1) O documento discute as propriedades dos gases, incluindo pressão, volume e temperatura. 2) Apresenta as leis de Boyle, Charles e Avogadro, que descrevem a relação entre pressão, volume e temperatura para gases ideais. 3) Discutem exemplos ilustrando como aplicar estas leis para calcular valores de pressão, volume e temperatura para diferentes gases.

1. Química Geral II
Gases
Professora: Paulize Honorato Ramos
2013
1

2. As propriedades dos gases
Pressão
A pressão P, de um gás é a força, F, exercida pelo gás,
dividida pela área, A, sobre a qual a força se aplica.
2
𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 =
𝐹𝑜𝑟ç𝑎
Á𝑟𝑒𝑎
𝑃 =
𝐹
𝐴
ou

3. 3
 O barômetro é um instrumento utilizado para medir
a pressão atmosférica.
Barômetro de Torricelli
Ao nível do mar, o mercúrio em um barômetro subirá
aproximadamente 760 mm Hg da superfície do prato.

4. 4
 A pressão é relatada em unidades de milímetros de
mercúrio (mm Hg)
1 atmosfera padrão (atm) = 1 atm = 760 mm Hg
 A unidade de pressão do SI é o Pascal (Pa)
1 Pascal (Pa) = 1 newton/metro2
 O Pascal pode ser relacionado com unidades
alternativas de pressão
1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 1,013 bar
1 bar = 1 x 105 Pa = 0,9872 atm

5. 5
Nome Símbolo Valor
pascal 1 Pa 1 N.m-2, 1 Kg m-1 s-1
bar 1 bar 105 Pa
atmosfera 1 atm 101325 Pa
torr 1 torr 133,32 Pa
milímetro de Hg 1 mmHg 133,32 Pa
libra por polegada
quadrada
1 psi 6,849757 Pa
Unidades de pressão

6. 6
Medição de pressão dos gases
As pressões de gases não abertos para atmosfera são
medidas em manômetros.
Um manômetro consiste de um bulbo de gás preso a um
tubo em forma de U contendo Hg.

7. 7
Exemplos
1. Converta uma pressão de 635 mm Hg em seu valor
correspondente em: atm, bar e kPa. (0,835 atm, 0,843 bar e 84,3
kPa)
2. A pressão num exterior de um avião a jato voando a grande
altitude é consideravelmente mais baixa que a pressão
atmosférica padrão. O ar dentro da cabine tem de ser
pressurizado para proteger os passageiros. Qual a pressão na
cabine em atmosferas se a leitura do barômetro for de 688
mmHg? (0,905 atm)
3. Suponha que você foi abandonado em uma ilha tropical e teve
de fazer um barômetro primitivo usando água do mar (d= 1,10 g
cm-3). Que altura alcançaria a água em seu barômetro se a
pressão atmosférica fizesse um barômetro alcançar 73,5 cm? A
densidade do mercúrio é 13,6 g cm-3. (909 cm)

8. 8
Lei dos Gases
Lei de Boyle
Ao estudar a compressibilidade dos gases Robert Boyle
observou que o volume de uma quantidade fixa de gás a
uma dada temperatura é inversamente proporcional à
pressão exercida pelo gás.

9. 9
Lei de Boyle: a temperatura constante, o volume de uma
amostra de gás é inversamente proporcional a pressão.
𝑉 ∝
1
𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜
quando n e T são constantes
𝑉 ∝
1
𝑃
𝑃 ∝
1
𝑉
ou
Para uma determinada quantia de gás (n) a uma
temperatura fixa (T), o volume do gás diminui se a pressão
aumenta. Por outro lado, se a pressão diminui o volume do
gás aumenta.

10. 10
𝑃 =
𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑉
logo
PV = constante (quando n e T são constantes)
O produto entre pressão e o volume de uma amostra de
um gás é constante a uma determinada temperatura.
 A razão de a lei de Boyle se aplica a todos os gases
independentemente das respectivas identidades químicas
(desde que a pressão esteja baixa) é que em pressões baixas
as moléculas estão muito afastadas umas das outras e, em
média, uma não exerce influência sobre outra; as
respectivas trajetórias são independentes.
𝑃1 𝑉1 = 𝑃2 𝑉2

