1. ESTUDO DOS GASES
QUÍMICA GERAL I – PROF. FLORICÉA
ARAÚJO
SEMESTRE 2013.2 – UFRB -
BCET

2. INTRODUÇÃO
Onde encontramos gás?

3. INTRODUÇÃO
 Onde encontramos gás?
 O universo é composto por 99% de gás
hidrogênio;
 A atmosfera é composta por
78% de gás nitrogênio.

4. DEFINIÇÕES
 “Os gases são substâncias fluidas que estão
presentes em grande quantidade na
natureza.” (Internet.)
 “Substância que ocupa de maneira contínua to
do o espaço em que está colocada, por maior
ou menor que seja esse espaço” (Dicionário.)
 “Toda matéria que se encontra numa
temperatura acima do Ponto de Ebulição” (EM)

5. DEFINIÇÃO DE UM GÁS
 “Um gás é um material fluido, com baixa
viscosidade, capaz de ocupar todo o volume
de um recipiente qualquer, exercendo uma
pressão P, a uma dada temperatura T,
podendo ser liquefeito à alteração dos dois
últimos.”
GÁS VAPOR

6. MECÂNICA DOS FLUIDOS
 Tensão de cisalhamento  é uma força de corte,
que tende a deformar o material que sofre a
tensão.
 Viscosidade  bastante relacionado com a
tensão de corte, é a “aderência” interna de
um fluido. Um fluido deforma mais se for
menos viscoso e vice-versa.

7. PROPRIEDADES DOS GASES
  Um gás ocupa todo o volume disponível
em um recipiente, seja ele qualquer.
  A energia cinética
das moléculas ou átomos
é maior neste estado do
que no líquido/sólido.

8. PROPRIEDADES DOS GASES
  Os gases são considerados fluidos;
 Fluidos são substâncias que não suportam a
tensão de cisalhamento.
  Alto teor de compressibilidade e de
elasticidade;
  Constante movimento desordenado e
ininterrupto;
  As partículas chocam-se elasticamente
entre si e nas paredes do recipiente.

9. PROPRIEDADES DOS GASES
 “Se um gás ocupa todo o volume de um
‘recipiente’, porque a atmosfera ainda existe?”

10. VARIÁVEIS DE ESTADO
 PRESSÃO (P) –
Pascal/Atm/mmHg/bar
 VOLUME (V) – m3/L
 TEMPERATURA (T) – K
 Robert Boyle verificou
(experimentalmente) o
comportamento dos
gases, em equilíbrio
termodinâmico, a uma
temperatura constante
(isoterma)
 P.V = k

11. VARIÁVEIS DE ESTADO
 Charles verificou que
um gás, a um dado
volume constante V,
tem pressão e
temperatura atuando
diretamente propor-
cional.
 P/T = k

12. VARIÁVEIS DE ESTADO
 Charles também veri-
ficou que um gás,
atuando à pressão P
constante, varia seu
volume conforme a
temperatura.
 V/T = k

13. SUPERFÍCIE PVT

14. Lei combinada dos gases
 =
 Considerando que um gás possa sofrer
alterações no volume, pressão e temperatura no
mesmo processo.
 Gases fluem de uma área de maior pressão para
uma com menor.

15. DIAGRAMA DE FASES
 Mapa que combina propriedades macro e
microscópicas de um determinado material,
considerando a pressão e temperatura.
Vapor pode ser
liquefeito se +P ou –T;
Gás pode ser
liquefeito se +P e –T.

