SLIDE I - ESTUDO DOS SISTEMAS GASOSOS

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FÍSICO-QUÍMICA
ESTUDO DOS 
SISTEMAS GASOSOS
Professor: Alexandre Vargas Grillo
1
Sumário
1) Introdução 
2) Definição
3) Importância dos Gases – Air Bags
4) Propriedades dos Gases
5) Conceitos fundamentais
6) Medindo a Pressão
7) Modelo Cinético dos Gases 
8) Leis Empíricas dos Gases Ideais
9) Equação dos Gases Perfeitos
10) Lei Combinada dos Gases
11) Mistura Gasosa – Pressão
12) Mistura Gasoso – Volume
13) Densidade dos Gases
14) Gases Reais – Fator de Compressibilidade
15) Gases Reais – Equação de Van der Waals
16) Gás Ideal x Gás Real
17) Referência Bibliográfica
18) Currículo Vitae – Professor Alexandre Vargas Grillo
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1. Introdução
Físico-química é um dos ramos da química que estuda o comportamento da matéria
(sólido, líquido, gasoso e plasma) em seu estado de maior subdivisão conhecido, e
havendo uma crescente progressão de forma gradual de elétrons para átomos, para
moléculas, para estados de agregação e representado por fim em reações químicas.
A Físico-química foca duas situações primordiais.
Primeiro foco: o equilíbrio químico, que se trata um dos maiores objetivos do
estudo da termodinâmica e
Segundo foco: o estudo da velocidade das reações químicas, que se trata do campo
da cinética química em reações homogêneas e heterogêneas.
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2. Definição - Gases
O sistema gasoso é um conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente
e aleatório, com velocidade que aumentam quando há um aumento de temperatura.
Gás apresenta suas moléculas muito separadas uma das outras, exceto durante as
colisões, movendo-se em trajetórias por forças intermoleculares.
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3. Importância dos Gases – Air Bags
Dispositivos de segurança de automóveis que protegem o motorista em caso de colisão.
Consistem em uma espécie de balão contendo 130 g de azida de sódio (NaN3) em seu
interior. A azida, submetida a aquecimento, decompõe-se imediata e completamente, inflando
o balão em apenas 30 milissegundos.
Decomposição da azida de sódio: 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g).
N2
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4. Propriedades dos Gases
 Trata-se do estado mais simples da matéria, apresentando o maior grau
de liberdade;
 Ocupa qualquer volume de um determinado recipiente;
 As moléculas apresentam movimento permanente e aleatório;
 A dilatação ou contração de um gás com a temperatura é muito maior
em relação aos outros estados;
 Os gases podem ser facilmente comprimidos em seu volume sob uma
pressão externa;
 Os gases fluem com grande facilidade através de uma passagem ou
orifício definido como Efusão;
 Os gases difundem-se/misturam-se rapidamente definido como
Difusão.
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4. Propriedades dos Gases – Efusão e Difusão
He
Efusão - Capacidade que um gás possui em fluir através de um orifício
(ou de uma parede porosa).
Difusão – Mistura de moléculas de
diferentes gases.
Hélio
Oxigênio
Nitrogênio
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5. Conceitos Fundamentais - PRESSÃO
Definição Força exercida por um gás sobre uma superfície devido a incessante sequência de
colisões das partículas sobre a superfície.
A unidade da pressão no sistema internacional (SI) é Pascal (Pa = N x m-2).
ALGUNS FATORES DE CONVERSÃO IMPORTANTES COM BASE NO SI -
PRESSÃO
 1 atmosfera = 760 mmHg
 1 atmosfera = 760 torr
 1 atmosfera = 101325 Pa (Pascal) = 1,01325 bar
 1 atm = 14,70 psia (libras por polegada quadrada)
 1 torr = 1 mmHg
MUITAS COLISÕES → FORÇA CONSTANTE → PRESSÃO CONSTANTE
A
F
P 
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6. Medindo a Pressão
Barômetro: Instrumento utilizado para medir a pressão
atmosférica. É um tubo com a presença de uma solução
de mercúrio (Hg), selado numa extremidade, mergulhado
com a outra extremidade aberta numa cuba cheia de Hg.
(Evangelista Torricelli, discípulo de Galileu).
(Equilíbrio Mecânico)
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6. Medindo a Pressão
Manômetros: instrumento utilizado para medir a pressão de uma amostra de gás no interior de um
recipiente (vaso).
Manômetro de tubo 
aberto
Manômetro de tubo 
fechado
Manômetro de tubo na forma de U
Manômetro de Bourdon
Exemplo: O manômetro marca 87psi e a pressão
barométrica local é de 28 inHg. Qual é a pressão absoluta.
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7. Modelo Cinético dos Gases
De forma bastante sucinta, o modelo Cinético dos Gases 
está baseado em três hipóteses.
Primeira Hipótese: o gás consiste me moléculas de massa m com movimento aleatória e 
incessante.
