
mantém constante, enquanto a pressão e a 
temperatura variam. 
Lei de Gay-Lussac ou 
segunda Lei de Charles e 
Gay-Lussac 
—  Para uma quantidade fixa de gás sob volume constante, 
a pressão varia linearmente com a temperatura. 
Exercício 
—  Um tanque de oxigênio armazenado fora de um edifício 
tem uma pressão de 20,00 atm às 6 h, quando a 
temperatura é 10 oC. Qual será a pressão no tanque às 
18 h, quando a temperatura chega a 30 oC? 
 
 
Resp.: 21,4 atm 
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Princípio de Avogadro 
—  Volume molar (Vm): é o volume que a substância ocupa 
por mol de moléculas. 
—  Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, 
um determinado número de moléculas de gás ocupa o 
mesmo volume independente da sua identidade 
química. 
—  O volume ocupado por uma amostra de gás à pressão e 
temperatura constantes é diretamente proporcional à 
quantidade de matéria de moléculas presente. 
Lei dos Gases Ideais 
—  Equação de estado que resume todas as relações que 
descrevem a resposta de um gás ideal a mudanças de 
pressão, volume, temperatura e de quantidade de 
matéria. 
—  Sempre utilizando a temperatura em Kelvin (K). 
—  A constante dos Gases Ideais – R 
 R = 0,08206 L atm mol-1 K-1 
 R = 8,314 J mol-1 K-1 
 R = 62,37 L Torr mol-1 K-1 
P×V=n×R×T 
Exercício 
—  Qual é a pressão (em atm) dentro de um tubo de 
imagem de uma televisão, dado que o volume do tubo é 
de 5,0 L, sua temperatura é 23 oC, e que contém 0,010 
mg de nitrogênio gasoso? 
Dados: 
R = 0,082 atm L mol-1 K-1 
M(N2) = 28 g mol-1 
 
Resp.: 1,7 x 10-6 atm 
Exercício 
Calcule a pressão em quilopascal (kPa) exercida por 1,0 g 
de dióxido de carbono em um frasco de 1,0 L a 300oC. 
(Sabe-se que 1 atm = 1 x 105 Pa). 
Dado: 
R = 0,082 atm L mol-1 K-1 
M(CO2) = 44,010 g mol-1 
 
Resp.: 1,1 x 102 kPa 
 
Exercício 
Uma amostra de CO2 gasoso tem um volume de 0,575 mL 
a 752 Torr e 22 °C. Qual é a massa de dióxido de carbono 
nesta amostra? 
Dado: 
R = 62,37 Torr L mol-1 K-1 
M(CO2) = 44,0 g mol-1 
 
Resp.: 0,00103 g 
 
CNTP 
—  Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP): 0 
oC ou 273,15 K e 1 atm. 
—  O volume molar de um gás ideal na CNTP é de 22,41 L. 
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Exercício 
Uma maneira de reduzir a poluição do ar é remover os gases 
poluentes em potencial de um fluxo de exaustão antes que eles 
sejam liberados para o ar. 
O dióxido de carbono pode ser removido de um fluxo de gás , 
reagindo-o com óxido de cálcio para formar carbonato de 
cálcio. Se reagirmos 5,50 L de CO2 nas CNTP com excesso de 
CaO, qual será a massa de carbonato de cálcio formada? 
CO2(g) + CaO(s) è CaCO3(s) 
Dado: 
M(CO2) = 44,0 g mol-1 e M(CaCO3) = 100,1 g mol-1 
VM = 22,41 L mol-1 
Resp.: 24,6 g de CaCO3 
 
Exercício 
O óleo produzido de folhas de eucalipto contém o 
composto orgânico volátil eucaliptol. A 190 oC e 60,0 Torr, 
uma amostra de vapor de eucaliptol tem uma densidade 
de 0,320 g L-1. Calcule a massa molar do eucaliptol. 
Dado: R = 62,4 L Torr K-1 mol-1 
 
Resp.: 154 g mol-1 
Misturas de Gases 
—  Com a lei dos Gases Ideias, podemos determinar 
muitas propriedades de um gás individual. 
—  Entretanto, em muitos casos, encontramos situações 
interessantes com mais de um gás presente. 
—  Nossas considerações para os níveis de poluentes do ar 
é um exemplo óbvio. 
—  Mesmo se ignoramos quaisquer poluentes presentes, o 
ar “limpo” já é uma mistura de gases. 
—  Uma mistura de gases que não reagem entre si 
comporta-se como um gás único puro. 
Misturas de Gases 
—  Considerando uma amostra de ar que consista 
inteiramente em N2 e O2. 
—  A quantidade de matéria total de ar presente é: 
 
 
Misturas de Gases 
—  A pressão total de uma mistura de gases é a soma das 
pressões parciais de seus componentes (Lei de Dalton). 
—  O modo mais fácil de expressar a pressão parcial: 
introduzira fração em quantidade de matéria de cada 
componente. 
Exercício 
Um bebê com infecção bronquial severa está com 
problemas respiratórios. O anestesista administra 
“heliox”, uma mistura de oxigênio e hélio com 92,3 % por 
massa de O2. Qual é a pressão parcial de oxigênio que 
está sendo administrada ao bebê se a pressão atmosférica 
é 730 Torr? 
 Resp.: 4,4 x 102 Torr 
Dados: 
 
