gases

1. Gases
Prof. Dr. Felipe Thomaz Aquino
2022

3. Gases

4. • Os gases são altamente compressíveis e ocupam o volume
total de seus recipientes
• Quando um gás é submetido à pressão, seu volume diminui
• Os gases sempre formam misturas homogêneas com outros
gases
• Os gases ocupam somente cerca de 0,1 % do volume de
seus recipientes
Gases

5. Gases
- Gases Nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe
- Não metais: Cl2, F2, N2, O2, H2

6. Pressão
𝐹 = 𝑚 . 𝑎
𝑃 =
𝐹
𝐴
m= 10.000 kg
a= 9,8 m/s2
𝑭 = 𝟏 𝒙𝟏𝟎𝟓𝑵
𝑃 =
1 𝑥105
𝑁
1 𝑚2
= 1𝑥105
𝑁
𝑚2
= 𝑃𝑎
Blaise Pascal
(1623-1662)
Unidades: 1 Pa= 1 N/m2
1 bar= 105 Pa
1 psi= per square inch (psi, lbs/in2)

7. Pressão
- Quanto maior a altitude, menor a Patm
- P atmosférica padrão é igual a 760
mm Hg (nível do mar)
Unidades:
760 mm Hg= 1,01325  105 Pa = 101,325 kPa (SI)
760 mm Hg = 760 torr= 1 atm
760 mm Hg = 1 bar
Evangelista Torricelli
(1608-1647)

8. Gases - 4 variáveis: T, V, P e n
Leis dos gases
𝑉 =
1
𝑃
𝑜𝑢 𝑃𝑉 = 𝑐𝑡𝑒
Relação V e P = T cte
Robert Boyle
(1627-1691)
Lei de Boyle

9. Lei de Boyle

10. Relação direta = hipérbole Relação inversa = reta
Lei de Boyle

11. Jacques Alexandre César Charles
(1627-1691)
- Usou os princípios da Lei de Boyle (100 anos antes)
H2SO4 (aq) + Fe (s) (sucata) → H2 (g)
𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x T ou
𝑉
𝑇
= 𝑐𝑡𝑒
Relação V e T = P cte
Lei de Gay-Lussac

12. William Thomson (Lorde Kelvin)
(1824-1907)
𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x T (K)
0 K = -273,15C
Lei de Boyle

13. Lei de Gay-Lussac
Joseph Louis Gay-Lussac
(1778-1850)
Lei da combinação dos volumes
“A uma determinada temperatura e pressão, os
volumes dos gases que reagem são proporções
de números inteiros pequenos”

14. Amedeo Avogadro
(1776-1856)
“Volumes iguais de diferentes gases sob condições
iguais de temperatura e pressão contém o mesmo
número de moléculas”
Hipótese de Avogadro
Mesmas condições de
V, P e T
Lei de Avogadro

15. “A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada temperatura e
pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás”
Lei de Avogadro
𝑉 = 𝑐𝑡𝑒 x n ou
𝑉
𝑛
= 𝑐𝑡𝑒
Relação V e n = P e T cte
Lei de Avogadro

16. • Lei de Boyle:
• Lei de Charles:
• Lei de Avogadro:
𝑉 ∝
1
𝑃
𝑉 ∝ 𝑇
𝑉 ∝ 𝑛
T e n constantes
P e n constantes
P e T constantes
𝑉 ∝
𝑛𝑇
𝑃
𝑉 ∝
𝑛𝑇
𝑃
𝑉 = 𝑅
𝑛𝑇
𝑃
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
R= constante universal dos gases
Equação do gás ideal

17. Unidades Valor númerico
L.atm/mol.K 0,08206
J/mol.K 8,314
cal/mol.K 1,987
m3.PA/mol.K 8,314
L.torr/mol.K 62,36

18. • Gás ideal ≠ gás real
Gás ideal:
- Não há interação entre as suas moléculas
- Volume das moléculas é desprezível em relação ao volume total do gás
Volume de um gás na CNTP: condições normais de T e pressão ou TPP:
T e P padrões
T é sempre em Kelvin!
T (K)= T (°C) + 273,15
T = 0°C, P= 1 atm
Equação do gás ideal

20. Carbonato de cálcio, CaCO3, o principal componente do calcário se decompõe em CaO (s) e
CO2 (g) sob aquecimento. Suponha que uma amostra de CaCO3 é decomposta e o CO2 é
coletado em um recipiente de 250 ml. Depois que a decomposição se completa, a pressão
é de 1,3 atm à temperatura de 31 °C. Quantos mols de CO2 foram obtidos?
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑛 =
1,3𝑎𝑡𝑚. 0,250𝐿
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K. 304𝐾
V = 250 ml
P = 1,3 atm
T = 31 °C
n = ?
𝑅 = 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K
T = 304 K
V = 0,250 L
n=0,013 mols de CO2