11. 11
Lei de Boyle: Gráfico da relação do volume com a pressão

12. 12
Exemplos
4. Uma amostra de nitrogênio gasoso em um air bag de 65,0
L tem uma pressão de 754 mm Hg. Se essa amostra for
transferida para um air bag de 25,0 L à mesma
temperatura, qual será a pressão do gás no novo air bag?
(1960,4 mmHg)
5. Uma amostra de gás que está no cilindro de uma máquina
de teste ocupa o volume de 60 cm3 sob 1 atm. Ela sofre
compressão isotérmica até 3,2 atm sob o efeito de um
pistão. Qual é o volume final da amostra? (18,75 cm3)

13. 13
Lei de Charles
 O volume de uma quantidade fixa de gás sob pressão
constante varia linearmente com a temperatura.
Jacques Charles foi inspirado pelos problemas
associados a nova tecnologia dos balões; Sabemos que
balões de ar quente expandem quando são aquecidos

14. 14
Lei de Charles
 Dados obtidos de medidas semelhantes em diferentes
gases e a diferentes pressões, colocadas em um gráfico,
pode-se dizer que as linhas retas se interceptam no mesmo
ponto quando são extrapoladas. O ponto corresponde ao
volume zero e a temperatura – 273,15ºC (0K)

15. 15
Quando temperaturas em Kelvin são usadas com medidas
do volume, a relação volume – temperatura é:
V = Constante x T ( P constante)
A lei de Charles afirma que, se uma determinada
quantidade de gás é mantida a pressão constante, seu
volume é diretamente proporcional a temperatura Kelvin
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
𝑉
𝑇
= 𝑘2

16. 16
A lei de Charles, expressa de outra forma, mostra que,
para certa quantidade de gás, ocupando determinado
volume, a pressão do gás é proporcional a temperatura.
P = Constante x T ( V constante)
𝑃
𝑇
= 𝐾3
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2

17. 17
Exemplos
6. Suponha que você tenha uma amostra de CO2 em uma
seringa selada. O volume de gás é 15,0 mL à
temperatura ambiente (25ºC). Qual será o volume final
de gás se você segurar a seringa em sua mão,
aumentando a temperatura para 47ºC? (28,2 mL)
7. Um balão é inflado com hélio até um volume de 48 L a
temperatura ambiente (20ºC). Se o balão for resfriado
até -10ºC, qual será o volume do balão? Suponha que a
pressão não varie. (43, 08 L)

18. 18
Princípio de Avogadro
 O volume de molar, Vm, de uma substância é o volume
ocupado por um mol de moléculas.
Princípio de Avogadro: nas mesmas condições de
temperatura e pressão, um determinado número de
moléculas de gás ocupa o mesmo volume,
independentemente de sua identidade química.
𝑉𝑚 =
𝑉
𝑛

19. 19
Princípio de Avogadro
Um mol de qualquer gás irá ocupar sempre o mesmo
volume nas mesma T e P;
A lei de Avogadro: o volume de gás a uma dada
temperatura e pressão é diretamente proporcional à
quantidade de matéria do gás.
V = constante x n

20. 20
Exemplo
8. Uma balão atmosférico de hélio foi enchido em -20ºC com
1,2 x 103 mol de hélio até completar o volume de 2,5 x
104 L. Qual o volume molar hélio em – 20ºC? (20,8
L/mol)
9. A amônia pode ser preparada diretamente a partir das
substâncias simples:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Se você partir de 15,0L de H2(g), que volume de N2(g) é necessário
para completar a reação (ambos os gases estando na mesma T e
P)? Qual é o rendimento teórico de NH3, em litros, sob essas
condições? (5,0 e 10 L)

21. 21
Lei dos Gases Ideais
Lei de Boyle Lei de Charles Princípio de
Avogadro
V ∝ (1/P) V ∝ T V ∝ n
(n, T constantes) (n, P constantes) (P, T constantes)
Se combinarmos as 3 leis teremos:
PV = constante1
V = constante2 x T PV = constante x nT
V = constante3 x n

22. 22
Quando a constante de proporcionalidade das leis é escrita
por R (constate das gases) essa expressão é conhecida como
a lei dos gases ideais.
PV = nRT
 A constante R tem o mesmo valor para todos os gases.
A equação dos gases ideais é uma equação de estado
aproximada para qualquer gás e fica cada vez mais exata à
medida que a pressão tende a zero.
Um gás que obedece a equação (PV = nRT), exatamente,
em quaisquer condições, é um gás ideal.
As moléculas de um gás ideal não se atraem e nem se
repelem e o seu volume é desprezível, comparado com o
volume do recipiente.

