Líquidos e Gases

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Prof. Marcio Marçal Lobo
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Gases, sólidos e líquidos: um comparativo molecular
Podemos, resumidamente, comparar as propriedades das diferentes fases que a matéria pode
assumir, da seguinte maneira:
Tabela 1. Características dos estados da matéria
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Tabela 2. Energia cinética x forças intermoleculares
Figura 1. Comparação entre halogênios bimoleculares sólidos,
líquidos e gasosos
LÍQUIDOS
Ordem nos líquidos
Os líquidos possuem ordem de curto alcance. Ou seja, uma molécula de líquido consegue se mover
aleatoriamente, porém sem perder o contato com as moléculas vizinhas mais próximas.
Figura 2. Representação do movimento aleatório de curto alcance de uma molécula líquida
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1. VISCOSIDADE: A resistência de um
líquido ao escoamento é chamada de
viscosidade. Quanto maior for a
viscosidade do líquido, mais lentamente
ele irá escoar. A viscosidade está
relacionada com a facilidade com que as
moléculas do líquido se movem umas
em relação às outras.
Principais propriedades dos líquidos
Tabela 3. Comparação entre as viscosidades de alguns 
hidrocarbonetos
Figura 3. Forma molecular em bastão de hidrocarbonetos de 
cadeia longa e interação do tipo “espaguete enrolado”
A
u
m
en
to
 d
a 
vi
sc
o
si
d
ad
e
Por que o mercúrio apresenta maior viscosidade e éter dietílico apresenta a 
menor viscosidade no gráfico acima?
Dados coletados à 25 oC
Gráfico 1. comparativo entre dados de viscosidade de diferentes compostos moleculares
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2. TENSÃO SUPERFICIAL: A tensão superficial é
definida como a resistência do filme que parece cobrir o
líquido.
Há um desequilíbrio de forças intermoleculares na
superfície de um líquido. As moléculas no interior são
atraídas igualmente em todas as direções, mas aquelas que
estão na superfície experimentam uma força interna global.
Essa força resultante tende a puxar as moléculas da
superfície para o interior, reduzindo, assim, a área
superficial e fazendo com que as moléculas da superfície se
agrupem.
Figura 4. representação molecular da tensão superficial na água
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3. CAPILARIDADE: É a ascensão dos
líquidos por tubos muito estreitos. forças
intermoleculares que ligam moléculas
semelhantes, a exemplo da ligação de
hidrogênio na água, são chamadas de
forças de coesão. As forças
intermoleculares que ligam uma
substância a uma superfície são
chamadas de forças de adesão. A
ascensão das moléculas de águam em
um tubo capilar acontece por as forças
de adesão superam as forças de coesão
até que as mesmas se equilibrem.
Figura 3. Forças de coesão e adesão nas moléculas de água (esquerda) e 
mercúrio (direita)
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Menisco convexo: Forças de 
coesão superiores às forças de 
adesão às paredes do vidro.
Menisco côncavo: interação 
com o vidro bastante forte: 
forças de adesão maiores 
que as forças de coesão
Efeito da tensão superficial e das forças de 
coesão: capacidade dos líquidos em formar 
gotas quase esféricas.
Figura 4. Formação dos meniscos
Figura 5. Formação de gotas
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Impacto das propriedades dos líquidos em novas tecnologias: Líquidos iônicos
Os líquidos iônicos são sais orgânicos que possuem baixo ponto de fusão, sendo líquidos a
temperatura ambiente. Os líquidos iônicos são amplamente empregados em síntese
orgânica pelas suas características únicas: possuem grande poder de solubilizar
substâncias polares e apolares, elevado ponto de decomposição e também por sua
sustentabilidade, uma vez que podem ser recuperados ao final do processo.
Figura 6. Representação estrutural de um líquido iônico
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Mudanças de fase
A mudança de fase envolve a energia necessária para
modificar o estado físico das substâncias. Se a
mudança ocorre de um estado menos energético,
para um mais energético, energia é absorvida e o
processo é ENDOTÉRMIDO. Como as variações de
energia (na forma de calor) são funções de estado, a
energia absorvida em um processo, é liberada no
processo inverso e o processo é EXOTÉRMICO.
Gráfico 2. Esquema geral das mudanças de fase
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O gráfico de temperatura em função da
quantidade de calor adicionado é chamado
de curva de aquecimento. Podemos calcular
a variação de entalpia do sistema para cada
segmento da curva de aquecimento.
