Estudo dos Gases
Prof. Fabio Costa
1
SUMÁRIO
1. Características dos gases;
2. Gases Ideais – Definição;
3. Introdução à teoria cinética dos gases;
4. Leis dos gases ideais;
5. Mistura de gases (lei de Dalton);
6. Gases Reais – Definição;
7. Fator de Compressibilidade (Z);
8. Equações de Estado Van der waals.
2
Características dos Gases
• Possuem forma e volume
indefinidos;
• Formam misturas homogêneas;
• Possuem alta
compressibilidade devido ao
grande espaçamento entre
suas moléculas;
• Possuem baixa densidade.
3
Pressão
 Pressão é a força F agindo sobre uma área A.
 Os gases exercem pressão na superfície em que
estão em contato.
4
Unidades de pressão
Pascal (Pa)
1Nm-2
bar
105Pa
atmosfera (atm)
101,325kPa = 1,01325bar
torr (Torr)
760Torr = 1atm
1Torr = 133,32Pa
milímetros de mercúrio (mmHg)
760mmHg = 1atm
Pressão hidrostática de uma columa
P  P0  gh
Gases Ideais (definição)
6
7
Teoria Cinética dos Gases
8
9
10
11
12
Leis dos Gases
13
Leis dos Gases
O estado de um gás ideal pode ser definido pelas
seguintes variáveis:
pressão (P), volume (V), temperatura (T) e quantidade de
matéria (n).
=>A equação de estado de um gás ideal p= f(n,V,T)
 Lei de Boyle;
 Lei de Charles;
 Pricípio de Avogadro.
14
Lei de Boyle
15
A experiência de Boyle
•Condições isotérmicas
PV= constante, ou seja
P  V-1
P1V1 = P2V2
16
Lei de Boyle
• Temperatura constante;
• O volume de certa massa de gás perfeito é
inversamente proporcional à pressão
suportada.
P . V = K (constante)
17
Lei de Charles
18
Experiencia de Charles e Gay Lussac
•Condições isobáricas e isocóricas
VT
P1 P2

T1 T2
V1 V2

T1 T2
19
Lei de Charles
• Pressão constante;
• O volume é diretamente proporcional à
temperatura absoluta do gás.
V / T = K (constante)
20
Princípio de Avogadro
21
Experiencia de Charles e Gay Lussac
•Condições isobáricas e isocóricas
VT
P1 P2

T1 T2
V1 V2

T1 T2
22
Lei de Avogadro
• Pressão e Temperatura constantes;
• O volume é proporcional ao número de
moléculas.
V / n = K (constante)
6,02 x 1023 moléculas = 22,4 L
(CNTP)
Equação dos Gases Ideais
PV=nRT
V – volume
P – pressão
n – quantidade (mols)
R – constante
T – temperatura (K)
24
Densidade dos Gases
PV  nRT
PM   m
RT  V
m
PV    RT
M 

PM 
d
RT 
25
Misturas de Gases e Pressões Parciais
• A pressão total da mistura gasosa é a soma
das pressões parciais que cada gás exerceria
se estivesse sozinho (Lei de Dalton).
Pt = P1 + P2 + ... + Pn
26
MISTURA GASOSA - PRESSÃO PARCIAL
Gás ideal - não há interações entre as moléculas, assim irá se comportar como se
estivesse ocupando todo o recipiente sozinho.
LEI DE DALTON
1.
Em uma mistura de gases ideais, cada gás exerce uma pressão relativa
equivalente à fração molar deste em relação à pressão total da mistura.
2.
A pressão total de uma mistura é a soma das pressões individuais de cada
componente.
ni
Fraçãomolar: xi 
nt
pressão parcial(Pi )
Pi  x i Pt
pressão total(Pt )
n
Pt  P1  P2  ....   Pi
i 1
Fração molar
Pressão total
1.2 As Leis dos Gases (cont.)
As pressões parciais pA e
pB de uma mistura binária de
gases (ideais ou reais) com
pressão total p à medida que
a composição muda de A
puro para B puro. A soma
das pressões parciais é igual
à pressão total. Se os gases
são ideais, então a pressão
parcial é também a pressão
que cada gás exerceria se
estivesse presente sozinho
no recipiente.
Pressão total, p = pA + pB
Pressão
parcial
de B:
pB = xBp
Pressão
parcial
de A:
pA = xAp
Fração molar de B, xB
Exercícios
30
31
32
GASES REAIS
(NÃO IDEAIS)
36
37
38
39
INTERAÇÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
atração
repulsivas
40
41
42
43
44
45
46
47
FATOR DE
COMPRESSIBILIDADE (Z)
48
49
reais
50
51
52
53
54
55
56
EXEMPLOS
57
58
59
60
61
62
EQUAÇÕES DE ESTADO
PARA GASES REAIS
63
64
Bibliografia
1. ATKINS, P., DE PAULA, J. Físico-Química. 8a. ed. Livros
Técnicos e Científicos, 2008.
2. WYLEN, G. J. V. Fundamentos da termodinâmica, 6a. ed. São
Paulo: Edgard Blucher, 2003.
3. CALLEN, H. B. Thermodynamics and an introduction to
thermostatistics. 2a. ed. New York: John Wiley, 1985.
65