1. O documento discute as propriedades e leis dos gases ideais e reais. 2. Inclui definições de gases ideais e reais, leis dos gases ideais, misturas de gases, fator de compressibilidade e equações de estado para gases reais. 3. Fornece exemplos para ilustrar conceitos-chave sobre as propriedades e comportamento dos diferentes tipos de gases.

1. GASES
GOVERNO DO ESTADO DO CEARÁ
SECRETARIA DA CIÊNCIA TECNOLOGIA E EDUCAÇÃO SUPERIOR
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ – UECE
FACULDADE DE FILOSOFIA DOM AURELIANO MATOS - FAFIDAM
Prof.Dr.Emmanuel Marinho

2. 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

3. 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

4. 4
Estado Físico de uma amostra de uma substância define-se por suas
propriedade físicas.
Duas amostras de uma substâncias que têm as mesmas propriedades
físicas estão no MESMO ESTADO.
Como se define o estado de um gás puro?
 Pelos valores do volume que ocupa, V,
 Quantidade de substância (número de moles), n
 Temperatura, T
 Pressão, P
Os Estados dos gases

5. 5
Experimentalmente observou-se que basta especificar três destas variáveis
para que a quarta seja fixada. Cada gás é descrito por uma EQUAÇÃO DE
ESTADO que estabelece uma relação bem determinada entre estas 4
variáveis.
Forma geral de uma equação de estado p = f (T,V, n)
Exemplo importante de uma equação de estado é a do gás
perfeito
Onde R é uma constante

6. Pressão é a força F agindo sobre uma área A.
Os gases exercem pressão na superfície em que
estão em contato.
6
Pressão

7. 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
gh
P
P 

 0

8. 8
Dois gases num recipiente, separados por uma parede móvel
O gás com a pressão mais alta tende a
comprimir (reduzir o volume do gás) o gás
com a pressão mais baixa.
A pressão do gás que tem maior pressão
diminui à medida que ele se expande e a
do outro gás aumenta à medida que ele é
comprimido.

9. 9
Dois gases num recipiente, separados por uma parede móvel
A pressão de um gás é uma indicação da
condição dele estar em equilíbrio
mecânico com outro gás, no mesmo
recipiente, separado do primeiro por uma
parede móvel.
Equilíbrio mecânico entre os dois
gases = os dois gases atingem um
estado em que as duas pressões
são iguais e não há mais
tendências da parede (pistão) se
deslocar

10. 10
E como se mede a pressão de uma amostra de gás no interior de um vaso?

11. 11
Temperatura
A mudança de estado pode ser interpretada
como o resultado do FLUXO DE ENERGIA, na
forma de CALOR, de um corpo para o outro
TEMPERATURA, T, é uma propriedade que
descreve o fluxo de energia.
Energia fluirá entre dois objetos em contato,
resultando em mudança de estado desses dois
objetos
FRONTEIRAS QUE PODEM SEPARAR DOIS CORPOS
é :
DIATÉRMICA = quando se observa uma mudança de
estado em dois corpos a diferentes temperaturas postos
em contato (a palavra diatérmica vem do grego,
indicando permeável ao calor) (ex. vaso de metal)
ADIABÁTICA = quando não há mudança de estado no
contato de dois corpos a diferentes temperaturas (ex.
isopor)

12. 12
Temperatura – Equilíbrio Térmico
.
EQUILIBRIO TÉRMICO é atingido
quando não há qualquer mudança de
estado nos dois corpos A e B em contato
através de uma fronteira diatérmica. A:
Bloco de ferro
B: Bloco de cobre
C: frasco com água
Lei zero da termodinámica: Se A está em
equilíbrio térmico com B e se B está em
equilíbrio térmico com C, então C também
está em equilíbrio térmico com A.
A temperatura é a propriedade que indica
se dois corpos estariam em EQUILÍBRIO
TÉRMICO se eles fossem postos em
contato através de uma fronteira
diatérmica

