Aula 1 Gases

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1
O Estado Gasoso:
Gás → uma substância que se expande espontaneamente para preencher
completamente seu recipiente de maneira uniforme.
Variáveis usadas para descrever um gás:
Volume (V) → SI: m3 ∴ dm3 = L ∴ cm3 = mL
Temperatura (T) → SI: escala de temperatura Kelvin.
t(°C) = T(K) – 273,15
Pressão (P) → força por unidade de área. SI: Pascal
1 Pa = 1 N.m-2
1 atm = 1,01325 x 105 Pa
1 atm = 760 mmHg (barômetro de mercúrio)
manômetro → medir pressão de um gás
A pressão atmosférica e o barômetro
2
¾ Boyle (1661): 
• Lei Limite
• Explicação Molecular
• Isoterma
Lei de Boyle: “ À temperatura constante, o volume ocupado por uma
determinada quantidade (número de mols) de um gás é inversamente
proporcional a sua pressão.”
cteTctePVou
V
P =∴=∝ 1
3
Variação da Pressão x Volume
T t t
Vo
lu
m
e 
(L
) T = constante
Pressão (mmHg)
Para um mesmo sistema como as isotermas 
iriam variar com a temperatura?
es
sã
o 
(m
m
H
g)
Isotermas para um gás ideal Volume (L)
Pr
e
4
Volume = ????
Qual o volume do tanque abaixo?
Condição Inicial
21,5 atm
50,0 L
Condição Final
1,55 atm
Exemplos:
1. Uma certa quantidade de gás ideal é encerrada em um aparelho que
obedece a lei de Boyle. Seu volume é de 247 cm3 a uma pressão de
62,5 kPa. Se a pressão do gás é aumentada para 82,5 kPa com a
redução do seu volume, qual será o novo volume ocupado pelo gás, seq p p g
a temperatura é mantida constante?
2. A pressão de uma amostra de 45,5 mL de um gás ideal é 2,25 atm.
Se o gás é comprimido, à temperatura constante, até seu volume
ti i 20 0 L l s á ssã fi l?atingi 20,0 mL, qual será a pressão final?
5
¾ Jacques Charles:
T t (θ 273)
P = constante
• Temperatura → (θ + 273)
• Explicação Molecular
• Isóbara
ctePcte
T
VouTV =∴=∝
Lei de Charles: “ A pressão constante, o volume ocupado por uma
quantidade de gás é diretamente proporcional a sua temperatura
absoluta Kelvin.”
Exemplos:
1. Uma amostra de gás ideal ocupa um volume de 1,20 L a 25°C. Se a
temperatura aumenta a 50°C, qual é o novo volume ocupado pelo
gás, se a pressão permaneceu constante?
2. Uma amostra de gás ideal tem um volume de 128 cm3 a -27°C. A
que temperatura em °C deve ser aquecida, à pressão constante, se
o volume final passa a ser 214 cm3?
6
Exemplos combinado as duas leis:
1. Suponha que 2,65 L de um gás ideal a 25°C e 1,00 atm sejam
simultaneamente aquecidos e comprimidos até que a temperatura
final seja 75°C e a pressão final 2,00 atm. Qual o volume final?
2. Uma amostra de um gás ideal ocupa um volume de 68,1 mL a 945
kPa e 18°C. Qual será sua temperatura em graus celsius após ser
expandida para 116 mL a 745 kPa?
¾Lei de Gay-Lussac da combinação dos volumes (1808):
Porque a relação dos volumes é exatamente igual à relação entre
os números de moléculas das diferentes substâncias, como
mostrado pelos coeficientes na equação balanceada?
7
¾ Avogadro (1811) :
• Medidas de densidade diferentes gases.
• A mesma temperatura e pressão, o volume de um gás independe
d
Lorenzo Romano Amedeo 
Carlos Avogadro di 
Quaregua e si Cerreto
de sua natureza.