M(O) = 15,9994 g mol-1 
M(He) = 4,00260 g mol-1 
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Exercício 
Nem toda a poluição é decorrente da atividade humana. 
Fontes naturais, incluindo vulcões, também contribuem 
para a poluição do ar. 
Um cientista tenta gerar uma mistura de gases similar 
àquelas encontradas em um vulcão, introduzindo 15,0 g 
de vapor de água, 3,5 g de SO2 e 1,0 g de CO2 em um 
recipiente de 40,0 L, mantido a 120,0 °C. Calcule a 
pressão parcial de cada gás e a pressão total. 
Dados: 
 
M(H2O) = 18,0 g mol-1 
M(SO2) = 64,1 g mol-1 
M(CO2) = 44,0 g mol-1 
R = 0,0821 L atm mol-1 K-1 
Resp.: 
0,672 atm 
0,044 atm 
0,019 atm 
0,735 atm 
Misturas de Gases – 
alternativa de cálculo 
 
 
 
 
 
Alternativa para o cálculo da fração em mol! 
—  Volume parcial de um componente de uma mistura 
gasosa é o volume que este componente ocuparia se 
existisse sozinho sob a pressão total da mistura. 
—  Logo, 
XA 
Misturas de Gases – 
alternativa de cálculo Misturas de Gases 
—  Percentual em volume: razão entre o volume de um dos 
componentes de uma mistura e o volume total desta. 
—  Exemplo: Uma mistura de gases possui 30% em volume 
do composto A. Significa que a mistura de gases possui 
30 L do composto A em 100 L de mistura. 
O movimento molecular - 
Difusão 
—  Dispersão gradual de uma substância em outra 
substância, como um gás em outro. 
—  Mantém a composição da atmosfera 
aproximadamente constante, já que 
concentrações incomumente altas de um gás se 
difundem e se dispersam. 
Ex.: dispersão da expansão do perfume através do 
ar. 
O movimento molecular - 
Efusão 
—  É a fuga de um gás para o vácuo, através de um 
orifício pequeno. 
—  Acontece sempre que um gás está separado do 
vácuo por uma barreira porosa (uma barreira 
com orifícios microscópicos) ou uma única e 
muito pequena abertura. 
—  Há mais colisões do lado do orifício que tem alta 
pressão do que do lado de baixa pressão. 
—  Mais moléculas passam da região de alta pressão 
para a região de baixa pressão do que na direção 
oposta. 
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Velocidade – Difusão e 
Efusão 
•  Quanto maior for a massa molar, mais 
baixa é a velocidade média das moléculas. 
•  Quanto mais alta a temperatura, mais alta 
a velocidade média das moléculas. 
O modelo cinético dos 
gases 
—  Baseia-se em 5 hipóteses 
1.  Um gás consiste em uma coleção de moléculas em 
movimento aleatório contínuo; 
2.  As moléculas de um gás são pontos 
infinitesimalmente pequenos e não ocupam volume; 
3.  As partículas se movem em linha reta até colidirem; 
4.  As moléculas não influenciam uma às outras, exceto 
durante colisões. 
5.  A energia cinética média das partículas em um gás 
é proporcional à temperatura absoluta do gás e não 
depende da identidade do gás. 
O modelo cinético dos 
gases 
—  Está sendo proposto para este modelo que não haja força 
de atração ou repulsão entre as moléculas do gás ideal, 
exceto durante as colisões. 
—  Imaginamos que as moléculas estão muito separadas na 
maior parte do tempo e em movimento aleatório 
incessante. 
—  Elas se deslocam sempre em linhas retas, mudando de 
direção apenas quando colidem. 
—  As colisões mudam a velocidade e a direção das 
moléculas. 
Gases Ideais x Gases Reais 
—  A Lei dos Gases Ideais é uma lei limite e só é 
válida quando P→ 0. 
—  Gases verdadeiros são considerados gases reais. 
Têm propriedades que diferem daquelas preditas 
pela lei dos gases ideais e estas diferenças são 
importantes para pressões altas e baixas 
temperaturas. 
Gases Reais 
—  O cientista holandês van der Waals investigou muitos 
gases reais. 
—  Com base em suas observações, ele propôs uma equação 
simples que dá predições mais precisa que a Lei de 
Gases Ideais: 
 
Onde a e b são parâmetros de van der Waals, únicos para 
cada gás, determinados experimentalmente e tabelados. O 
parâmetro a representa a contribuição das forças de atração 
e b, as de repulsão. 
Exercício 
Investigadores estudando as propriedades físicas de um gás 
que seria usado como refrigerante em uma unidade de ar 
condicionado precisam calcular sua pressão quando 1,50 
mol foi confinado em 5,00 L a 0 oC. Das tabelas de 
coeficientes de van der Waals, eles sabiam que: 
a = 16,2 L-2 mol atm-2 e b = 8,4 x 10-2 L mol-1 
R = 0,0821 L atm mol-1 K-1 
Calcule a pressão. 
 Resp.: 5,44 atm 
Um gás ideal nas mesmas circunstâncias teria uma 
pressão de 6,72 atm.