Estudo_dos_Gases___Aula_1_e_2

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Físico - Química 
Prof.: Msc. Aline Aparecida 
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Disciplina: Físico Química 
Carga horária: 40 horas 
Dia de aula: 
Quarta-feira - Turma da manhã 
Quinta-feira - Turmas A e B - Noite 
Sexta-feira – Turma da tarde 
 
Assuntos: 
1. GASES IDEAIS E GASES REAIS 
2. PRINCÍPIOS DA TERMODINÂMICA 
3. EQUILÍBRIO DE FASE 
4. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
5. FUNDAMENTOS DA CINÉTICA QUÍMICA 
6. FUNDAMENTOS DE ELETROQUÍMICA 
 
 
 
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Calendário: 
• Primeira avaliação: 
Turma da manhã – 13 de abril 
Turmas A e B – Noite – 14 de abril 
Turma da tarde – 15 de abril 
 
o Trabalho Avaliativo em sala de aula (em grupo e pesquisado): 5 pontos 
o Oficinas profissionalizantes: 2 pontos 
o Prova: 4 pontos 
 
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Calendário: 
• Segunda avaliação: 
Turma da manhã – 01 de junho 
Turmas A e B – Noite – 02 de junho 
Turma da tarde - 03 de junho 
 
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Estudo dos Gases 
• O estudo dos gases é de grande importância na compreensão de 
fatos que ocorrem no nosso cotidiano, tais como: 
 
• um balão subir, 
• uma bexiga murchar com o tempo, 
• a pressão interna de pneu aumentar 
em dias mais quentes, etc. 
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• Os gases diferem significativamente dos sólidos e líquidos 
em vários aspectos: 
 
• Um gás expande-se espontaneamente para encher um recipiente, dessa 
forma o volume de um gás se iguala ao volume do recipiente que o 
contém; 
 
• Os gases são altamente compressíveis: quando se aplica pressão a um 
gás, seu volume diminui rapidamente; 
 
• As propriedades características dos gases resultam do fato de as 
moléculas individuais estarem relativamente bem separadas; 
 
 
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• Gás: Pode ser visto como um conjunto de moléculas ou 
átomos em movimento permanente e aleatório, com velocidades 
que aumentam quando a temperatura se eleva. 
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VARIÁVEIS DE ESTADO DE UM GÁS 
 
Os valores da pressão, do volume, temperatura e 
quantidade de matéria (n) não são constantes, então, 
dizemos que PRESSÃO (P), VOLUME (V) e 
TEMPERATURA (T) e quantidade de matéria (n) são 
variáveis de estado de um gás. 
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TRANSFORMAÇÃO GERAL DOS GASES 
• São as transformações em que todas as grandezas (T, P e V) sofrem 
mudanças nos seus valores simultaneamente 
 
• Equação geral dos gases: 
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As leis das transformações 
• Lei de Boyle (1662): 
 
“a temperatura constante, a pressão de uma amostra de gás 
é inversamente proporcional ao seu volume e o volume da 
amostra é inversamente proporcional à pressão” 
 
P1V1=P2V2=K F
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Exemplo 1: 
• Um balão com êmbolo contém 160 ml de gás à pressão de 400 torr. A 
pressão é aumentada para 1 atmosfera. Qual o novo volume do gás, em 
mililitros, se a temperatura é mantida constante? 
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*1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325kPa 
• Lei de Charles 
• “Para uma massa fixa de gás sob pressão constante, a variação do 
volume é diretamente proporcional à variação da temperatura 
absoluta” 
 
• Matematicamente: V1/T1=V2/T2=K 
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Exemplo 2: 
• Certa massa de gás ocupa um volume de 800 cm3, 23°C negativos, 
em um sistema com pressão constante. Qual a temperatura do gás, em 
graus Celsius, quando o volume assume o valor de 1,6 litros? 
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*1 L = 1000 cm3 / 1cm3= 1ml 
• Um balão que contém gás oxigênio, mantido sob pressão 
constante, tem volume igual a 10 L, a 27°C. Se o volume for 
dobrado, podemos afirmar que: 
 
 a) A temperatura, em °C, dobra. 
b) A temperatura, em K, dobra. 
c) A temperatura, em K, diminui à metade. 
d) A temperatura, em °C, diminui à metade. 
e) A temperatura, em °C, aumenta de 273 K. 
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Exemplo 3: 
Lei de Gay- Lussac (Transformação isovolumétrica) 
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• A pressão e a temperatura absoluta de um gás são diretamente 
proporcionais quando o volume é mantido constante 
P1 / T1 = P2 / T2=constante 
Exemplo 5: 
Um recipiente fechado contém hidrogênio à temperatura de 30°C e 
pressão de 606 mmHg. Qual será a pressão (em torr) exercida quando 
se eleva a temperatura a 47°C, sem variar o volume? 
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*1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325kPa 
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• Um sistema gasoso, com pressão de 500 torr, a uma temperatura de 
200 K, ocupa um volume V. Inicialmente, o sistema é aquecido 
isobaricamente até o volume tornar-se 3V/2. Depois, o sistema sofre uma 
transformação isotérmica, com duplicação da pressão. 
No estado final, a pressão, o volume e a temperatura são: 
 
 
a) 500 torr, 3V/2 e 400 K. 
 