Gráfico 5. Gráfico de mudança de fases para a água
Gráfico 3. Esquema energético das mudanças de fase (fusão e vaporização)
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• A temperatura mais alta na qual se pode formar uma
fase líquida é a temperatura crítica. A pressão crítica
ocasiona liquefação a essa temperatura crítica. Acima
da temperatura crítica, as energias cinéticas das
moléculas são maiores que as forças de atração que
levam ao estado líquido, independentemente de quanto
a substância foi comprimida para aproximar ainda mais
as moléculas. Quanto maiores forem as forças
intermoleculares, maior será a temperatura crítica
da substância.
• Quando a temperatura excede a temperatura crítica e a
pressão ultrapassa a pressão crítica, as fases líquidas
e gasosas são indistinguíveis, deixando a substância
em um estado chamado de fluido supercrítico.
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Pressão de vapor (recipientes FECHADOS)
• As moléculas podem escapar da superfície de um líquido para a fase gasosa por meio da
evaporação. Suponha que seja colocada uma quantidade de etanol (CH3CH2OH) em um recipiente
evacuado e fechado. O etanol começa a evaporar rapidamente. Como resultado, a pressão
exercida pelo vapor na região acima do líquido aumenta. Após um curto período, a pressão do
vapor atinge um valor constante, a que chamamos de pressão de vapor.
• A condição em que dois processos opostos
ocorrem simultaneamente e com a mesma
velocidade é chamada de equilíbrio dinâmico
(ou simplesmente equilíbrio). A pressão de
vapor de um líquido é a pressão exercida
por seu vapor quando o líquido e o vapor
estão em equilíbrio dinâmico.
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• Quando a vaporização ocorre em um recipiente aberto, o vapor se separa do líquido. Uma
pequena fração das moléculas (quando isso acontece) é recapturada na superfície do líquido.
Deste modo, o equilíbrio nunca é atingido e o vapor continua a se formar até que todo o líquido
evapore. As substâncias com elevada pressão de vapor evaporam mais rapidamente que as
substâncias com baixa pressão de vapor. Costuma-se dizer que os líquidos que evaporam
facilmente são voláteis.
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Volatilidade, pressão de vapor e temperatura (recipientes ABERTOS)
• O ponto de ebulição de um líquido é a
temperatura em que a sua pressão de vapor se
iguala à pressão externa agindo sobre a
superfície do líquido. O ponto de ebulição de um
líquido a 1 atm (760 torr) de pressão é chamado
de ponto de ebulição normal.
• Na figura, temos a variação da pressão de vapor
com a temperatura para quatro substâncias que
diferem bastante em relação à volatilidade e
seus pontos de ebulição normais.
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Ponto de 
ebulição 
(oC)
Tensão 
superficial 
(J/m2)
Viscosidade 
(kg/m.s)
Água (H2O) 100 7,3 x 10
-2 0,9 x 10-3
Etanol (CH3CH2OH) 78 2,3 x 10
-2 1,1 x 10-3
Propanol (CH3CH2CH2OH) 97 2,4 x 10
-2 2,2 x 10-3
Butanol (CH3CH2CH2CH2CH2OH) 117 2,6 x 10
-2 2,6 x 10-3
Etilenoglicol (HOCH2CH2OH) 197 4,8 x 10
-2 2,6 x 10-2
Exercícios integradores
1. Analise a tabela a seguir e responda: a) Do etanol até o butanol, todas as propriedades
aumentam em módulo. Qual o motivo para o aumento dos valores observados? b)
Como você explica o fato de que, apesar de terem massas parecidas, a viscosidade do
etilenoglicol (PM = 62 g/mol) é cerca de 10 vezes maior que a do propanol (PM = 60
g/mol)?
2. Explique as seguintes observações: 
(a) a tensão superficial de CHBr3 é maior que a da CHCl3. 
(b) Com o aumentoda temperatura, um óleo flui mais rapidamente por um tubo estreito.
3. Nomeie a mudança de fase em cada uma das seguintes situações, indique se ela é exotérmica ou 
endotérmica e o que está acontecendo em nível molecular:
(a) o vapor de bromo passa a bromo líquido ao ser resfriado.
(b) Os cristais de iodo desaparecem de um prato de evaporação ao serem deixados em uma capela. 
(c) O álcool de massagem em um recipiente aberto desaparece vagarosamente.
