GASES

GASES

1. Gráficos

   • Isoterma
     • Temperatura se mantém constante
       • Se volume diminui pressão aumenta, se volume aumenta pressão diminui
   • Isóbara
     • Pressão se mantém constante
       • Se temperatura aumenta Volume aumenta, se a temperatura diminui o volume diminui
   • Isócora
     • Volume constante
       • Se a temperatura aumenta a pressão aumenta, se a temperatura diminui a pressão diminui

2. LEIS DOS GASES REAIS

   • Volume desprezível
     • Há interação atrativa e repulsiva entre as moléculas
   • Fator de compressibilidade (Z) : PV/nRT = PV/RT
     • Z = 1 são gases ideais
     • Z maior ou menor que 1 = Gás real
       • Lei de Van der Waals
         • Considera tanto as forças atrativas quanto repulsivas de cada molécula no cálculo
         • P = ( nRT/V - nb) - a ( n²/v² )
           • a = foças atrativas e b = forças repulsivas
           • V - nb é usado para considerar o volume ocupado por cada molécula, considerando que o volume que cada uma ocupa, é proporcional a sua força de repulsão
       • Equação Virial de estado
         • Utiliza valores (coeficientes) retirados de polinômios que representam a isoterma do gás calculado, quanto mais coeficientes utilizados, mais aproximado o resultado teórico será ao experimental
         • Z = 1 - B/Vn-¹ + C/ ( Vn-¹ )² + D/ ( Vn-¹ )³ ...

3. No modelo cinético as moléculas são consideradas sempre muito separadas e em movimento aleatório constante, mudam de direção apenas quando colidem com a parede do recipiente ou com outra molécula.

   • Essas colisões mudam a velocidade e a direção dessas moléculas interferindo na força com colidem na parede do recipiente.
     • Em temperaturas suficientemente baixas, as moléculas de um gás têm energia cinética insuficiente para escapar da atração exercida por outra molécula e elas ficam “presas” umas às outras, assim que entram em contato, se repelem. Essa repulsão é responsável pelo fato de os líquidos e os sólidos terem um tamanho definido e não se transformarem em um ponto infinitesimal.

4. REFERÊNCIAS : Atkins, Peter. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 9788582604625. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788582604625/

   • ATKINS, Peter. Físico-Química - Fundamentos, 6ª edição. 9788521634577. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634577/
     • MAGALHÃES, Welington F. de. FERNANDES, Nelson G. FERREIRA, Amary C. Físico química I termodinâmica do equilíbrio. Universidade Federal de Minas Gerais, Curso de química a distância, 2009. Disponível em: http://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/05/YAula6_FQI.pdf

5. Lei de Boyle

   • PV=constante a n,T constante
     • LEI DO GÁS PERFEITO OU IDEAL
       • É uma equação de estado aproximada para qualquer gás e fica cada vez mais exata à medida que a pressão do gás tende a zero
         • pV=nRT
           • n = número de mols do gás
           • p = pressão
             • Lei de Dalton das Pressões Parciais
               • a pressão total do gás está relacionada com pressões parciais, isto é, as pressões individuais dos constituintes gasosos na mistura
                 • Pj=xj*p
                   • xj= nj/n
                     • n=na+nb+...
                     • Fração Molar
             • Quanto maior a frequência com que as moléculas de gás colidem com as paredes do recipiente maior a pressão
               • Em temperatura constante, a pressão aumenta com decréscimo do volume
           • V=volume
             • Em condições de 0ºC e 1atm, pressão e temperatura padrão (PTP), mostram que um mol de gás ideal ocupa 22,414 L
           • R= constante dos gáses
           • T=temperatura em Kelvin
           • Um gás que segue a equação em quaisquer condições é chamado de gás ideal ou gás perfeito

6. Lei de Charles

   • V= constante X T com n e p constantes

7. Princípio de Avogadro

   • V= constante X n a T e p constantes