3 UNIDADE 1 PARTE 3

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Físico-Química
Profa. Dra. Juliana Luna Bilheiro Peixoto 
Misturas de gases
• O problema que aparece ao se tratar de uma mistura gasosa é o de determinar
a contribuição que cada componente traz para a pressão total da amostra.
• No século XIX, John Dalton fez a seguinte formulação:
• A pressão parcial de um gás perfeito numa mistura de gases é a soma das
pressões parciais dos gases.
De um modo mais geral, temos:
p= pA + pB +...
Em que, para cada gás J ( um gás qualquer), se tem:
Pj= njRT/V
Densidades de gases e massa molar
• A densidade tem unidades de massa por unidades de volume.
• Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos:
Fórmula da massa molar
1) A massa molar média da atmosfera na superfície de Titã, a maior lua de Saturno, é 28,6
g/mol. A temperatura da superfície é 95 K e a pressão, 1,6 atm. Supondo o comportamento
ideal, calcule a densidade da atmosfera de Titã. Resposta: 5,9 g/ L
Exercícios
2) Calcule a massa molar média do ar seco se sua densidade for 1,17 g/L a 21 ºC e 0,97 atm.
Resposta: 29,0 g/mol
Teoria cinética dos gases
• Teoria de moléculas em movimento.
– Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento aleatório
constante.
– O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume do
recipiente.
– As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantes.
– A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética total é
constante à temperatura constante.
A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura.
Teoria cinética dos gases
• A pressão de um gás resulta do número de colisões por
unidade de tempo nas paredes do recipiente.
A ordem de grandeza da pressão é dada pela frequência e
pela força da colisão das moléculas.
• As moléculas de gás têm uma energia cinética média.
• Cada molécula tem uma energia diferente.
À medida que a temperatura aumenta, a energia cinética
média das moléculas de gás aumenta.
Os Gases Reais
Os gases reais tem seu comportamento diferenciado dos ideais e este desvio é
explicado pelas interações moleculares.
Tipos de interação:
Forças atrativas contribuem para
a compressão.
Forças repulsivas de curto
alcance contribuem para a
expansão.
Os Gases Reais
Interações
Intermoleculares
As interações intermoleculares
são importantes quando a
temperatura é muito baixa e as
pressões elevadas.
A pressões 
baixas o gás 
comporta-se 
como ideal
Fator de compressibilidade
Relação entre volume do gás
real pelo volume do gás com
comportamento ideal. RT
pV
Z m=
O desvio da idealidade de um gás real pode ser medido pelo
afastamento de seu volume verdadeiro, V, relativamente ao volume
previsto para o seu comportamento como um gás ideal, Vid.
Z=Vreal/Videal
Z=pV/nRT
Esse desvio (afastamento) da idealidade é avaliado por meio do
chamado fator de compressibilidade, Z.
Z – Representação Gráfica
RT
pV
Z m=
Para um gás ideal Z = 1.
Para pressões muito baixas Z = 1 para
todos os gases.
Para pressões elevadas Z > 1 (mais difícil
comprimir).
Para pressões intermediárias Z < 1 (mais
fácil comprimir).
Condensação
Quando vamos do ponto A ao
ponto F, passando pelos
pontos ABCDEF sobre a
isoterma, vemos nitidamente
a transição de fase ocorrendo
quando dentro do sistema
notamos a interface de
separação entre a fase líquida
e a fase gasosa.
• Um gás real se comporta como um desvio do comportamento de um
gás ideal e a forma desse desvio depende das interações entre as
moléculas.
• A primeira tentativa de correção se dá mediante a introdução do
conceito de volume excluído molar covalente (b) dentro da equação
PV=nRT. Assim, a equação se transforma em:
P(V-nb)=nRT
• O fator b está relacionado ao volume que as moléculas excluem,
proporcional ao tamanho aparente das moléculas, ou seja, aquele
volume que não está livre para a movimentação das moléculas, sendo,
portanto, uma medida das interações repulsivas
Em uma segunda aproximação, o efeito do fator interação molecular
atrativa (a) é considerada na equação de Van der Waals
[P + a(n/V)2][V-
nb]=nRT
P= nRT/(V-nb) –
an2/V2
• A pressão frequência das colisões do gás depende da s com as paredes e
da força de cada colisão.
• A frequência das colisões e a respectiva força são reduzidas pelas forças
atrativas, que atuam com uma intensidade proporcional a concentração
molar.
• A frequência e a força das colisões são reduzidas pelas forças atrativas, a
pressão é reduzida proporcionalmente ao quadrado da concentração
molar.
Equações de estado de Van der Waals
Em termos de volume molar
1) Calcular a pressão a que se encontra submetida uma amostra contendo 1 mol de
isobutano à 20 °C, ocupando um volume de 10 litros. a) Se considerássemos
comportamento ideal; b) Se considerássemos comportamento de Van der Waals,
com a= 12,87 L2atm.mol-2 e b = 0,1142 L.mol-1 .