23. 23

24. 24
Exemplos
10. O balão usado por Jacques Charles em seu voo histórico
em 1783 foi preenchido com aproximadamente 1,3 mol de
H2. Se a temperatura do gás fosse 23ºC, e sua pressão 750
mm Hg, qual seria o volume do balão? (31,97 L)
11. O hexafluoreto de enxofre (SF6) é um gás incolor,
inodoro e pouco reativo. Calcule a pressão (em atm) exercida
por 1,82 mol do gás em um recipiente de aço de volume igual
a 5,43 L a 45ºC. (8,74 atm)

25. 25
A lei dos gases combinada é uma consequência direta da lei
dos gases.
𝑃1 𝑉1
𝑛1 𝑇1
=
𝑃2 𝑉2
𝑛2 𝑇2
A lei dos gases ideais pode ser usada para predizer o
volume molar de um gás ideal sob quaisquer condições de
temperatura e pressão.
𝑉𝑚 =
𝑉
𝑛
=
𝑛𝑅𝑇
𝑃
𝑛
=
𝑅𝑇
𝑃

26. 26
Em condições normais de temperatura e pressão (CNTP),
isto é, 25ºC (298,15 K) e 1 bar o volume molar de um gás
ideal é 24,79 L mol-1.
Nas condições de temperatura e pressões padrões (STP),
isto é, 0ºC e 1 atm o volume molar de um gás ideal é 22,41 L
mol-1.
Volume Molar de um gás ideal
Temperatura Pressão Volume molar (L.mol-1)
0 K 0 0
0ºC 1 atm 22,4141
0ºC 1 bar 22,7111
25ºC 1 atm 24,4655
25ºC 1 bar 24,7897

27. 27
Exemplos
12. Uma quantidade de ar cujo volume é 1,0 x 103 L em 20ºC
e 1 atm se eleva em um dos lados de uma montanha. No alto
a pressão é 0,750 atm e o ar se esfria até -10ºC. Qual o
volume dessa quantidade de ar nesse ponto. (3,5 x 105 L)
13. Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a
500K num vaso de volume constante. Se o gás entra no vaso
a 100 atm e 300 K, qual a sua pressão na temperatura de
trabalho, se o seu comportamento fosse de um gás ideal?
(167 atm)

28. 28
Densidade dos gases
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =
𝑛
𝑉
Para um gás ideal (PV = nRT)
𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑒
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑙𝑜𝑔𝑜
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑆𝑒 𝑑 =
𝑚
𝑉
Como massa da amostra é m = nM e 𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑒
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑙𝑜𝑔𝑜

29. 29
Densidade dos gases
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =
𝑛
𝑉
Para um gás ideal (PV = nRT)
𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑒
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑙𝑜𝑔𝑜
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑆𝑒 𝑑 =
𝑚
𝑉
Como massa da amostra é m = nM e 𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑒
𝑛
𝑉
=
𝑃
𝑅𝑇
𝑙𝑜𝑔𝑜

30. 30
Substituindo
𝑑 =
𝑚
𝑉
=
𝑛𝑀
𝑉
=
𝑃𝑉
𝑅𝑇 . 𝑀
𝑉
𝑑 =
𝑃𝑀
𝑅𝑇
A densidade de um gás é diretamente proporcional à
pressão e a massa molar é inversamente proporcional à
temperatura.
As concentrações molares e as densidades dos gases
aumentam quando eles são comprimidos, mas diminuem
quando eles são aquecidos.

31. 31
Exemplos
14. Calcule a densidade do CO2 nas CNTP. O CO2 é mais ou
menos denso do que o ar (1,2 g/L)? (1,96 g/L)
15. O óleo obtido das folhas de eucalipto contém o composto
orgânico volátil eucaliptol. À 190ºC e 60 Torr, uma amostra
do vapor de eucaliptol tem densidade 0,320 g/L. Calcule a
massa molar do eucaliptol. (151,86 g/mol)

32. 32
A lei dos gases e as reações químicas
As vezes é preciso calcular o volume de gás consumido ou
produzido em uma reação, e para isso, temos que combinar
os cálculos de mol a mol vistos em estequiometria
Estequiometria
Massa
de A
Mols
de A
Mols
de B
Volume
de B
Massa molar
de A
Volume molar

33. 33
Exemplos
16. O dióxido de carbono gerado pelos tripulantes na atmosfera
artificial de submarinos e espaçonaves deve ser removido do ar e
o oxigênio recuperado. Grupos de projetistas de submarinos
investigaram o uso do superóxido de potássio, KO2, como
purificador de ar, porque esse composto reage com o dióxido de
carbono e libera oxigênio. Calcule a massa de KO2 que reage com
50L de dióxido de carbono em 25ºC e 1,0 atm. (290,4 g)
4KO2(s) + 2CO2(g) → 2K2CO3(s) + 3O2(g)