• Volume α n° de moles ∴ V = constante x n ∴ P e T = cte
Princípio de Avogadro:
“volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e
0°C e 1atm → 22414 cm3
g g ç p
pressão, contém o mesmo número de moléculas”
Relação quantidade-volume: lei de Avogadro
Este número só foi descoberto muito tempo depois 
com a técnica de espectrometria de massas
8
• Considere as três leis dos gases:
• Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Lei de Avogadro:
•Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:Podemos combiná las em uma lei geral dos gases:
Valores da constante dos gases (R) em várias unidades:
Unidade Valor de R
J.K-1.mol-1 8,31431,
cal.K-1.mol-1 1,98717
cm3.ATM.K-1.mol-1 82,0575
L.ATM.K-1.mol-1 0,0820575
L.bar.K-1.mol-1 0,0831451
3 P K 1 l 1 0 0831451m3.Pa. K-1.mol-1 0,0831451
L.torr.K-1.mol-1 62,364
9
Exemplo 1:
0,5 móis de um gás estão contidos em um recipiente com volume igual
a 2,4 L. Se a temperatura é de 100°C, qual será a pressão deste gás, em
ATM?
Exemplo 2:
Pode-se calcular a massa molar de um gás a partir da equação de
estado?
Exemplo 3:Exemplo 3:
Num processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K num vaso de
volume constante. Se o gás entra no vaso a 100 ATM e 300 K, qual a pressão na
temperatura de trabalho, se seu comportamento fosse de um gás ideal?
Obs.: Na realidade, a pressão é de 183 ATM (erro 10%)
Massa molecular a partir da densidade do gás:
¾ Método experimental para obter a massa molecular de um gás.
Exemplo 1: A densidade do gás fosfina é 1 26 g L-1 a 50°C e 747mmHgExemplo 1: A densidade do gás fosfina é 1,26 g.L a 50 C e 747mmHg.
Calcule a massa molecular da fosfina.
Exemplo 2 : Qual será a massa molecular do aleno gasoso, se ele se comporta
idealmente, e se 2,79g ocupam um volume de 1,56 L a CNTP?, , g p ,
10
¾ Lei de Dalton das pressões parciais (1801):
“ A lei de Dalton das pressões parciais estabelece que a pressão total
exercida por uma mistura de gases é igual à soma das pressões
parciais dos gases individuais.”
Exemplo:
1. Amostras de H2, O2 e N2 contêm, cada uma, massa de 1,00 g.
Suponha que os gases sejam colocados conjuntamente em um
recipiente de 10,0 L a 125°C. Considere o comportamento ideal e
calcule a pressão total em atmosferas. (Massas atômicas: H=1,01;calcule a pressão total em atmosferas. (Massas atômicas: H 1,01;
O=16,0; N=14,0)
2. Se 1,62 g de CO2, 4,14 g de CO e 3,08 g de CH4 são colocados juntos
em um recipiente de 14,8 L a 28°C, qual será a pressão total medida
em mmHg?
11
¾ Gases coletados sobre a água:
P P P
O2
P PTotal = POxigênio + Pv água
Exemplo:
Suponha que 0,157 g de um certo
gás coletado sobre a água ocupa um
H2O
Patm
gás coletado sobre a água ocupa um
volume de 135 mL a 26°C e 745
mmHg. Considere o comportamento
ideal, determine a massa molecular
do gás.
Pvágua 26oC = 25,209 mmHg
PO2 = Ptotal – Pv água
¾ Lei de Graham de difusão e efusão:
Difusão: passagem de uma substância através de outra.
Efusão: passagem de um gás através de um orifício.
“ L i d dif ã f ã l id d d dif ã f ã d á é“ Lei da difusão e efusão: a velocidade de difusão e efusão de um gás é
inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade ou de sua massa
molecular.”
