Apost�la Te�rica-Alunos I

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Gases 
Estado Gasoso 
1. Introdução 
A matéria é capaz de existir em três Estados Físicos diferentes: 
 
 
 
O Estado Gasoso tem, historicamente, recebido mais atenção porque fornece uma chave 
para a resolução de vários problemas Físico-Químicos.Os gases são mais simples de 
estudar que sólidos e líquidos porque são naturalmente uniformes no seu 
comportamento. Esta uniformidade é tão grande que é útil imaginar um Modelo de Gás 
Ideal. 
Comparando as propriedades dos gases que realmente existem, Gases Reais, com as 
propriedades previstas para os gases hipotéticos, verifica-se que o comportamento dos 
gases reais se aproxima muito do comportamento ideal, especialmente se a pressão não 
é muito alta e a temperatura é muito baixa. 
Comportamento de um Gás 
Para uma dada amostra de gás constituída por um determinado número de mols de 
moléculas ou átomos, existem três grandezas mensuráveis que são matematicamente 
relacionadas entre si e que caracterizam a amostra gasosa. 
Volume 
 
 
 
 
Temperatura 
 
Unidades utilizadas: graus Celcius (ºC); graus Kelvin (K). 
 
 
 
 
OBS: Existe também a escala Farenhait (°F): 
 
 
. 
- Pressão 
Por definição: 
 
 
. 
 
 
Unidades Utilizadas do Sitema Internacional de Unidades - SI : Pa (Pascal). 
 
 
. 
Unidades utilizadas em Química: atm; mm Hg; torr. 
 
 
. 
A atmosfera é uma mistura de gases que exercem uma pressão sobre a superfície 
terrestre, denominada Pressão Atmosférica (Patm). A Pressão Atmosférica é medida por 
um equipamento chamado Barômetro . 
Um barômetro tradicional pode ser construído enchendo-se um tubo de vidro com 
mercúrio (Hg) e invertendo-o, sem derramar, em um reservatório de mercúrio de forma 
que a extremidade aberta fique submersa: 
LOGO: 
 
 
Que pressões atuam sobre o nível do reservatório, o qual se escolhe como nível de 
referência? 
Fora do tubo: 
 
Dentro do tubo: 
 
 
. 
Quando estas duas pressões opostas são exatamente iguais (Patm = PHg), o mercúrio 
permanece estacionário na coluna. A Pressão Atmosférica está diretamente relacionada 
ao comprimento da coluna de mercúrio (hHg) em um barômetro e, portanto, pode ser 
expressa em unidades de milímetros de mercúrio (mm Hg) que é mais comum que 
centímetros de mercúrio. 
Define-se 1 unidade padrão de pressão, a atmosfera padrão (atm) como a pressão 
que suporta uma coluna de mercúrio de 760 mm, medida a 0 ºC e ao nível do mar. 
Logo: 
 
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr (pois 1 mm Hg = 1 torr) 
. 
Um barômetro similar também poderia ser construído usando água, mas o comprimento 
da coluna de água seria consideravelmente maior que o da coluna de mercúrio, porque a 
pressão atmosférica estaria suportando um líquido menos denso. 
- densidade da água: 1,0 g/mL 
- densidade do mercúrio: 13,6 g/mL 
 
 
. 
A pressão de um gás contido em um recipiente fechado é medida por um equipamento 
chamado Manômetro. 
Um manômetro tradicional consta de um tubo em forma de “U” conectado ao recipiente 
que contém o gás e contendo algum líquido, normalmente mercúrio devido à sua 
elevada densidade. 
Manômetro de Extremidade Aberta: Um braço é conectado ao sistema cuja pressão está 
sendo medida e o outro permanece aberto para a atmosfera. 
Manômetro de Extremidade Fechada: Usado para medir baixas pressões (Pgás << Patm). 
Neste manômetro, o braço do tubo em “U” que não está conectado ao sistema, tem sua 
extremidade fechada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Lei dos Gases 
As primeiras medidas confiáveis das propriedades dos gases foram feitas pelo cientista 
anglo-irlandês Robert Boyle em 1662, quando este estudou o efeito da pressão sobre o 
volume. Um século e meio mais tarde dois cientistas franceses, Jacques Charles e 
Joseph-Louis Gay-Lussac estudaram o efeito da temperatura sobre a pressão e volume 
dos gases. 
Outros cientistas seguiram fazendo novas investigações. Todos estes estudos 
experimentais deram origem às Leis do Gases, as quais são leis empíricas pois foram 
propostas a partir de resultados experimentais. 
 
Lei de Boyle 
Proposta a partir de vários resultados experimentais que relacionam P e V de um gás. 
Para uma amostra gasosa onde: 
 
 
. 
Os gráficos que resultam dessas relações são: 
 
 
O gráfico da relação P.V = constante, é uma curva hiperbólica e para cada valor de 
temperatura existe uma hipérbole. 
Logo, essas curvas são chamadas ISOTERMAS. Cada gás tem um conjunto de 
isotermas. 
 