Segunda Hipótese: o tamanho das moléculas é desprezível no sentido que seus 
diâmetros são muito menores em comparação a distância média percorrida entre as 
colisões.
Terceira Hipótese: as moléculas interagem brevemente, e raramente, através de colisões 
elásticas.
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8. Leis Empíricas dos Gases Ideais
Lei de Boyle – Mariotte: Lei de Charles e Gay-Lussac:
Lei de Avogadro: “Dois gases distintos,
que apresentam a mesma pressão, mesmo
volume e igual temperatura, terão o mesmo
número de moléculas”.
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9. Equação dos Gases Perfeitos
Para que esta expressão tenha um valor próximo de
zero, é necessário que a pressão tenha um valor
muito próximo de zero e/ou a temperatura apresente
um valor muito alto – GÁS IDEAL.
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9. Equação dos Gases Perfeitos - Exemplo 
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9. Equação dos Gases Perfeitos - Exemplo
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10. Lei Combinada dos Gases
Geralmente encontramos transformações para um mesmo gás, em duas situações: estado 
inicial (P0, V0, N0, T0) e para um estado final (P1, V1, N1, T1).
Utilizaremos a Equação de Clapeyron (Gases Perfeitos): p x v = n x R x T
Como se trata do mesmo sistema gasoso, ou seja, do mesmo gás, a parcela número de 
moles e a constante dos gases (n x R) torna-se constante, logo:
(PI x VI) / TI = n x R (Equação I)
(PII x VII) / TII = n x R (Equação II)
Igualando a equação I e II, chega-se a seguinte expressão: 
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Processo Isotérmico Trata-se de um processo em que a temperatura é constante: T1 =
T0 = constante. Assim sendo, os termos da respectiva temperatura são canceladas. A
equação se resume da seguinte maneira:
Processo Isocórico ou Isovolumétrico Trata-se de um processo em que o volume é
constante: V1=V0= constante. Assim sendo, os termos são cancelados. A equação se
resume da seguinte maneira:
Processo Isobárico Trata-se de um processo em que a pressão é constante: P1=P0=
constante. Assim sendo, os termos são cancelados. A equação se resume da seguinte
maneira:
10. Lei Combinada dos Gases
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10. Lei Combinada dos Gases - Exemplos
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10. Lei Combinada dos Gases - Exemplos
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10. Lei Combinada dos Gases - Exemplos
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11. Mistura Gasosa - Pressão
Quando dois ou mais gases que não reagem quimicamente são colocados num mesmo
reservatório, a pressão exercida por cada gás na mistura é a mesma que ele teria se
estivesse sozinho no reservatório.
A Pressão exercida por cada gás numa mistura é chamada de Pressão Parcial –
LEI DE DALTON.
John Dalton - 1766-1844
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Lei de Dalton A pressão total exercidapor uma mistura é a soma das pressões
parciais.
Considere três gases designados pelas letras A, B e C.
Ptotal x V = (nA + nB + nC) x R x T
Ptotal = (nA x R x T) / V + (nB x R x T)/V + (nC x R x T) / V
Ptotal = PA + PB + PC
11. Mistura Gasosa - Pressão
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11. Mistura Gasosa – Pressão - Exemplos
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11. Mistura Gasosa – Pressão - Exemplos
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11. Mistura Gasosa – Pressão - Exemplos
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11. Mistura Gasosa – Pressão - Exemplos
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12. Mistura Gasosa - Volume
Quando dois ou mais gases que não reagem quimicamente são colocados num mesmo
reservatório, o volume exercido por cada gás na mistura é a mesma que ele teria se
estivesse sozinho no reservatório.
O volume exercido por cada gás em uma mistura é chamada de Volume Parcial – LEI
DE AMAGAT.
Considere três gases designados pelas letras A, B e C. Logo, pela lei de Amagat:
Ptotal x V = (nA + nB + nC) x R x T
Para cada uma das espécies A, B, C podemos dizer que: p x Vtotal = (nA + nB + nC) x R x T
Vtotal = {(nA.R.T) / p} + {(nB.R.T) / p} + {(nC.R.T) / p}
Vtotal = VA + VB + VC
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13. Densidade do Gás
Alta 
densidade
Baixa 
densidade
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13. Densidade do Gás - Exemplo
Exemplo I - Como fica a equação dos gases ideais que relaciona a densidade com o grau de
dissociação?
Resolução: Considerando a reação gasosa de decomposição hipotética do tipo: A(g) → B(g) + C(g).