M
ou
d
efusãodeVelocidade
M
ou
d
difusãodeVelocidade
11
11
α
α
12
Lei de difusão de Graham:
Experiência: Conseqüência da Lei de Graham:
Balão azul → Hélio
Balão vermelho → Nitrogênio
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Exemplo:
1. A velocidade de efusão de um gás desconhecido X através de um
orifício de agulha é 0,279 vezes a velocidade de efusão do gás
hidrogênio (H2) através do mesmo orifício, ambos os gases nas
mesmas condições de temperatura e pressão. Qual é a massamesmas condições de temperatura e pressão. Qual é a massa
molecular de X? (Massa atômica: H=1,01)
2. Um gás Z leva 1,46 min para expandir-se em 25 mL através de um
orifício de agulha, enquanto apenas 1,42 min são necessários para
que o mesmo volume de gás oxigênio se expanda a pressão e
temperatura constantes. Qual será a massa molecular de Z?
¾ Estequiometria dos gases:
1. Quando o etano, C2H6, queima em oxigênio, os produtos são
dióxido de carbono e água. Se 1,26 L de etano é queimado em 4,5
L de oxigênio, quantos litros de dióxido de carbono e vapor de
água são formados, se todos os volumes são medidos a 400°C eg f m , m m
4,00 atm de pressão?
2. A amônia é produzida comercialmente reagindo-se N2 e H2.
Quantos gramas de NH3 podem ser produzidos de 4,62 L de H2
se os dois gases são medidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão?
3. Diborano, B2H6, pode ser queimado com gás oxigênio paraformar
óxido bórico, B2O3, e água. Quantos litros de O2 são necessários
para produzir 10,0g de B2O3 por esta reação, se O2 é medido a:
a) CNTP
b) 2,12 atm e 28oC
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¾ Estequiometria dos gases:
4. Suponhamos que 1,00 L de etano, C2H6, medido a 25°C e 745 mmHg é colocado em
um recipiente de 5,00 L com 6,00 g de gás oxigênio. A reação de combustão é
iniciada por meio de uma faísca. Após a reação altamente exotérmica ter parado,
o recipiente resistente é resfriado a 150°C. Assumindo que os produtos sãop q p
dióxido de carbono e vapor de água, determine a pressão total final em mmHg no
recipiente (Massa atômica: O=16,0)
5. Quando clorato de potássio sólido, KClO3, sofre decomposição térmica, os
produtos de decomposição são cloreto de potássio KCl e gás oxigênio. Uma
mistura de KClO3 e KCl com uma massa de 7,44g é aquecida até todo o clorato de
potássio se decompor. Se 789 mL de gás são coletados sobre a água a 742 mmHg
e 30oC, qual será a porcentagem de KClO3 na mistura original?
6. O gás cloro é preparado a partir da reação:
2 NaMnO4 + 10 NaCl + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 Na2SO4 + 5 Cl2 + 8 H2O
Qual a quantidade de (a) NaCl puro (b) NaMnO4 90,0% são necessários para
obter 500 mL de gás cloro medidos a 25oC e 730 torr?
¾ Estequiometria dos gases:
7. Uma mistura de 0,2052 g de cobre e alumínio é analisada para se obter o
teor de alumínio na amostra com a adição de ácido sulfúrico, H2SO4, e
coletando o gás hidrogênio sob a água (o cobre não reage com o ácido
sulfúrico). O volume de H2 coletado foi de 229,5 mL e a pressãop
barométrica foi de 732 torr a 29oC. Calcule a porcentagem de alumínio na
amostra original.
8. Oxido nítrico é preparado a partir da seguinte reação:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
) Q l tid d d b (b) t s l s d HNO sã ssá i sa) Qual a quantidade de cobre (b) quantos moles de HNO3 são necessários
para preparar 500 mL de NO medidos a 730 torr e 25oC
c) Se a concentração da solução de ácido nítrico é de 10,0M, qual o volume que
deverá ser utilizado?
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TEORIA CINÉTICA DOS GASES:
Esta baseada em quatro suposições:
1. Um gás é composto por um conjunto de moléculas ou átomos em1. Um gás é composto por um conjunto de moléculas ou átomos em
contínuo movimento aleatório. As moléculas movem-se em linha
reta alterando seu percurso somente quando ocorre uma colisão.
