DISCIPLINA DE FÍSICA

PROFESSOR MARCOS AURÉLIO

TERMOLOGIA – FÍSICA DOS GASES

UNIDADE 6: FÍSICA DOS GASES (RESUMO 6)

1- O ESTADO GASOSO:

Constitui o estado físico no qual a matéria apresenta forma e volume variável. Nesse estado encontramos partículas (moléculas) em movimento contínuo e caótico.

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2- VARIÁVEIS DE ESTADO:

São as grandezas físicas que permitem caracterizar as condições físicas de um gás ou de uma mistura gasosa. São elas: a pressão, o volume, e a temperatura.

O estado gasoso apresenta baixa densidade e elevadas

compressibilidade e expansibilidade, ou seja, sofre

considerável variação de volume quando submetido a

pequenas variações de temperatura e/ou pressão. Isto de

deve ao fato de que as partículas no estado gasoso estão

muito afastadas entre si, o que facilita no estado gasoso a

expansão e a contração volumétrica.

2.2- TEMPERATURA:

A temperatura (T) de um gás expressa uma medida

indireta do grau de agitação das partículas do gás. As

principais unidades de medida de temperatura são

expressas nas escalas termométricas Celsius (°C),

Fahrenheit (°F) e no sistema internacional de unidades

na escala kelvin (K). Deve-se enfatizar que a

temperatura deve ser expressa OBRIGATORIAMENTE

na escala termométrica Kelvin, quando dos cálculos

empregando as equações da física do estado gasoso.

As principais relações entre as unidades de medida de

temperatura são:

2.1- VOLUME:

O volume (V) de um gás expressa o espaço do universo

ocupado por uma determinada massa gasosa. Sendo que o

volume ocupado por um gás é igual ao volume do recipiente

que o contém. Deve-se enfatizar que à medida que uma

determinada massa gasosa é transferida para um recipiente

de maior volume, essa se expande tornando-se mais

rarefeita. As principais unidades de medida de volume são o

litro (L), mililitro (mL), centímetro cúbico (cm3) e no sistema

internacional de unidades, o metro cúbico (m3). As principais

relações entre as unidades de medida de volume são:

2.3- PRESSÃO:

A pressão (P) de um gás expressa relação entre a força

(F) exercida pelo gás e a área superficial (S) na qual tal

força é aplicada. A força exercida pelo gás decorre das

colisões das partículas do gás com as paredes internas

do recipiente que contém o gás. As principais unidades

de medida de pressão são o atmosfera (atm), o

milímetro de mercúrio (mmHg), o centímetro de

mercúrio (cmHg) e no sistema internacional de

unidades o pascal (Pa). Um pascal (1Pa) corresponde à

pressão exercida quando uma força de um newton (1N)

é aplicada perpendicularmente a uma superfície de

área (S) igual a um metro quadrado.

L 11

cm 1 1mL

mL 1.000 L 1

L 000.11

3

3

3

dm

m

932

5

FC TT

273 CK TT

3- TRANSFORMAÇÕES GASOSAS:

As transformações gasosas são fenômenos físicos, pois,

são modificadas as condições de temperatura e /ou

volume e/ou pressão de um gás, sem que se altere a

composição química do mesmo. As diferentes

transformações gasosas são nomeadas de

transformações: isobárica, isocórica, isotérmica e

politrópica.

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2°- Um atmosfera constitui a pressão atmosférica exercida por uma coluna de ar ao nível do mar, o que em um barômetro de Torricelli corresponde a uma pressão capaz de sustentar uma coluna de mercúrio de 760 milímetros (76 centímetros) de altura. As principais relações entre as unidades de medida de pressão são:

OBSERVAÇÕES SOBRE PRESSÃO:

1°- O barômetro é o dispositivo empregado para medir a pressão atmosférica.

3°- O manômetro é o instrumento utilizado para medir a pressão de fluidos contidos em recipientes fechados.