b) 500 torr, 3V e 400 K. 
 
c) 1000 torr, 3V/4 e 300 K. 
 
d) 1000 torr, 3V e 300 K. 
 
e) igual ao estado inicial, pois houve transformação isotérmica e isobárica. 
Relação quantidade-volume: lei de Avogadro 
 
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•A hipótese de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma 
temperatura e pressão conterão o mesmo número de moléculas. 
• Lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e pressão 
é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás. 
 
• Matematicamente:• Podemos mostrar que 22,4 L de qualquer gás a 0C contém 6,02  
1023 moléculas de gás. 
 
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• Considere as três leis dos gases. 
 
 
 
 
 
 
 
• Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases: 
• Lei de Boyle: 
• Lei de Charles: 
• Lei de Avogadro: 
A lei dos Gases Ideais – combinações 
das Leis 
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Exemplo 9: 
• O carbonato de cálcio, CaCO3, decompõe-se com aquecimento para 
produzir CaO e CO2. Uma amostra de CaCO3 é decomposta e o 
dióxido de carbono é coletado em um frasco de 250 ml. Depois de a 
decomposição se completar, o gás tem pressão de 1,3 atm à 
temperatura de 31°C. Qual a quantidade de matéria de gás CO2 
produzida? 
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Exemplo 10 
• A pressão do gás em uma lata de aerossol é 1,5 atm a 25°C. 
Supondo que o gás dentro da lata obedece à equação do gás ideal, 
qual seria a pressão se a lata fosse aquecida a 450°C? 
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• 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: 
 
 
 321total PPPP







V
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nP ii
Mistura de gases e pressão parcial 
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Exemplo 11 
Uma mistura gasosa feita de 6,00 g de O2 e 9,00 g de CH4 é colocada 
em recipiente de 15,0 L a 0°C. Qual a pressão parcial de cada gás na 
mistura e a pressão total no recipiente? 
Teoria Cinética Molecular 
 
• Teoria desenvolvida para explicar o comportamento dos gases. 
 
• Teoria de moléculas em movimento. 
 
• Suposições: 
 
– 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 – atrativas e repulsivas - (forças entre 
moléculas de gases) são insignificantes. 
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• A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as 
colisões, mas a energia cinética média das moléculas não varia com 
o tempo, desde que a temperatura do gás permaneça constante. 
 
• A energia cinética média das moléculas é proporcional à 
temperatura absoluta. Para certa temperatura, as moléculas de todos 
os gases têm a mesma energia cinética média. 
 
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• Da equação do gás ideal, temos: 
 
 
• Para 1 mol de gás, PV/RT = 1 para todas as pressões. 
• Em um gás real, PV/RT varia significativamente de 1. 
• Quanto maior for a pressão, maior será o desvio do 
comportamento ideal. 
n
RT
PV

Gases reais: desvios do comportamento 
ideal 
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• Da equação do gás ideal, temos: 
 
 
• Para 1 mol de gás, PV/RT = 1 a todas as temperaturas. 
 
• À medida que a temperatura aumenta, os gases se comportam de 
maneira mais ideal. 
n
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Gases reais: desvios do comportamento 
ideal 
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• As suposições na teoria cinética molecular mostram onde o 
comportamento do gás ideal falha : 
 
 as moléculas de um gás supostamente não ocupam 
espaço; 
 
 as moléculas de um gás se atraem. 
 
 Entretanto as moléculas reais tem volumes finitos e elas 
se atraem 
A equação de van der Waals 
 
• Adicionamos dois termos à equação do gás ideal: um para 
corrigir o volume das moléculas e o outro para corrigir as 
atrações intermoleculares. 
 
• Os termos de correção geram a equação de van der Waals: 
 
 
 
 
onde a e b são constantes empíricas. 
 
 
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V
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nbV
nRT
P 


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• Forma geral da equação de van der Waals: 
2
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V
an
nbV
nRT
P 


  nRTnbV
V
an
P 









2
2
Correção para o volume das 
moléculas 
Correção para a atração 
molecular 
A equação de van der Waals 
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Exemplo 12 
Se 1 mol de um gás ideal estivesse confinado em um volume de 22,4L 
a 0,0°C, exerceria uma pressão de 1,00 atm. Use a equação de van der 
Walls e as constantes para estimar a pressão exercida por 1,00 mol de 
Cl2 em 22,41 L a 0,0 °C.