2. As moléculas ou átomos são pontuais (volume ocupado é
desprezível).
3. Não existem interações intermoleculares (atrativas ou
l i )repulsivas).
4. A energia cinética média da moléculas ou átomos é proporcional a
temperatura do gás, em Kelvin.
Variação da Velocidade das Moléculas de um Gás x Temperatura:
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ctePVqdoTvmEc == ,2
. 2 α
2
massa de cada molécula ou átomo velocidade média quadrática
aN
RkondekTvm
2
3:
2
. 2 ==
RTvm 3. 2 = RTRTv 332 ==
número de Avogadro
aN22
=
MMNm
v
a.
2
1
3 ⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛=
MM
RTv
Massa molar
Quanto menor a massa molar (MM), mais alta a vqm.
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Exemplo 1:
A massa molecular do CO2 é de 7,31 x 10-23g. Qual a velocidade média das
moléculas de CO2 a 25°C. (R = 8,314 J.mol-1.K-1).
Obs.: 1 J = 1 Kg . m2 . s-2
Exemplo 2:Exemplo 2
Um dado gás à temperatura ambiente (25°C) e uma massa volúmica de cerca
de 1,29 kg m-3. Supondo que é constituído apenas por um tipo de moléculas, e
que o volume médio de cada molécula é de 1,21 x 10-22 L, determine o valor da
velocidade quadrática média das suas moléculas. (R = 8,314 J.mol-1.K-1).
Obs.: 1 J = 1 Kg . m2 . s-2
Exemplo 3:
Já que a energia interna de um gás depende da agitação das suas partículas, e
a temperatura é a grandeza que mede o nível de agitação destas mesmas
partículas, será que podemos afirmar que, se tivermos dois gases, um com
temperatura de 300 K e outro com temperatura de 500 K, o que tiver maior
temperatura terá também necessariamente maior energia interna?
- NÃO –
A temperatura não depende do número de partículas, mas a
energia interna sim.
Se eu tiver somente cinco partículas muito agitadas dentro
de um recipiente A, e um milhão de partículas menos
agitadas dentro de outro recipiente B, o recipiente A terá
maior temperatura que o recipiente B (pois suas partículas
estão mais agitadas).
M d i d t d i tí lMas a soma das energias de todas as suas cinco partículas
dará menos do que a soma das energias de todas as
partículas do recipiente B (pois B tem muito mais
partículas).
Então a energia interna de B será logicamente maior.
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¾ Gases Reais:
• Não cumprem exatamente a lei dos gases ideais;
• Os desvios são notáveis em pressões elevadas e em baixas
temperaturas, especialmente, quando o gás está a ponto de
condensar-se num líquidocondensar-se num líquido.
• Interações Inter-moleculares (repulsivas e atrativas)
Repulsivas→ curto alcance
Atrativas→ alcance relativamente grande
• A volumes muito grandes, por outro lado, as moléculas estão muito
afastadas uma das outras, e as interações inter-moleculares são
insignificantes e o gás comporta-se como um gás ideal.
• À medida que as moléculas de gás ficam mais
unidas, diminui a distância intermolecular.
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Tipos de Forças Intermoleculares:
1. Forças Eletrostáticas:
a. Forças íon-íon
r
qqEp 21α
b. Forças íon-dipolo
2. Forças de van der Waals:
a. Forças dipolo-dipolo (entre moléculas polares)
r
2r
z
Ep
μα −
( )
3
21
r
Ep
μμα −
b. Forças dipolo-dipolo induzido (entre dipolo permanente e dipolo induzido)
c. Forças de dispersão (entre dipolo induzido e dipolo induzido) 
Forças de London
( )
6
2
2
1
r
Ep
αμα −
( )
6
21
r
Ep
ααα −
20
Desvios do Comportamento idealDesvios do Comportamento ideal::
Desvios do Comportamento idealDesvios do Comportamento ideal::
21
Quando um gás Q g
Real torna-se 
Ideal ?Ideal ?