T1 < T2 < T3 
 
 
 
Chama-se Gás Ideal um gás 
hipotético que obedece a Lei de 
Boyle em todas as condições de T e 
P. 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Se 200 L de um gás a 4 atm são comprimidos para 50 L, sua nova pressão 
será: 
 
 
 
 
 
 
 
Lei de Charles 
Proposta a partir de vários resultados experimentais que relacionam V e T de um gás. 
Para uma amostra gasosa onde: 
 
 
. 
O gráfico que resulta desta relação matemática é: 
 
Com este gráfico, temos que, à pressão constante, o gás expande quando aquecido. 
 
O gráfico da relação V/T = constante, é uma reta e para cada valor de pressão existe 
uma reta. Logo, essas retas são chamadas ISÓBARAS. Cada gás tem um conjunto de 
isóbaras. 
 
• Reta Cheia (—): Dados experimentais ( T > T
 liquefação) 
• Reta Pontilhada (---): Extrapolações 
 
Todos os gases reais se condensam quando são resfriados a uma temperatura 
suficientemente baixa. 
As linhas cheias representam dados experimentais para T > Tliquefação. 
Todas as porções pontilhadas (extrapolações) interceptam as abcissas a uma T = -273,15 
ºC, a qual corresponde a V = 0. 
Como volume não pode ser negativo, esta temperatura deve ser amais baixa possível e é 
o valor que corresponde a T = 0 na escala Kelvin. 
 
OBSERVAÇÕES: 
1º) Se a Lei de Charles fosse obedecida rigorosamente, os gases não condensariam 
quando resfriados. A condensação é um desvio do comportamento ideal. 
2º) Todos os gases comportam-se cada vez menos idealmente à medida que se 
aproximam de sua temperatura de liquefação. 
 
A Lei de Charles tem sua maior aplicação na comparação de V e T em dois conjuntos 
de condições. Uma vez que V/T é constante para uma amostra de gás a P e n constante, 
se obtém: 
 
 
 
 
Exemplo: Se 20 L de um gás a 100 K são aquecidos a 300 K, seu volume final será: 
 
 
 
 
 
 
Lei de Gay-Lussac 
Proposta a partir de vários resultados experimentais que relacionam P e T de um gás. 
Para uma amostra gasosa onde: 
 
 
. 
O gráfico que resulta desta relação matemática é: 
 
 
 
Quando aquecido, para não expandir (ou seja, permanecer com volume constante) o gás 
precisa estar submetido a uma pressão maior. 
. 
Analogamente ao que já foi visto, a grande utilidade da Lei de Gay-Lussac está na 
comparação de dados P/T em condições diferentes, pois a V e n constante se obtém: 
 
 
. 
 
OBS: As Leis de Charles e a Lei de Gay-Lussac às vezes são tratadas em conjunto 
como Leis de Charles/Gay-Lussac. 
Gases Ideais 
As Leis de Boyle, de Charles, de Gay-Lussac e o Princípio de Avogadro são enunciados 
de proporcionalidade obtidos experimentalmente que descrevem os Gases Ideais. 
Pode-se resumi-los como: 
 
 
. 
 
Combinando-se as três proporcionalidades, se obtém: 
 
 
. 
 
Reescrevendo a proporcionalidade como igualdade, introduz-se uma constante R: 
 
 
. 
 
Esta relação é mais conhecida com a forma: 
 
 
. 
 
Esta expressão
é conhecida como Equação de Estado dos Gases Ideais, e R é a 
Constante Universal dos Gases. 
 
Desta expressão : 
 
 
 
Então para n = constante, se obtém: 
 
 
. 
 
Exemplo: Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 torr a 35 ºC. Qual 
o seu volume nas CNTP? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 OBSERVAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicação da Equação de Estado dos Gases Ideais 
Exemplo 1: Um estudante coletou gás natural de uma tubulação de gás de laboratório a 
25 ºC em um frasco de 250mL até que a pressão do gás fosse 550 torr. Determinou 
então que a amostra pesava 0,1184 gramas. A partir destes dados calculou a massa 
molar do gás. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo 2: O composto orgânico volátil geraniol,um componente do óleo de rosas, é 
usado em perfumaria. A densidade do vapor a 260 ºC é 0,480 g/L quando a pressão é 
103 torr. A massa molar do geraniol pode ser calculada a partir desses dados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo 3: Uma mistura de N2 e O2 tem volume de 100 mL a uma temperatura de 50 
ºC e uma pressão de 800 torr. A mistura foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60 
ºC e 400 torr a X mL de N2 a 40 ºC e 400 torr. Qual é o volume X?