GASES
Guilherme Pego de Andrade
Rafael Silva de Almeida
Prof. Élcio
14237
14243
Introdução:
● Os gases são muito importantes no nosso dia-a-dia:
● O2  Suporta a vida humana (respiração).
● Cl2  Usado para purificar a água na rede urbana.
● C2H2  Usado na solda de metais (acetileno).
● CO2 e CH4  Principais responsáveis pelo efeito estufa.
Características dos gases:
● Os gases são bastante diferentes dos
sólidos e dos líquidos em muitos aspectos.
● Sempre constituem misturas homogêneas.
● Forma e volume indefinidos.
● São muito compressíveis.
● A distância relativa entre suas moléculas é
grande.
Pressão:
● Definição: pressão é a força (F) que atua
em uma determinada área (A) P = F/A.
● Como F é dada em Newton [N] e A é dada
em [m2], a pressão é dada em Pascal [Pa]
= [N/m2].
Pressão atmosférica e barômetro:
● É a pressão exercida por uma coluna de
gás de 1 m2 de secção transversal cuja
altura vai até os confins da atmosfera.
● A pressão atmosférica pode ser medida
por meio de um barômetro.
● Pressão atmosférica normal:
760 mmHg = 1,01325 x 105 Pa.
Pressão de gases confinados e
manômetros:
● Calibrador pneumático: usado para medir
a pressão do ar nos pneus.
● Manômetro: usado para medir pressões.
Lei dos Gases:
● Numerosas experiências com muitos
gases revelam que são necessárias quatro
variáveis para definir as condições físicas,
ou estado, de um gás:
● T  Temperatura  [K]
● P  Pressão  [atm]
● V  Volume  [L]
● n  quantidade do gás  [mol]
Lei de Boyle:
● É a relação entre a pressão e o volume.
● Quando a pressão exercida sobre um
balão de borracha diminui, o balão se
expande. Com isso pode-se afirmar que a
pressão e o volume são inversamente
proporcionais.
Lei de Boyle: PV= constante
Lei de Charles:
● É a relação entre a temperatura e o
volume.
● Os balões de ar quente se elevam porque
o ar se expande quando aquecido. O ar
quente no interior do balão é menos
denso que o ar frio ambiente, na mesma
pressão.
● O volume é diretamente proporcional à
temperatura absoluta do gás.
Lei de Charles: V/T= constante
Lei de Avogadro:
● É a relação entre a quantidade e o volume
● Se adicionarmos mais gás a uma bola de
borracha cheia, a bola se expande. O
volume de um gás depende não somente
da pressão e da temperatura, mas
também da quantidade de gás.
● O volume de um gás é diretamente
proporcional à quantidade de gás.
Lei de Avogadro: V/n = constante
A equação do gás ideal:
● Um gás ideal é um gás hipotético cujo
comportamento de pressão, volume e
temperatura segue exata e completamente a
equação do gás ideal.
● R  É a constante dos gases ideais, seu valor
depende das unidades de P, V, n e T.
P.V = n.R.T
● CNTP  OºC e 1 atm
Relação entre a equação do gás
ideal e as leis dos gases:
● O produto PV = nRT = constante.
● Como R é uma constante, se n e T forem
invariáveis, os valores de P e de V podem
se alterar, mas o produto PV fica
constante.
●
P1V1 = P2V2
Aplicações da equação do gás ideal:
● A equação do gás ideal pode ser
aproveitada para se determinar a
densidade de um gás, a sua massa molar
e os volumes de gases formados ou
consumidos nas reações químicas.
Densidades e massas moleculares
dos gases:
● A densidade do gás depende da pressão,
da massa molecular e da temperatura.
● Embora os gases formem misturas
homogêneas, um gás menos denso fica
por cima de outro mais denso, na
ausência de agitação.
Misturas gasosas, pressões parciais
e frações em mol:
● John Dalton descobriu que a pressão de
uma mistura de gases é igual à soma das
pressões que cada gás teria se ocupasse
sozinho o volume da mistura.
● Lei de Dalton  Pt = P1 + P2 + P3 + ...
● Fração em mol é a razão entre a
quantidade de um componente da mistura
e a quantidade total na mesma mistura.
Coleta de gases sobre a água:
Ptotal = Pgás + PH2O
Teoria Cinética Molecular:
A teoria cinética molecular se resume nas seguintes
admissões:
● Os gases são constituídos por grandes números de
moléculas que estão em movimento contínuo e caótico.
● O volume ocupado pelas moléculas do gás é desprezível
diante do volume disponível para o gás.
● As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de
gás são desprezíveis.
● As colisões intermoleculares e com as paredes do
recipiente são perfeitamente elásticas.
● Numa certa temperatura as moléculas de quaisquer
gases têm a mesma energia cinética média.
A pressão de um gás é provocada pelas colisões das
moléculas do gás com as paredes do recipiente
Aplicações às leis dos gases:
● Efeito do aumento de volume à temperatura
constante:
- O fato da temperatura permanecer constante,
significa que a energia cinética média das
moléculas também permanecerá.
● Efeito da elevação de temperatura a volume
constante:
- A elevação da temperatura provoca o aumento da
energia cinética média. Não havendo aumento de
volume será maior o número de colisões.
Efusão e difusão moleculares:
● Um gás que esteja à mesma temperatura
de um outro qualquer terá a mesma
energia cinética média do outro, mesmo
que a massa das moléculas dos gases
sejam diferentes.
● Quanto mais leve forem as moléculas do
gás, maior será a velocidade quadrática
média, .
= (3RT/M)½
M= Massa molar
Lei da efusão de Graham:
● A velocidade de efusão de um gás é
inversamente proporcional à raiz quadrada
da massa molar.
r1/r2 = (M2/M1)½
● A velocidade de efusão é diretamente
proporcional à velocidade média
quadrática das moléculas.
r1/r2 = 1/2 = (M2/M1)½
Para escapar, a molécula tem
que acertar o orifício
Volume He = Volume N2
Difusão e caminho livre médio:
● A difusão dos gases é muito mais lenta do
que sugere a velocidade das moléculas
(515 m/s)
● O caminho livre médio é a distância
coberta por uma molécula entre duas
colisões sucessivas.
Cada segmento representa a trajetória entre duas colisões sucessivas.
Gases Reais: Afastamento do
comportamento ideal
● Os gases reais não se comportam idealmente em
pressões elevadas.
● As moléculas dos gases reais tem volumes finitos e se
atraem mutuamente.
● As forças atrativas entre as moléculas se tornam
importantes a distâncias curtas, quando as moléculas
estão muito aglomeradas, nas pressões elevadas.
● As forças atrativas só são significativas em condições de
pressão elevada, quando a distância média entre as
moléculas é pequena.
● Efeito do volume
finito
● Efeito das forças
intermoleculares
atrativas
Equação de Van der Waals:
● P = [(nRT)/(V-nb)]-(n2a/V2)
● Onde ‘nb’ representa o volume finito
ocupado pelas moléculas de gás e (n2a/V2)
representa as forças atrativas entre as
moléculas de gás.
Referência bibliográfica:
Química: A ciência central