¾ Equação de estado para gases reais:
⎞⎛ 2
Forma geral da equação de van der Waals (1873): 
Nobel 1910
2annRTP =
( ) nRTnbV
V
anP =−⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ + 2
2
2VnbV
P −−=
Correção para o 
volume das moléculas
Correção para a 
atração molecular
22
Exemplos:
1. Use: (a) a lei do gás ideal e (b) a equação de van der
Waals, para calcular a pressão em atmosferas exercida
por 10 0 g de metano CH colocado em um recipiente depor 10,0 g de metano, CH4, colocado em um recipiente de
1,00 L a 25°C.
2. A constante b pode ser utilizada para determinar o
tamanho de um átomo ou molécula no estado gasoso.
Fishbane et al. determinaram o valor de b para o gás
ê d 4 10 6 3/ lnitrogênio como sendo 39.4 x 10-6 m3/mol.
Qual é o raio hipotético de uma molécula de N2 ?
Obs.: Considerar a molécula de N2 como uma esfera.
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Equação de Berthelot
Equação de Dieterici
O valor calculado de Zc é muito próximo dos valores observados. 
Exercícios:
Os seguintes dados foram obtidos para o
i ê i 273 15 K A ti d l d t ioxigênio a 273,15 K. A partir deles determine
graficamente o valor da constante dos gases R e
também o melhor valor para a massa molar do
O2.
p/atm 0 750000 0 500000 0 250000p/atm 0,750000 0,500000 0,250000
Vm/(L.mol-1) 29,9649 44,8090 89,6384
ρ/(g.L-1) 1,017144 0,714110 0,356975
24
A análise qualitativa da composição da atmosfera de Emyo - um lindo
planeta feliz em um sistema solar imaginário muito distante -revelou a
presença de apenas 3 gases: hélio, água e oxigênio. Um grupo de
químicos procedeu, então, a uma análise quantitativa. Eles passaram
10,000 Litros de uma amostra da atmosfera daquele planeta, a
25,00°C e a uma pressão de 760,00 mmHg, através de um sistemap g
contendo dois sólidos adsorventes. O primeiro fazia adsorção seletiva
ao vapor de água(era um agente secante) e o segundo adsorvia
seletivamente o gás oxigênio. Após a passagem dos 10,000 L da
mistura gasosa, a massa do primeiro adsorvente aumentou em 1,7980g,
enquanto que a massa do segundoadsorvente aumentou em 6,4011g.
Com base nestas informações e assumindo que a mistura tem
comportamento ideal, responda:
(A)Determine a composição da atmosfera de Emyo em fração molar
percentual (χ.100%) de cada componente.
(B)Calcule a pressão parcial de cada gás na mistura. Expresse o valor
em Torr.
