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05/02/2016

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Prof. Alex Fabiano C. Campos, Dr ®

Estudo Físico-Químico dos Gases

Prof. Alex Fabiano C. Campos


Fases de Agregação da Matéria

Sublimação(sólido emgás ou gásem sólido)

Gás Evaporação(líquido em

gás)Condensação

(gás em líquido)

LíquidoSólido

Congelamento(líquido em sólido)

Fusão (sólidoou vidro em líquido)

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Gás e VaporDiagrama de Fase

Vapor

Gás

• Gás: fluido elástico que não pode ser condensado apenas por aumento depressão, pois requer ainda um abaixamento de temperatura.• Vapor: fase que pode coexistir em equilíbrio com a fase líquida. Pode sercondensado apenas por aumento de pressão ou abaixamento de temperatura.


Características dos Gases

• Os gases tendem a ocupar o volume total de seus recipientes.• Apresentam alta compressibilidade e expansibilidade.• Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros gases.• Diferentemente de líquidos e sólidos, todos os gases têm o mesmo coeficiente de

dilatação volumétrica.• As forças intermoleculares dos gases são pouco intensas (forças de London).

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Teoria Cinético-Molecular – O Gás Ideal

• Teoria desenvolvida para explicar o comportamento dos gases em condições ideais.• Suposições:

– Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimentoaleatório constante.

– O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume dorecipiente.

– As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantesde forma que podem ser desprezadas.

– A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética total éconstante à temperatura constante.

• A teoria molecular cinética nos fornece um entendimento sobre a pressão e atemperaturas no nível molecular.

• A pressão de um gás resulta do número de colisões por unidade de tempo nasparedes do recipiente. A ordem de grandeza da pressão é dada pela freqüência epela força da colisão das moléculas.

• As moléculas de gás têm uma energia cinética média, cada uma com energiadiferente


Variáveis de Estado dos Gases

1) Pressão (p)

• A pressão é a força atuando em um objeto por unidade de área:

1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg

1 bar = 100000 Pa

1 Pa = 1 N/m2

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2) Volume (V)

• O volume é a porção de espaço ocupada pela massa gasosa. No caso dos gases ideais é o próprio volume do recipiente.

3) Temperatura Absoluta (T)

1 L = 1000 mL = 1000 cm3.1 m3 = 1000 L.

• Variável diretamente proporcional à energia cinética média das moléculas dosistema.

• Reflete o grau de agitação das moléculas do sistema.

T(K) = t(°C) + 273,15


Transformações Gasosas

1) Lei de Boyle (Isotérmica)

• Realizada à temperatura constante (T = cte).

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2) Lei de Charles (Isobárica)

• Realizada à pressão constante (p = cte).


3) Lei de Gay-Lussac (Isocórica ou Isovolumétrica)

• Realizada a volume constante (V = cte).

ou

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4) Lei Avogadro

• A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressãoconterão o mesmo número de moléculas.

• A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão édiretamente proporcional à quantidade de matéria do gás.


• Lei de Boyle:

• Lei de Charles:

• Lei de Avogadro:

Equação de Estado dos Gases Ideais

Considere as leis:

Constante dos Gases Ideais

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Equação Geral dos Gases Ideais

• Esta equação vale somente para uma massa fixa de gases ideais.

• Igualando I e II, chegamos à lei geral dos gases ideais:

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Densidade dos Gases Ideais

• A densidade por definição relaciona massa e volume. • Reajustando a equação ideal dos gases com M como massa molar, teremos:

Em sistemas abertos: p é constante. Logo, para um mesmo gás, densidade etemperatura são inversamente proporcionais.


Misturas Gasosas

• Uma vez que as moléculas de gás estão tão separadas, podemos supor que elas comportam-se independentemente.

• A Lei de Dalton: em uma mistura gasosa, a pressão total é dada pela soma das pressões parciais de cada componente:

• Cada gás obedece à equação ideal dos gases:

• Combinando-se as equações:

(Pressão parcial)

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Calcule a pressão total exercida por uma mistura de 8,4 g de eteno e 4,4 g de dióxido decarbono contidos em um recipiente de 5L a 50 0C. Determine ainda, as pressões parciaisdos gases e a composição percentual em volume da mistura.

Exemplo


Efusão Gasosa• A efusão é a evasão de um gás através de um buraco pequeno.

Após efusão

A velocidade de efusão de um gás ideal depende fundamentalmente de sua massamolar: gases mais pesados sofrem efusão mais lentamente.

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Difusão Gasosa• A difusão de um gás é a sua propagação pelo espaço devido a um gradiente de

concentração.• A difusão é mais intensa para as moléculas de gás leves.• A difusão tem sua velocidade reduzida pelas colisões entre as moléculas de gás.• Quanto maior a massa molar do gás, menor a dispersão em suas velocidades

moleculares.


P(v)

Velocidade molecular

Distribuição de Maxwell

• Para um mesmo gás, quantomaior a temperatura, maior adispersão em suas velocidadesmoleculares

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• Quanto maior a concentração de moléculas no sistema e quanto maior o tamanhodelas, menor é o livre caminho médio.

• No nível do mar, o livre caminho médio é aproximadamente 6 10-6 cm.• Para um sistema contendo N moléculas esféricas de diâmetro d por unidade de

volume, o livre caminho médio (l) é dado pela equação:

Livre Caminho Médio (l)

Para considerar a correção para velocidade relativa, introduz o termo :


Desvios do ComportamentoIdeal: Gases Reais

• Fator de compressibilidade (Z):

• Para gases ideais, Z = 1 independentemente da pressão.• Para gases reais, Z varia significativamente com a pressão.• Quanto maior a pressão, maior o desvio do comportamento ideal.

Z

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• Quanto maior for a temperatura, menor será o desvio do comportamento ideal.

Z


Gases Reais Comportando-seComo Ideais

• As suposições na teoria cinética molecular mostram onde o comportamento do gásideal falha :

– as moléculas de um gás têm volume finito;– as moléculas de um gás se atraem.

• Sob baixa pressão, o volume finito dos gases pode ser desprezado. Sob altatemperatura, as moléculas têm menor chance de experimentar forças de London.

Conclusão: Gases reais comportam-se mais aproximadamente ao modelo ideal emsituações de BAIXA PRESSÃO E/OU ALTA TEMPERATURA.

Forças intermoleculares

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Equação de van der Waals

• Trata-se de uma proposta para modificar a equação dos gases ideais visando-se aobter uma equação que represente os resultados experimentais de forma mais exata.

1) Correção para o tamanho finito das moléculas

• Introduz-se uma constante positiva b que seja comparável ao volume molar dolíquido ou do sólido.

• Calculando-se o fator de compressibilidade (Z) com a equação anterior, chega-se a:

Z varia linearmente com p Esse resultado explica somente os casosem que Z é sempre maior que aunidade. (Exemplo: H2)

• A constante b caracteriza o efeito do tamanho (forças repulsivas).


Equação de van der Waals

x

Volume excluído devido ao tamanho molecular finito

Volume total excluído

Volume excluídopor molécula

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2) Correção para as forças atrativas intermoleculares

• Em decorrência das forças atrativas, a pressão de um gás real éinferior a de um gás ideal. Desta forma, deve-se subtrair um termona equação de estado.

• Na proposta de van der Waals, esse termo é proporcional a

Correção para o tamanho finitodas moléculas

Correção para a atração molecular

• Forma geral da equação de van der Waals:


Isotermas de Gases Reais

Região de equilíbrio líquido-vapor

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