34. 34
17. Pede-se que você projete um air bag para um carro. Você sabe
que o air bag deve ser preenchido com gás com uma pressão mais
alta do que a pressão atmosférica de 829 mm Hg, a uma
temperatura de 22ºC. O air bag tem volume de 45,5 L. Que
quantidade de azida de sódio, NaN3, deve ser usada para gerar a
quantidade requerida de gás? (88,4 g)
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g)
18. Calcule o volume de dióxido de carbono, ajustado para 25ºC e
1 atm, que as plantas utilizam para produzir 1,0 g de glicose
C6H12O6, por fotossíntese na reação (0,73 L)
6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(s) + 6 O2(g)

35. 35
Mistura de gases e pressões parciais
Em pressões baixas, todos os gases respondem da mesma
maneira a mudanças de pressão, volume e temperatura.
Uma mistura de gases que não reagem entre si comporta-
se como um gás simples.
Lei de Dalton das pressões parciais
A pressão total de uma mistura de gases é a soma das
pressões parciais de seus componentes.
Ptotal = P1 + P2 + P3 + ...
Essa lei só é exata para gases de comportamento ideal,
mas é uma boa aproximação para quase todos os gases, sob
condições normais.

36. 36
 Considere duas substâncias gasosas A e B
Fração molar: é definida como o número de mols de
determinada substância em uma mistura dividido pelo
número de mols total de todas as substâncias presentes.
𝑃𝐴 =
𝑛 𝐴 𝑅𝑇
𝑉
𝑃𝐵 =
𝑛 𝐵 𝑅𝑇
𝑉
𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑅𝑇
𝑉
𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛 𝐴
𝑅𝑇
𝑉
+ 𝑛 𝐵
𝑅𝑇
𝑉
𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = (𝑛 𝐴 + 𝑛 𝐵)
𝑅𝑇
𝑉
𝑋𝐴 =
𝑛 𝐴
𝑛 𝐴 + 𝑛 𝐵
=
𝑛 𝐴
𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

37. 37
 Combinando a equação
Com as equações PA e Pt temo:
𝑃𝐴 = 𝑋𝐴 𝑃𝑡
𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 =
𝑛 𝐴
𝑋𝐴
𝑃𝐽 = 𝑋𝐽 𝑃
𝑋𝐴 + 𝑋𝑏 = 1

38. 38
Exemplo
19. Uma amostra de oxigênio foi coletada sobre a água em
24ºC e 745 Torr e fica saturada com vapor de água. Nesta
temperatura, a pressão de vapor da água é 24,4 Torr. Qual é a
pressão parcial do oxigênio. (720,6 Torr)
20. O halometano C2HBrClF2 é um gás inflamável, não
explosivo e não irritante geralmente usado como anestésico
por inalação. Suponha que você misture 15,0 g de vapor de
halometano com 23,5 g de oxigênio. Se a pressão total da
mistura for 855 mm Hg, qual será a pressão parcial de cada
gás? (83,79 e 774,63 mmHg)
21. Um bebê acometido de infecção brônquica severa está com
problemas respiratórios. O anestesista administra heliox, uma
mistura de hélio o oxigênio, com 92,3% de O2 por massa. Qual
é a pressão parcial do oxigênio na mistura que está sendo
administrada ao bebê, se a pressão atmosférica é 730 Torr?
(673,8 Torr)

39. 39
Teoria Cinético molecular dos gases
Observações experimentais conduziram aos seguintes
postulados a respeito do comportamento dos gases no nível
molecular e atômico. As hipóteses fundamentais da teoria
cinética são:
 Um gás é constituído por moléculas, separadas uma das
outras por distâncias muito maiores que suas próprias
dimensões. As moléculas podem ser consideradas
“pontos”, isto é, possuem massa tem seu volume
desprezível.
 As moléculas de um gás estão em movimento constante
em todas as direções e colidem frequentemente umas
com as outras. As colisões entre as moléculas são
perfeitamente elásticas. Nesse tipo de colisão a energia é
transferida de uma molécula para outra. No entanto , a
energia total de todas as moléculas em um sistema
permanece constante.