COMPOSIÇÃO ATMOSFÉRICA
Gases % em Volume
Nitrogênio 
Oxigênio 
Vapor de água
Argônio 
Dióxido de Carbono
78.1% 
21% 
varia de 0 - 4% 
0.93% 
por volta de 0 3% Dióxido de Carbono
Neonio
Hélio 
Metano 
por volta de 0.3% 
abaixo dos 0.002% 
0.0005% 
0.0002% 
25
PRINCIPAIS POLUENTES 
DO AR
COCO22
CHCH44
NO, NONO, NO22
CFCsCFCs, , HCFCsHCFCs, , HFCsHFCs
COCOCOCO
SOSO
OO33
DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)
• FONTES
9 i ã d i ã d l t i i i d9 respiração, decomposição de plantas e animais e queimadas
naturais de florestas;
9 queima de combustíveis fósseis, desflorestamento, queima de
biomassa e fabricação de cimento
• CONCENTRAÇÃO
9 antes 1750 - 280 ppmv
9 em 1958 315 ppmv9 em 1958 – 315 ppmv
9 em 1992 – 355 ppmv
• EFEITOS
9Principal gás do “efeito estufa”
26
Gases do Efeito Estufa:
27
28
29
METANO (CH4)
• FONTES
9 Matéria orgânica em decomposição
9 Cultivo de arroz, queima de biomassa, queima de
combustíveis fósseis
• CONCENTRAÇÃO
9 Atual 1 72 ppmv9 Atual – 1,72 ppmv
9 Antes Revolução Industrial – 0,8 ppmv
•EFEITOS
9Pulmões
9Sistema cardiovascular e sistema nervoso
30
Principais atividades agrícolas geradoras de metano (CH4)
• FONTES
9 Oceanos, florestas tropicais
9 P d d l á d í d d í l
ÓXIDOS DE NITROGÊNIO (NO, NO2)
9 Produção de nylon, ácido nítrico, atividades agrícolas,
queima de biomassa e queima de combustíveis fósseis
• CONCENTRAÇÃO
9 Em 1993 – 310 ppbv (partes por bilhão por volume)
9 Antes Revolução Industrial – 275 ppbv
• EFEITOS
9Inflamações do sistema respiratório (traqueítes,
bronquites crônicas, enfisema pulmonar, broncopneumonias)
9Reduz fotossíntese
31
HALOCARBONOS (CFCs, HCFCs, HFCs e PFCs)
• FONTES
9 Produção de aerossóis, espuma, indústria de máquinas térmicas
substitutos
p q
• CONCENTRAÇÃO
9 Em 1992 - CFC 11 – 280 pptv (partes por trilhão por volume)
- CFC 12 – 484 pptv
- CFC 113 – 60 ppt
•EFEITOS
9 Destruição da camada de ozônio
9 Efeito estufa
9 Radiação ultravioleta (queimaduras de pele, câncer de pele)
32
MONÓXIDO DE CARBONO (CO)
• FONTES
9 Tráfego (veículos)g ( )
9 Indústrias
9 Vegetação
• CONCENTRAÇÃO
9 A partir dos anos 80, a emissão de CO pelos automóveis passou
de 33 gramas por quilômetro rodado para 0,43 g CO/Km o que
resultou numa queda progressiva na poluição, mesmo com o
aumento da frota de veículos.
33
Hemoglobina 
x
Monóxido de Carbono
Gaussian
Abril - 2000
Outubro - 2000
34
MONÓXIDO DE CARBONO (CO)
• EFEITOS
Concentração Tempo médio para çatmosférica de CO 
(ppm)
Tempo médio para 
acumulação (minutos) Sintomas
50 150 Dor de cabeça leve
100 120 Dor de cabeça moderada e tontura
250 120 Dor de cabeça severa e 250 120 Dor de cabeça severa e tontura
500 90 Náuseas, vômitos, colapso
1.000 60 Coma
10.000 5 Morte
DIÓXIDO DE ENXOFRE (SO2)
FONTE• FONTES
9 Combustão (petróleo e carvão mineral)
9 Veículos à diesel
• EFEITOS
9 Sistema respiratório9 Sistema respiratório
9 Problemas cardiovasculares
9 Chuva ácida
35
Chuva Ácida
Efeitos da Chuva Ácida
36
OZÔNIO (O3)
• FONTES
9 reação dos hidrocarbonetos e óxido de nitrogênio na9 reação dos hidrocarbonetos e óxido de nitrogênio na
presença de luz solar
• CONCENTRAÇÃO
9 0,3 ppmv
• EFEITOS
9 Irritação dos olhos e vias respiratórias
9 Envelhecimento precoce e corrosão dos
tecidos
37
DIMINUIÇÃO DO “BURACO’ NA CAMADA DE OZÔNIO
38
ACOMPANHE A EVOLUÇÃO DO BURACO NA 
CAMADA DE OZÔNIO (1979-1992)
39
SITUAÇÃO DA CAMADA DE OZÔNIO
Em setembro de 2000, 
com 29,78 milhões de Km2
Em setembro de 2003, 
com 28,2 milhões de Km2
40