13. Gases Ideais (definição)
13

14. 14

15. 15

16. 16

17. 17

18. 18

19. Leis dos Gases
19

20. 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.
20

21. Lei de Boyle
21

22. 22
Boyle & Hooke
pV = k a T constante

23. A experiência de Boyle
•Condições isotérmicas
PV= constante, ou seja
P  V-1
P1V1 = P2V2
23

24. 24
Isotermas p vs. V
A seguir temos um gráfico que descreve a Lei de Boyle. Cada temperatura do gráfico
corresponde a uma temperatura fixa e é chamada de ISOTERMA. De acordo com a lei
de Boyle, as isotermas dos gases são hipérboles.
Dependência entre a pressão e o volume de uma quantidade fixa de gás perfeito, em
temperaturas diferentes. Cada curva é uma hipérbole (pV=constante) e é chamada
isoterma.
Para plots
de p vs.
1/V, as
isotermas
São
lineares

25. Lei de Boyle
• Temperatura constante;
• O volume de certa massa de gás perfeito é
inversamente proporcional à pressão
suportada.
P . V = K (constante)
25

26. 26
Racionalizando a Lei de Boyle

27. Lei de Charles
27

28. 28
Efeito da mudança de temperatura
O volume de qualquer amostra de gás seria nulo em θ=-273,15°C. A pressão de um
gás tende a zero quando a sua temperatura tende a zero. Gráficos do volume e
pressão em função da temperatura, a P e V constantes, respectivamente, estão
mostrados a seguir
Linhas de
pressão
constante são
conhecidas
como
isóbaras.
Observe como
um V
infinitamente
pequeno
implica numa
temperatura
próxima de -
273°C

29. 29
Linhas de volume
constantes são
conhecidas como
isocóras.
A pressão vai a zero
quando T se aproxima
de zero absoluto (ou
seja, sem movimento
molecular)

30. Racionalizando a Lei de Charles
30

31. Experiencia de Charles e Gay Lussac
•Condições isobáricas e isocóricas
V  T
2
2
1
1
2
2
1
1
T
V
T
V
T
P
T
P


31

32. Lei de Charles
• Pressão constante;
• O volume é diretamente proporcional à
temperatura absoluta do gás.
V / T = K (constante)
32

33. Princípio de Avogadro
33

34. Experiencia de Charles e Gay Lussac
•Condições isobáricas e isocóricas
V  T
2
2
1
1
2
2
1
1
T
V
T
V
T
P
T
P


34

35. 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)

36. 36
A equação de estado dos gases
perfeitos
(pv=nRT) pode ser representada
por uma superficie tridimencional
dos possíveis estados. Esta
superficie mostra os únicos estados
possíveis para um gás perfeito: este
gás não pode existir em estados que
não correspondam aos pontos da
superfície
Para uma quantidade
fixa de gás (n,
constante) tem-se uma
superficie gráfica para
as propriedades de um
gás
Superfícies dos estados

37. Equação dos Gases Ideais
P  V = n  R  T
V – volume
P – pressão
n – quantidade (mols)
R – constante
T – temperatura (K)
37

38. Densidade dos Gases
RT
M
m
PV 






nRT
PV 
 
  V
m
RT
PM
  
 
RT
PM
d 
38

39. 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
39

40. 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.








n
i
i
P
P
1
2
1
t
t
i
i
t
i
t
i
i
....
P
P
P
x
P
)
(P
total
pressão
)
(P
parcial
pressão
n
n
x
:
molar
Fração

41. Fração molar
Pressão total

42. 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
Fração molar de B, xB
Pressão
parcial
de A:
pA = xAp
Pressão
parcial
de B:
pB = xBp

43. Exercícios
43

44. 44

45. 45

49. GASES REAIS
(NÃO IDEAIS)
49

50. 50

51. 51

52. 52

53. repulsivas
atração
INTERAÇÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
53

54. 54

55. 55

56. 56

57. 57

58. 58

59. 59

60. 60

61. FATOR DE
COMPRESSIBILIDADE (Z)
61

62. 62

63. reais
63

64. 64

65. 65

66. 66

67. 67

68. 68

69. 69

70. EXEMPLOS
70

71. 71

72. 72

73. 73

74. 74

75. 75

76. EQUAÇÕES DE ESTADO
PARA GASES REAIS
76

77. 77

78. 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.
78