40. 40
 Não existem forças atrativas e nem repulsivas entre as
moléculas de um gás
 A energia cinética média das partículas do gás é
proporcional a temperatura do gás. Todos os gases,
independentemente da sua massa molecular, Têm a
mesma energia cinética média na mesma temperatura.
Velocidade Molecular e Energia Cinética
 As moléculas de um gás não se movem todas à mesma
velocidade.

41. 41
A velocidade mais provável (velocidade do maior número
de moléculas) aumenta quando a temperatura sobe.
A maioria das moléculas, entretanto, têm velocidades
intermediárias, e sua velocidade mais provável corresponde
ao máximo da curva.
O número de moléculas que se movem muito rápido
aumenta consideravelmente com o aumento da velocidade
mais provável.
A energia cinética de uma única molécula de massa m é
dada por:
u: é a velocidade dessa molécula
𝐾𝐸 =
1
2
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 2
=
1
2
𝑚𝑢2

42. 42
Energia cinética média
𝐾𝐸 =
1
2
𝑚 𝑢2
A energia cinética média das moléculas na amostra
gasosa, está relacionada a velocidade média (u2), a média
dos quadrados de suas velocidades.
A energia cinética média de uma molécula de gás é
diretamente proporcional a temperatura com uma
constante de proporcionalidade 3/2R.
𝐾𝐸 =
3
2
𝑅𝑇
R = 8,314472 J K-1 mol-1

43. 43
1
2
𝑚𝑢2
∝ 𝑇
1
2
𝑚𝑢2
𝑢2 =
3𝑅𝑇
𝑀
𝑢2 raiz média quadrática ou velocidade rms
Equação de Maxwell
Como KE é proporcional tanto a com a
temperatura T.
A temperatura é proporcional a podemos
escrever:

44. 44
A equação de Maxwell mostra que as velocidades das
moléculas de gás são diretamente relacionadas a
temperatura.
Todos os gases têm a mesma energia cinética média na
mesma temperatura. Se compararmos uma amostra de um
gás com outra isso não significa que as moléculas têm a
mesma velocidade média. A Equação de Maxwell que
quanto menor for a massa molar do gás, maior será a
velocidade rms

45. 45
Exemplo
22. Calcule a velocidade rms de moléculas de oxigênio a 25ºC.
(482 m/s)
23. Calcule a velocidade rms dos átomos de hélio (He) e das
moléculas de nitrogênio (N2) em m/s a 27ºC. (1,37 x 103 e
511,5 m/s)

46. 46
Difusão e Efusão
Difusão: é a dispersão gradual de uma substância em
outra substância.
Efusão: é a fuga de um gás para o vácuo através de um
orifício pequeno.
Thomas Graham, químico escocês, estudou a efusão dos
gases e descobriu que a taxa de efusão dos gases – a
quantidade de gás que se move de um lugar para o outro
em um determinado tempo – é inversamente
proporcional à raiz quadrada de sua massa molar.

47. 47
Lei de Graham
A taxa de efusão dos gases pode ser comparada
𝑇𝑎𝑥𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 𝑑𝑜 𝑔á𝑠 𝐴
𝑇𝑎𝑥𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑓𝑢𝑠ã𝑜 𝑑𝑜 𝑔á𝑠 𝐵
=
𝑀 𝐵
𝑀𝐴
A lei de Graham sugere fortemente que a velocidade
média de moléculas de um gás é inversamente
proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Para
dois gases A e B:
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐴
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐵
=
𝑀 𝐵
𝑀𝐴

48. 48
Exemplos
24. 30 mL de argônio levam 40 s para efundir por uma barreira
porosa. O mesmo volume de vapor de um composto volátil
extraído de esponjas do Caribe leva 120 s para efundir pela
mesma barreira nas mesmas condições. Qual é a massa molar
desse composto? (4,4 g/mol)
25. O tetrafluoroetileno C2F4, efunde-se por uma barreira com taxa
de 4,6 x 10-6 mol h-1. Um gás desconhecido, consistindo
somente em boro e hidrogênio, efunde-se com taxa de 5,8 x 10-6
mol h-1 sob as mesmas condições. Qual é a massa molar do gás
desconhecido? (63,0 g/mol)

49. 49
Lembrete: Nos gases ideais, considera-se que não há
forças de atração entre as moléculas e que as próprias
moléculas não ocupam nenhum volume.
GasesReais
Em pressões mais elevadas ou temperaturas mais baixas
ocorrem desvios da lei dos gases ideais.
Os gases reais exibem desvios em relação a lei dos gases
ideais em virtude das interações intermoleculares (atrações
e repulsões)
Nos gases reais o volume de cada molécula não e nulo.
O físico holandês Johannes van der Waals (1837-1923)
estudou os desvios da equação da lei dos gases ideais e
desenvolveu uma equação para corrigir os erros que
resultam da não idealidade.