(d) A lava derretida de um vulcão torna-se uma rocha sólida.
1. Por que o aumento de temperatura faz com que uma substância mude
sucessivamente de um sólido para um líquido e deste para um gás?
2. Por que o gelo é menos denso que a água líquida?
3. Por que os sólidos metálicos não são quebradiços enquanto os iônicos são?
Diagramas de fases
• Um diagrama de fases é uma maneira de resumir graficamente as condições sob as quais existem
os equilíbrios entre os diferentes estados da matéria. O diagrama tem três curvas importantes, e
cada uma representa a temperatura e a pressão às quais as várias fases podem coexistir em
equilíbrio, como se pode ver na figura a seguir.
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• As curvas podem ser descritas da seguinte maneira:
1. A curva vermelha representa a curva de pressão de vapor do líquido, que significa o
equilíbrio entre as fases líquida e gasosa. A curva de pressão de vapor termina no ponto
crítico (C), que corresponde à temperatura crítica e à pressão crítica da substância.
2. A curva verde, ou seja, a curva de sublimação, separa a fase sólida da fase gasosa. Nessa
curva, cada ponto é uma condição de equilíbrio entre o sólido e o gás.
3. A curva azul, isto é, a curva de fusão, separa a fase sólida da fase líquida. Cada ponto
dessa curva é um equilíbrio entre o sólido e o líquido. O ponto de fusão a 1 atm é o ponto de
fusão normal.
• O ponto T, em que as três curvas se encontram, é o ponto triplo e, nele, todas as três fases estão
em equilíbrio.
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Natureza dos gases
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- 11 elementos são gases nas condições normais – todos eles são espécies
não metálicas;
- Substâncias que não são gases nas CNTP, como a água, quando se
encontram no estado gasoso, são chamadas de “vapores”;
- Os gases se diferem dos líquidos em alguns fatores:
- São compressíveis
- Se expandem espontaneamente, tomando a forma do recipiente;
- Formam misturas homogêneas com outros gases.
As moléculas dos gases possuem baixa interação umas com as outras,
ocupando cerca de 0,1% do volume total do recipiente.
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Os gases normalmente são formados por moléculas discretas, de baixo peso
molecular, como:
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Toda substância ou elemento gasoso exerce pressão
(força aplicada em uma determinada área).
Pressão atmosférica: pressão exercida pelos 
gases na superfície da terra.
Foi determinada por Torricelli
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• No século XVII, muitos cientistas e filósofos acreditavam que a atmosfera não tinha peso.
Evangelista Torricelli (1608–1647), um aluno de Galileu, provou que isso não era verdade.
Ele inventou o barômetro.
• A altura, h, da coluna de mercúrio é uma medida da pressão atmosférica e varia de acordo
com a pressão atmosférica.
• Unidade SI: Pascal (Pa)  (1 N = 1 kg m/s2; 1 Pa = 1 N/m2)
• Se um tubo é inserido em um recipiente de mercúrio aberto à atmosfera, o mercúrio subirá
760 mm no tubo.
• A pressão atmosférica padrão é a pressão necessária para suportar 760 mm de Hg em uma
coluna.
❖ Unidades: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325  105 Pa = 101,325 kPa.
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A lei dos gases define as características físicas de um gás e leva em consideração 4 variáveis:
- Pressão
- Volume
- Temperatura
- Número de mols (quantidade de matéria de gás)
“para uma quantidade fixa de gás em temperatura constante, o 
volume é inversamente proporcional à pressão”
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(Processo isotérmico)
P1V1 = constante P2V2 = constante
Logo: P2V2 = P1V1
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Relaciona temperatura e volume (processo isobárico)
“O volume de uma quantidade fixa de gás mantida sob pressão constante é 
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta”. Ou seja, o volume varia 
linearmente com a variação da temperatura.
Relaciona temperatura e pressão em volume constante (processo isocórico)
Quando aumenta-se a temperatura de um sistema gasoso com volume constante, a pressão do
sistema aumenta pois a energia cinética das moléculas de um gás aquecido aumenta e,
consequentemente, o número de colisões com a parede do recipiente aumenta, gerando o
aumento da pressão.