Base de cálculo: n (mol) inicial do reagente gasoso A. Utilizando a tabela de equilíbrio químico,
temos:
Cálculo do número de mol total da mistura gasosa: ntotal = nA + nB + nC
ntotal = n - nα + nα + nα
ntotal = n x (1 + α)
A(g) → B(g) C(g)
Início n 0 0
Reage nα nα nα
Equilíbrio n - nα nα nα
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13. Densidade do Gás - Exemplo
Continuação - Exemplo I – Tabela de equilíbrio químico:
A(g) → B(g) C(g)
Início n 0 0
Reage nα nα nα
Equilíbrio n - nα nα nα
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13. Densidade do Gás - Exemplo
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade -
Exemplo
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade -
Exemplo
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14. Gás Real – Fator de Compressibilidade -
Exemplo
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals
O modelo dos gases ideais considera que não
existem interações entre as partículas. No entanto,
as partículas de um gás real interagem entre si
através das forças de Van der Waals. Outra falha
observada no modelo dos gases ideais é
desconsiderar o volume das partículas gasosas.
As partículas de um gás real apresentam volume,
mesmo quando a temperatura tende a zero ou
quando a pressão tende ao infinito. Diante dessas
situações, Van der Waals adicionou duas constantes,
uma em relação das partículas ocuparem um
volume finito (b) e outra devido às interações entre
as partículas constituintes do gás (a). Assim, a
equação de van der Waals pode ser representada da
seguinte maneira, conforme apresentadas logo a
seguir.
Esta imagem representa a primeira
paginada da tese original de van der
Waals (University of Leiden, Holland,
1873) (Valderrama, J.O.; The legacy
of Johannes Diderik van der waals, a
hundred years after his Nobel Prize
for physics, 2010).
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals
Esta imagem representa a primeira paginada da tese original
de van der Waals (University of Leiden, Holland, 1873)
(Valderrama, J.O.; The legacy of Johannes Diderik van der
waals, a hundred years after his Nobel Prize for physics,
2010).
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals -
Exemplo
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals -
Exemplo
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals -
Exemplo
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15. Gás Real – Equação de Van der Waals -
Exemplo
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16. Gás Ideal x Gás Real
Para que esta expressão tenha um valor próximo de
zero, é necessário que a pressão tenha um valor
muito próximo de zero e/ou a temperatura apresente
um valor muito alto – GÁS IDEAL.
Para que esta expressão tenha um valor próximo a
um (1), é necessário que a pressão tenha um valor
muito muito alto e/ou a temperatura apresente um
valor muito baixo – GÁS REAL.
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17. Referência bibliográfica
I. Físico-Química: Uma aplicação aos materiais. Rupen Adamian, Ericksson Rocha e Almendra. Rio de Janeiro: COPPE – UFRJ, 2002.
II. Curso de Termodinâmica Aplicada às Máquinas. Abrahão Izecksohn; Imprensa Nacional Rio de Janeiro – 1943.
III. Introduction to the Thermodynamics of Materials Fourth Edition. David R. Gaskell. Taylor & Francis, New York – London, 2003.
IV. Curso de Física Básica 2 – Fluidos. H. Moysés Nussenzveig. São Paulo: Edgard Blucher, 1981.
V. Principles of Physical Chemistry Four Edition. Samuel H. Maron; Carl F. Prutton. Editora Collier Macmillian Student Editions, New York, 1965.
VI. Química Geral – Volume 2. Linus Pauling. AO LIVRO TÉCNICO SA – Indústria e Comércio. Rio de Janeiro, 1982.
VII. Química Geral – Volume 2. Brady, J. E.; Humiston, G. E. tradução de Cristina Maria Pereira dos Santos e Roberto Barros Faria. Segunda edição.
Rio de Janeiro. Livros técnicos e científicos Editora, 1986.
VIII. Físico-Química – Volume 1, Levine, I. N. Tradução e revisão técnica Edilson Clemente da Silva, Oswaldo Esteves Barcia – Rio de Janeiro: LTC
2012.
IX. Termodinâmica e Física da Estrutura da Matéria – Segunda Edição. Rui Manuel A. Dilão. Escolar Editora, 2014.
X. Atkins, P, & Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Quinta Edição. Editora bookman, 2012.
XI. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 8ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2008.
XII. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 10ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2018.
XIII. Crockford, H. D. e Samuel B. Knight; tradução e revisão de Horácio Macedo, Livre docente da UFRJ – Instituto de Química. Fundamentos de
Físico-Química. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1977.
XIV. Moore, W. J. Físico-Química - tradução da quarta edição americana: Tibor Rabockai [e outros]. Supervisão Ivo Jordan. Editora da Universidade de
São Paulo, 1976.
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18. CV – Alexandre Vargas Grillo
Alexandre Vargas Grillo é Doutor em Engenharia de
Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela
PUC-Rio, Mestrado na mesma área pela própria
PUC-Rio e graduado em Engenharia Química
também pela PUC-Rio.
Atualmente atua como Professor do Instituto Federal
do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis,
Na pesquisa atua em Engenharia de Processos
Químicos e Metalúrgicos em Síntese de
Nanopartículas, além deatuar na Química, mais
especificamente na Físico-Química em
Nanotecnologia.
Atua como professor e coordenador das Olimpíadas
de Química do Rio de Janeiro – OQRJ e também no
próprio campus que leciona – IFRJ – Nilópolis.
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