1) O documento discute as propriedades dos gases, incluindo o movimento das moléculas, os estados dos gases, unidades de pressão e as leis dos gases ideais. 2) É explicado que a pressão de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais de cada gás. 3) Gases reais interagem mais do que gases ideais devido a forças atraentes e de repulsão entre moléculas, afetando seu comportamento em relação às leis ideais.

1. PROPRIEDADES DOS GASES
O Gás Perfeito
moléculas (ou átomos) em movimentomoléculas (ou átomos) em movimento
• Movimento aumenta com aumento da Temperatura
• Moléculas muito separadas umas das outras
• Trajetórias muito pouco perturbadas por
forças intermoleculares

2. Os estados dos gases
Estado físico : definido por propriedades físicas
Gás puro:
Volume que ocupa, V
Quantidade de substância (número de moles) , n
Pressão, P
Temperatura , T
Se três variáveis especificadas ⇒ quarta variável fixad
Equação de Estado:
P = f ( T, V, n)

3. Unidades de PressãoUnidades de Pressão
Nome Símbolo Valor
pascal 1 Pa 1 N m-3
, 1 kg m-1
s-2
bar 1 bar 105
Pa
atmosfera 1 atm 101 325 Pa
torr 1 Torr (101 325/760) Pa = 133,32... Pa
milímetros de 1 mmHg 133,322...kPa
mercúrio
libra por 1 psi 6,894 757...kPa
polegada
quadrada
Pressão
Força / Área [SI] = Pa

4. Medida de Pressão
P = Pex + ρ g h
Manômetros
(a) Tubo fechado
(b) Tubo aberto

5. As Leis dos Gases
Leis empíricasLeis empíricas
Lei de Boyle
P ∝ 1 / V

6. Lei de Charles, Gay-LussacLei de Charles, Gay-Lussac
(a Pressão Cte) (a Volume Cte)
V = Cte x T P = Cte x T

7. Volume molar: Vm
Vm = V / n
Princípio de Avogadro:
“Volumes iguais de gases, nas mesmas condições
de temperaturas e pressão contêm o mesmo
número de moléculas”
V = constante x n
A constante de proporcionalidade é independente da identidade do gás

8. Lei dos Gases perfeitos ou ideais
P V = n R T
Volume molar Vm
Condições normais ambientes de temperatura e pressão
T = 298,15 K
P = 1 bar (105
Pa)
1
m molL789,24
1
15,298x08314,0
P
RT
V −
===
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP)
T = 0o
C = 273,15 K
P = 1 atm
1
m molL4,22
1
15,273x082,0
P
RT
V −
===

9. Superfície de estado dos gases
Qualquer curva traçada sobre
esta superfície é lugar dos
pontos representativos de
estados de equilíbrio e
representa, por isso, uma
transformação reversível ou
quase estática
Transformações isotérmicas
Transformações isobáricas
Transformações isométricas

10. Misturas de gases
A pressão exercida por uma mistura de gases é a soma das
pressões parciais dos gases que a compõem
Lei de Dalton
∑=
i
iPP PxP ii =
xi = fração molar

11. Representação da Lei de Dalton

12. Gases Reais
Interações entre as moléculas gasosas
Forças de atração Forças de repulsão
Interações de curto
alcanço
distancia inter-molecular
pequena
Pressão alta
Alcanço relativamente
grande
pressões moderadas

13. Gases Reais
Fator de compressibilidade: ZFator de compressibilidade: Z
0
m
m
V
V
perfeitogásumdemolarvolume
gásdomolarvolume
Z ==
RT
PV
Z m
=
como
P
RT
Vo
m =

14. Coeficiente de compressibilidade Z e PressãoCoeficiente de compressibilidade Z e Pressão
Para a temperatura
de Boyle, o gás tem
um comportamento
ideal num intervalo
maior
0
m
m
V
V
perfeitogásumdemolarvolume
gásdomolarvolume
Z ==

15. Exemplos de temperaturas de Boyle
Gás
ar
CO2
He
N2
TB/ K
346,8
714,8
22,6
327,2
TB/ o
C
73,6
441,6
-250
54

16. Gases Reais 2
V
n
a
nbV
nRT
P 





−
−
=
Eq. de van der Waals

17. Gases Reais
Superfícies dos
estados possíveis de
um gás de van der
Waals
2
V
n
a
nbV
nRT
P 





−
−
=

18. CondensaçãoCondensação
A pressão, quando o líquido e o vapor estão presentes em
equilíbrio, é chamada de PRESSÃO DE VAPOR DO LÍQUIDO
na temperatura da experiência
Isotermas do CO2
ABC:
aumento de P a T = cte
Em C :
• deslocamento do pistão sem
aumento de P
• aparecimento de uma gota de
líquido
• equilíbrio líquido, gás
Sistema A comprimido por um pistão
CDE:
quantidade de líquido aumenta