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Relaciona a quantidade de gás e o volume
“volumes iguais de gases à uma mesma temperatura e pressão contêm números 
iguais de moléculas”. Ou seja, “o volume de um gás mantido sob temperatura e 
pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás”
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As 3 leis empíricas (Boyle, Charles e Avogadro) foram combinadas a fim de encontrar uma
equação que representasse matematicamente todos os fatores que afetam as características
físicas de um gás ideal:
Combinando as equações, temos:
Onde podemos chamar a constante de 
proporcionalidade (α) de “R”, temos:
R é a constante dos gases ideais.
A lei dos gases ideias é uma equação de estado 
que descreve o comportamento de um gás ideal 
na variação de P, V, n e T.
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Exemplo:
Além de fontes contínuas, os poluentes podem ser introduzidos ao ar por acidentes causados em
tubos de gás comprimido. Se um cilindro de metano de 49,0 L, comprido a 154 atm, se rompe,
liberando todo o metano para a atmosfera até sua pressão cair para 1 atm, qual o volume que o
gás ocuparia após seu vazamento?
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• Na derivação da equação do gás ideal, consideramos (a) que as moléculas de um gás ideal não
interagem umas com as outras, e (b) que o volume combinado das moléculas é muito menor que o
volume ocupado pelo gás.
• O termo R na equação do gás ideal representa a constante dos gases. Ao trabalhar com a equação
do gás ideal, você deve escolher a constante R em que as unidades estão concordantes com as
unidades de P, V, n e T dadas no problema.
• As condições 0 °C e 1 atm são chamadas de
condições padrão de temperatura e pressão
(CPTP). O volume ocupado por um mol de
gás ideal nas CPTP, 22,41 L, é conhecido
como volume molar de um gás ideal nas
CPTP.
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A densidade de um gás pode ser calculada aplicado sua massa molar na lei dos gases:
d = m/V onde m é a massa da substância, ou seja nº de mols x Massa molar (nM), assim:
d = m/V d = nM/V
PV = nRT PV/RT = n
d = (PV/RT) x M d x V = (PV/RT) x M d = P x M
V RT
Esta equação nos permite calcular 
a densidade de um gás
* Em P e T fixas, a densidade do gás é tão maior quanto sua massa molar;
* Quando a T é constante, a densidade aumenta com a pressão;
* O aquecimento reduz a densidade.
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Uso da lei combinada dos gases quando DUAS variáveis se alteram:
Exemplo: Foi investigado as propriedades de um gás refrigerante usado em um sistema de ar-
condicionado e determinou-se que 500 mL da amostra, à 28 ºC, exercem uma pressão de 92 kPa. Que
pressão exercerá a mesma amostra quando for comprimida até 300 mL e resfriada até – 5,0 ºC?
Lógica do exercício: Verificar quem causará maior efeito na variação de pressão: se a compressão ou
o abaixamento da temperatura.
Lei combinada dos gases:
Uso da lei combinada dos gases quando UMA variável se altera:
Exemplo: compressão do ar dentro de uma bomba para encher um pneu. Se o volume inicial for de
100 cm3 e o final for de 20 cm3 dentro do pistão em uma compressão isotérmica. Qual será a pressão
do ar comprimido se a pressão inicial for de 1 atm?
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• Ao estudar as propriedades do ar, John Dalton fez uma observação importante: a pressão total
de uma mistura degases é igual à soma das pressões que cada um exerceria se estivesse
sozinho.
• A pressão exercida por um componente específico de uma mistura de gases é chamada
pressão parcial do componente. A observação de Dalton é conhecida como lei de Dalton das
pressões parciais.
Isso indica que cada gás se comporta de maneira independente e, se levarmos 
em consideração o que foi dito anteriormente, faz todo sentido, uma vez que as 
moléculas gasosas possuem energia cinética grande e pouca ou nenhuma 
interação intermolecular.
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Ex.: Uma mistura de 6,0 g de O2 e 9,0 g de CH4 é colocada em um recipiente de 15 L à 0
0C.
Qual a pressão parcial de cada um dos gases? Qual a pressão total no sistema?
Obs.:
* Converter a unidade de temperatura
* Verificar o número de mols que a massa de cada gás possui
* Utilizar a constante R adequada.
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A fração molar (X) de um gás é definida pela razão entre o número de mols do gás investigado e o
número de mols total de espécies gasosas:
X = n1/nt Assim, a pressão exercida pelo gás em um sistema será sua fração molar x a
pressão total:
P1 = X . Pt
Ex.: O ar atmosférico é composto de 78% de moléculas de gás nitrogênio. Qual a pressão parcial que
o N2 exerce na atmosfera, ao nível do mar, quando medimos essa pressão em um barômetro?
