GASES

GASES

1. Gases são substâncias compressíveis que fluem rapidamente e assumem forma e volume do excipiente.

   • GÁS: Nas condições ambientais, encontra-se no estado gasoso.
   • VAPOR: Nas condições ambiente encontrado como saldo líquido e na passagem do estado inicial para o gasoso recebe o nome de vapor

2. Pressão

   • • A unidade SI é o pascal (Pa): 1 Pa = 1 N/m2.
     • Outra unidade de pressão é o bar: 1 bar = 105 Pa = 105 N/m2.
   • Gases exercem pressão sobre qualquer superfície com a qual estão em contato
     • Pressão atmosférica: força exercida pela atmosfera sobre uma determinada área superficial.
       • A pressão atmosférica padrão, representa a pressão suficiente para sustentar uma coluna de mercúrio de 760 mm de altura. Em unidades SI, essa pressão é 1,01325 X 105 Pa.
   • Causada por colisões das moléculas com as paredes do recipiente.
     • Gases exercem pressão sobre qualquer superfície com a qual estão em contato

3. Leis dos gases

   • • Lei de Boyle (isotérmica): afirma que o volume de uma quantidade fixa de gás, mantida à temperatura constante, é inversamente proporcional à pressão.
     • A lei de Charles (isobárica): afirma que o volume de uma quantidade fixa de gás mantida sob pressão constante é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta (em Kelvin). Na escala Kelvin, 0 K, chamado de zero absoluto, é igual a –273,15 °C.
     • Lei de Gay-Lussac (isovolumétrica): Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de gases contêm o mesmo número de partículas
     • O Princípio de Avogadro
       • O volume é proporcional ao número de mols presentes e que a constante de proporcionalidade independe da identidade do gás .
     • A Lei dos Gases Ideais
       • São sistemas gasosos hipotéticos cujo comportamento é complemente descrito pela lei dos gases ideais
         • PV = nRT
       • Mistura de Gases Ideais
         • Quando gases considerados ideais são misturados, cada gás se comporta independente do restante de gases presentes na mistura.
           • A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões que cada um exerceria se estivesse sozinho. Pt=P1+P2+p3.....

4. A temperatura absoluta de um gás representa a medida da energia cinética média de suas moléculas.

5. Teoria cinético-molecular dos gases

   • 1. Os gases consistem em um grande número de moléculas que estão em movimento contínuo e aleatório.
   • 2. O volume total das moléculas dos gases é desprezível comparado ao volume total no qual o gás está contido
   • 3. As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis.
   • 4. A energia pode ser transferida entre moléculas durante as colisões a temperatura constante.
   • 5. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta.
   • A energia cinética média de qualquer conjunto de moléculas de gás, 1/2m(urms) 2 , apresenta um valor específico a uma dada temperatura.
     • Assim, para dois gases com temperatura igual, um gás constituído por partículas de pouca massa tem a mesma energia cinética média que um composto por partículas mais maciças.

6. Efusão e difusão molecular

   • Efusão: fuga de moléculas de gás através de um pequeno orifício
     • Difusão: espalhamento de uma substância por todo um espaço ou por uma segunda substância.
   • Se as taxas de efusão dos dois gases são r1 e r2 e suas massas molares são M1 e M2 , a lei de Graham determina que:

7. Gases reais

   • Gases reais não se comportam da maneira ideal sob altas pressões.
     • Sob pressões mais baixas (geralmente abaixo de 10 atm), o desvio do comportamento ideal é pequeno
   • O desvio do comportamento ideal aumenta à medida que a temperatura diminui, tornando-se significativo próximo da temperatura a que os gases se liquefazem.
   • Moléculas de gases reais, têm volumes finitos e se atraem mutuamente
   • Um gás real tem pressão mais baixa em razão das forças intermoleculares, e volume maior, por causa do volume finito das moléculas em relação a um gás ideal.
   • Pode-se utilizar a equação do gás ideal, PV = nRT, se fossem feitas correções com relação à pressão e ao volume.
     • Equação de van der Waals:

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