21. Um balão da Goodyear ® contém 5,74 x 106 L de Hélio à 25°C e 1 atm. Qual a massa em
gramas de Hélio no interior do balão?
V = 5,74 x 106 L
P = 1,00 atm
T = 25 °C/298K
m = ?
𝑅 = 0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K
n = m/massa molar (He=4,00g)
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑛 =
1,00 𝑎𝑡𝑚. 5,74 x 106𝐿
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K. 298𝐾
n=2,34726 x 105 mols de He
m=9,3891 x 105 g de He
m=0,93891 ton de He

22. Lei das pressões parciais
John Dalton
(1766-1844)
“A pressão total de uma mistura gasosa é igual a soma
das pressões parciais exercidas por seus componentes”
𝑃𝑇 = 𝑃1 + 𝑃2 + 𝑃3 + … . +𝑃𝑛
𝑃1 = 𝑛1
𝑅𝑇
𝑉
𝑃2 = 𝑛2
𝑅𝑇
𝑉
…
𝑃𝑇 = (𝑛1+𝑛2 + 𝑛3 + ⋯ )
𝑅𝑇
𝑉
= 𝑛𝑇
𝑅𝑇
𝑉

23. Uma mistura de 6,00 g de O2 (g) e 9,00 g de CH4 (g) é colocada em um recipiente de
15 L à 0°C. Qual a pressão parcial de cada gás e a pressão total?
𝑃𝑂2
= 𝑛𝑂2
𝑅𝑇
𝑉
1 mol de O2 ----- 32 g
x ----- 6 g
x= 0,188 mols de O2
𝑃𝑂2
= 0,188 𝑚𝑜𝑙𝑠
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾
15𝐿
= 0,281 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝐶𝐻4
= 𝑛𝐶𝐻4
𝑅𝑇
𝑉
1 mol de CH4 ----- 16,042 g
x ----- 9 g
x= 0,561 mols de CH4
𝑃𝐶𝐻4
= 0,561 𝑚𝑜𝑙𝑠
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾
15𝐿
= 0,838 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑇 = 𝑃𝑂2
+𝑃𝐶𝐻4
= 0,281 𝑎𝑡𝑚 + 0,838 𝑎𝑡𝑚 = 1,122 𝑎𝑡𝑚

24. Um cilindro de 15,0 L contém 4,0 g de hidrogênio (H2) e 28 g de nitrogênio (N2). Se a
temperatura do recipiente é 27°C, qual a pressão total da mistura?
𝑃𝐻2
= 𝑛𝐻2
𝑅𝑇
𝑉
1 mol de H2 ----- 2,016 g
x ----- 4 g
x= 1,984 mols de H2
𝑃𝐻2
= 01,984 𝑚𝑜𝑙𝑠
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾
15𝐿
= 3,26 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑁2
= 𝑛𝑁2
𝑅𝑇
𝑉
1 mol de N2 ----- 28,02 g
x ----- 28 g
x= 1 mol de N2
𝑃𝑁4
= 1 𝑚𝑜𝑙𝑠
0,08206 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/mol.K . 273,15𝐾
15𝐿
= 1,64 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑇 = 𝑃𝐻2
+𝑃𝑁2
= 3,26 𝑎𝑡𝑚 + 1,64 𝑎𝑡𝑚 = 4,90 𝑎𝑡𝑚

25. Teoria cinético-molecular
- Explica o comportamento dos gases
- Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento
aleatório constante (gases nobres átomos Ar, Xe, etc.)
- O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume do
recipiente
- As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são
insignificantes
- A energia pode ser transferida entre as moléculas, mas a energia cinética
média é constante à temperatura constante
- A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura

26. Teoria cinético-molecular
- A pressão é explicada pelas colisões das
moléculas contra as paredes
- A magnitude da pressão é explicada pela
frequência das colisões
- A temperatura é a medida da energia cinética
média das moléculas de um gás
• Lei de Boyle: ↑ 𝑉 ∝
1
↓ 𝑃
- T constante, menor n° de colisões
• ↑T, V cte, ↑P - aumenta a frequência de colisões, o que leva a um
aumento da pressão

27. Gases reais
- As moléculas de gases reais se atraem e tem volumes significativos
Baixa pressão Alta pressão
- Alta pressão as moléculas estão mais próximas:
- Aumento das forças intermoleculares
- Volume significativo em relação ao total

28. À medida que a temperatura aumenta, as
moléculas de gás tem maior energia
cinética e menor interação
Altas temperaturas levam a um aumento
da energia disponível para a quebra das
forças intermoleculares.
Gases reais

29. Johannes Diderik van der Waals
(1837-1923)
2
2
V
a
n
nb
V
nRT
P −
−
=
Introdução de dois termos na equação dos gases ideais:
a – correção da força de atração
b – correção do volume ocupado pelas moléculas
- Moléculas maiores (maior n) levam a um aumento das forças intermoleculares
- Moléculas maiores (maior V) levam a um aumento das forças intermoleculares
Equação de van der Waals