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É a teoria que explica o comportamento dos gases em nível molecular. Através do estudo cinético é
que obtemos respostas para questões como: Por que um gás se expande quando aquecido
isobaricamente? Por que a pressão aumenta em uma compressão isotérmica?
A teoria cinética dos gases explica molecularmente o que acontece quando esses fenômenos
ocorre. Resumidamente, a teoria das moléculas em movimento nos diz:
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1. Os gases consistem em um grande número de moléculas que estão em movimento
contínuo e aleatório;
2. O volume total de todas as moléculas dos gases é desprezível quando comparado ao
volume total do recipiente que contém o gás;
3. As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis.
4. A energia pode ser transferida entre moléculas durante as colisões, mas, desde que a
temperatura permaneça constante, a energia cinética média das moléculas não é alterada
com o tempo.
5. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta.
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• A teoria cinético-molecular explica a pressão e a
temperatura em nível molecular. A pressão de um gás é
causada por colisões das moléculas com as paredes do
recipiente. A temperatura absoluta de um gás representa a
medida da energia cinética média de suas moléculas.
• Se a temperatura absoluta de um gás dobra, a energia
cinética desse gás também dobra.
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• As moléculas de um gás se movem com velocidades diferentes.
• Toda molécula colide frequentemente com outras moléculas. O momento (magnitude da força)
é conservado em cada colisão, mas uma das moléculas que colidem, pode ser desviada em
alta velocidade, enquanto a outra está quase parada. O resultado é que, a qualquer instante,
as moléculas da amostra apresentam diferentes velocidades.
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• As observações empíricas em relação às propriedades gasosas da maneira como foram
expressas pelas diferentes leis dos gases são facilmente entendidas por meio da teoria cinético-
molecular:
1. Um aumento de volume sob uma temperatura constante faz com que a pressão
diminua. Temperatura constante -> energia cinética média das moléculas de gás inalterada.
Quando o volume aumenta, as moléculas devem se mover por distâncias mais longas entre as
colisões e ocorrem menos colisões com as paredes do recipiente por unidade de tempo
(pressão diminui). A teoria cinético-molecular explica a lei de Boyle;
2. Um aumento de temperatura a volume constante faz com que a pressão aumente.
Aumento de temperatura -> aumento da energia cinética média das moléculas. Com volume
constante, aumento de temperatura -> mais colisões com as paredes por unidade de tempo.
Além disso, o momento em cada colisão aumenta. Maior número de colisões mais fortes ->
pressão aumenta. A teoria explica esse aumento.
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• De acordo com a teoria cinético-molecular dos gases, a energia cinética média de qualquer
conjunto de moléculas de gás, 1/2m(urms)
2, apresenta um valor específico a uma dada
temperatura. Assim, para dois gases com temperatura igual, um gás constituído por partículas de
pouca massa tem a mesma energia cinética média que um composto por partículas mais maciças.
• Com base nessa equação, veja a
distribuição de velocidades
moleculares de vários gases a 25 °C.
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• A dependência que a massa tem da velocidade molecular gera duas consequências
interessantes:
• A primeira é a efusão, que significa a fuga de moléculas de gás através de um pequeno
orifício.
• A segunda é a difusão, que representa o espalhamento de uma substância por todo um
espaço ou por uma segunda substância.
• Se as taxas de efusão dos dois gases
são r1 e r2 e suas massas molares são
M1 e M2, a lei de Graham determina
que:
uma relação que indica que o gás mais 
leve tem a taxa de efusão mais alta.
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• Em razão das colisões moleculares, a direção do movimento de uma
molécula de gás está em constante mudança. Por isso, a difusão de
uma molécula de um ponto a outro consiste em muitos segmentos
retos e curtos, resultantes das colisões que a lançam em direções
aleatórias.
• A distância média percorrida por uma molécula entre as colisões,
chamada de caminho livre médio da molécula, varia de acordo
com a pressão.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. BROWN, T. E.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9ª edição, Pearson: Prentice-
Hall, New Jersey, 2005.
2. ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª ed,
Porto Alegre: Bookman, 2006
3. BROWN, T. E.; LEWAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C.; WOODWARD, P. Chemistry: The Central
Science, 13th edition, Pearson, New Jersey, 2015.