16. DIAGRAMA DE FASES 2

17. AVOGADRO
 “Volumes iguais de gases diferentes à mesma
temperatura e pressão contêm o mesmo
número de moléculas. – Amedeo Avogadro”

18. LEI DOS GASES IDEAIS

19. DIFERENÇAS
 Gás Ideal é um gás teórico, com todas as propriedades
bem definidas, obedecendo perfeitamente à todas as
leis;
 Gás Perfeito é o mesmo que um gás ideal, já que ele
comporta-se perfeitamente às leis;
 Gás Real, como o nome diz, são os gases propriamente
ditos, comportando-se cada um de maneira específica,
mantendo a variabilidade. Tornando tudo mais
complexo.
GÁS
PERFEITO

20. GASES REAIS
 FATOR DE COMPRESSIBILIDADE (Z);
 EXPERIMENTO JOULE-THOMSON;
 PROPRIEDADES MICROSCÓPICAS;
 EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS;

21. FATOR DE
COMPRESSIBILIDADE
 O fator de compressibilidade (Z) influencia
na fórmula dos gases ideais.
Se PV=nRT, então
PV/nRT = 1.
Z = 1

22. EXPERIMENTO JOULE-
THOMSON
 A energia interna (U) de um gás em expansão
adiabática.
  O gás expande, distância intermolecular
aumenta
  Choques e energia cinética diminuem;
  Gás se resfria.;
  Aumenta energia potencial;

23. Interações Interatômicas
 A energia potencial é alterada devido à
atração ou repulsão dos átomos entre si.
 A atração causa um
decréscimo na energia
potencial do gás, causan-
do uma maior estabilidade.
 A repulsão causa um
aumento na energia poten-
cial do gás, causando uma
menor estabilidade.

24. Interações Interatômicas
 Num gás ideal:
Percurso livre da molécula >> Distância entre elas
 A única contribuição para a energia total é a energia
cinética das moléculas. A potencial é desprezível.

25. CNTP/Condições-Ambientes
 CNTP: Pressão – 1 atm (760 mmHg) / 0° C
(273K)
 Condições-Ambientes: Pressão 1 atm – 25
°C (298K)

26. LEI DE BOYLE (ALTERAÇÕES)

27. EQUAÇÃO DE VAN DER
WAALS
 Verifica-se que quando comprimimos uma mesma
porção de gás, o nº de colisões aumentam; até que em
pressões elevadas, o volume desse gás será afetado
pelo volume do conjunto de moléculas.
 Aplicando uma correção para o volume:
 Videal = Vobservado – b
‘b’ é o termo de correção específico para cada mol de
gás.
O volume se torna maior do que o ‘ideal’.

28. EQUAÇÃO DE VAN DER
WAALS
 Comprimindo mais ainda a mesma porção de gás, as
moléculas são “forçadas” a se aproximar mais,
exercendo algumas forças consideráveis de atração
entre si que influem na força de choque das partículas
contra a parede.
 Aplicando uma correção para a pressão:
 Pideal = Pobservado + a/v2
‘a’ é o termo de correção para interação intermolecular
de cada mol de gás.
A pressão se torna menor que a “ideal”.

29. EQUAÇÃO DE VAN DER
WAALS
 A equação de Van der Waals:

30. DENSIDADES DE UM GÁS
 Densidade Absoluta:
 Densidade Relativa de um gás A ao B:

31. EFUSÃO E DIFUSÃO
 Difusão é o fenômeno em que duas ou mais
substâncias gasosas se misturam
espontaneamente entre si, segundo à
diferença de temperatura.
 Efusão é o processo de passagem de um gás
por pequenos orifícios, por diferença de
pressão.

32. EFUSÃO E DIFUSÃO
 Um gás misturado ao outro reage?
 E se reage, produz precipitado?

33. MISTURAS DE GASES
 Lei de Dalton (Pressões Parciais): Se partículas
de dois gases não se atraem, nem se repelem,
as colisões de cada um não é afetada pelo outro.

34. MISTURAS DE GASES
 Fração molar e pressão parcial: Se a pressão total
de um sistema é a soma das pressões parciais de
cada gás da mistura, suas frações molares (Xn)
serão consideradas.
PA = XA . P

35. Fontes:
 ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
 RUSSEL, J. B. (1994) .Química Geral, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil.
 MARTHA REIS, FONSECA, Completamente Química: Físico-química. São Paulo: FTD,
2001
 BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce
E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005
 FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005.
 PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 4ª
edição, ed moderna, São Paulo, 2006
 USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: Saraiva,
2006. 480 p. YOUNGH;
 INTERNET