50. 50
Gases Reais
 Desvio do comportamento ideal
Condição da Idealidade: Pressões moderadamente baixas
(P 5 atm) e temperaturas elevadas.
As forças
Intermoleculares
são desprezíveis
As forças
Intermoleculares
são atuante

51. 51
Gases Reais
Efeito das forças
intermoleculares
na pressão exercida
pelo um gás
PV=nRT, para 1 mol de gás tem-se:
Comportamento Ideal
Forças de atração
Forças de repulsão
𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇

52.  Equação de wan der Waals
Correção da pressão
a = constante
A interação entre as moléculas é que dá origem ao afastamento
do comportamento do gás ideal e que dependem da frequência
com que as moléculas se aproximam uma das outras
Gases Reais
𝑃𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙 = 𝑃𝑜𝑏𝑠𝑒𝑟𝑣𝑎𝑑𝑎 +
𝑎 𝑛2
𝑉2
𝑎 𝑛2
𝑉2
Força de atração contribui para diminuição da pressão
52

53. Correção do volume
Corresponde ao volume ocupado pelas moléculas que deve
ser considerado
n = número de mols
b = constante
𝑉𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙 = (𝑉𝑟𝑒𝑎𝑙 − 𝑛𝑏)
53

54. 54
Equação de van de Waals
𝑃 + 𝑎
𝑛
𝑉
2
𝑉 − 𝑏𝑛 = 𝑛𝑅𝑇
Pressão observada Volume observado = Videal
Correção para o volume molecular
Correção para as forças
intermoleculares
a e b = são constantes determinadas experimentalmente
o termo a(n/V)2 = correção para as forças
intermoleculares
o termo bn corrige o volume observado, para um valor
menos, o volume realmente disponível para as moléculas de
um gás.
n = número de mols

55. 55
𝑃 =
𝑛𝑅𝑇
𝑉 − 𝑛𝑏
− 𝑎
𝑛2
𝑉2
Gás Valores de a
(atm . L2 . mol-2)
Valores de b
(L . mol-1)
He 0,034 0,0237
Ar 1,34 0,0322
H2 0,244 0,0266
N2 1,39 0,0391
O2 1,36 0,0318
CO2 3,59 0,0427
Cl2 6,49 0,0562
NH3 4,17 0,0371
H2O 5,46 0,0305
Constantes de van der Waals

56. 56
Exemplo
25. Um tanque de 10,0L contendo 25 mol de O2 está instalado em
uma loja de artigos de mergulho na temperatura de 25ºC. Use
os dados da tabela e a equação de van der Waals para
calcular a pressão no tanque. (61,9 atm)
26. Sabendo que 3,5 mols de NH3 ocupam 5,2 L a 47ºC, calcule a
pressão do gás (em atm) usando:
a) A equação do gás ideal (17,7 atm)
b) A equação de van der Waals (16,2 atm)

57. 57
Exercícios de estequiometria
1. O ferro reage com ácido clorídrico para produzir cloreto
de ferro (II) e gás hidrogênio:
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
O gás H2 proveniente da reação de 2,2g de ferro com ácido
em excesso é colocada em um frasco de 10,0L a 25ºC. Qual
é a pressão do gás nesse frasco?

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2. A azida de sódio (NaN3), composto explosivo em air bag
de automóveis, decompõe-se de acordo com a equação:
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g)
Que massa de azida de sódio é requerida para fornecer o
nitrogênio necessário para inflar um air bag de 75,0L e
uma pressão de 1,3 atm a 25ºC?
3. A hidrazina (N2H4) reage com O2 de acordo com a
equação
N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l)
Supunha que o O2 necessário para a reação esteja em um
tanque de 450,0L a 23ºC. Qual deve ser a pressão de
oxigênio no tanque para que haja oxigênio suficiente para
consumir completamente 1,00 Kg de hidrazina?

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4. A nitroglicerina é um líquido sensível ao choque, que
detona pela reação.
4 C3H5(NO3)3(l) → 6 N2(g) + 10 H2O(g) + 12 CO2(g)
Calcule o volume total de gases produzido, em 215 kPa e
275ºC, na detonação de 454 g de nitroglicerina.