BARÔMETRO DE TORRICELI:

1 atm = 760 mmHg = 76 cm Hg 1 atm = 100 000 Pa = 100 000 N/m²

3.1- TRANSFORMAÇÃO ISOBÁRICA:

A transformação gasosa isobárica é aquela na qual a

pressão (P) do gás é mantida constante, sendo

alterados os valores de temperatura e volume. Sob

as condições de pressão constante, à medida que a

temperatura do gás se eleva, esse se expande,

aumentando seu volume e vice- versa. Deste modo a

temperatura e o volume se comportam como

variáveis de estado diretamente proporcionais. A

equação que descreve tal transformação e os

gráficos correspondentes estão abaixo

representados:

3.2- TRANSFORMAÇÃO ISOCÓRICA:

A transformação gasosa isocórica também nomeada

de isovolumétrica ou isométrica, é aquela na qual o

volume (V) do gás é mantido constante, sendo

alterados os valores de temperatura e pressão. Sob

as condições de volume constante, à medida que a

temperatura do gás se eleva, aumenta o grau de

agitação das partículas do gás, o que proporciona

um aumento na pressão exercida pelo gás e vice-

versa. Deste modo a temperatura e a pressão se

comportam como variáveis de estado diretamente

proporcionais. A equação que descreve tal

transformação e os gráficos correspondentes estão

abaixo representados:

3

3.3- TRANSFORMAÇÃO ISOTÉRMICA:

A transformação gasosa isotérmica é aquela na qual a

temperatura (T) do gás é mantida constante, sendo

alterados os valores de pressão e volume. Sob as

condições de temperatura constante, à medida que a

pressão sobre o gás se eleva, diminui o espaço ocupado

por esse, o que proporciona uma redução no volume

ocupado pelo gás e vice- versa. Deste modo a pressão e

o volume se comportam como variáveis de estado

inversamente proporcionais. A equação que descreve tal

transformação e os gráficos correspondentes estão

abaixo representados:

3.4- TRANSFORMAÇÃO POLITRÓPICA:

A transformação gasosa politrópica é aquela na qual as

três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura)

sofrem mudanças em seus valores. A equação que a

descreve está transcrita abaixo:

Admitimos que o gás ao sair das condições do

estado inicial (1) passa por um estado

intermediário (I) antes de se transformar para as

condições do estado final (2).

OBSERVAÇÕES:

1°- As equações anteriormente transcritas são válidas para um gás hipotético, ou seja, imaginário, denominado de gás ideal. Nesse gás hipotético, as colisões moleculares são totalmente elásticas, ou seja, ocorrem sem perda de energia cinética.

2°- Os gases reais sob condições corriqueiras de temperatura e pressão não se comportam de modo ideal, ou seja, as colisões moleculares não são totalmente elásticas, ocorrendo com perda de energia cinética. Deste modo, as equações deduzidas para os gases ideais necessitam de fatores (constantes) de correção obtidos experimentalmente para aplicação no estudo dos gases reais.

3°- Os gases reais sob baixa pressão e elevada temperatura, ou seja, em condições rarefeitas passam a assumir um comportamento físico similar ao dos gases ideais.

4- CNTP:

As condições normais de temperatura e pressão (CNTP)

são condições nas quais a temperatura é igual a 0°C ou

273 K e a pressão é igual a 1 atm ou 760 mmHg. Nas

CNTP, um mol de qualquer gás ocupa um volume igual a

22,4 L.

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5- EQUAÇÃO DE CLAPEYRON:

Constitui a equação que permite relacionar as variáveis

de estado de um gás, pressão, volume e temperatura

com o número de mols do gás. Partimos de um estado

inicial do gás que remete as CNTP (condições normais

de temperatura e pressão), no qual um mol do gás

ocupa um volume igual a 22,4 litros sob pressão de um

atmosfera ou 760 mm Hg e temperatura de zero graus

Celsius ou 273 kelvin.

R = constante universal dos

gases perfeitos ou ideais.

R = 0,082 atm L/ mol K

R = 62,3 mm Hg L/ mol K

R = 8,31 J/mol K

R = 1,99 cal mol/k

Benoit Paul

Émile

Clapeyron

(1799-1864)

6- DENSIDADE DE UM GÁS:

Expressa a relação entre a massa e o volume

gasoso.

M = massa molar do gás =

massa de um mol de moléculas

(6,02 .1023) do gás.

7- MISTURAS GASOSAS:

As misturas gasosas são sistemas físico-químicos

homogêneos formados pela mistura de dois ou mais

gases. Nesses sistemas monofásicos os diferentes

componentes gasosos sofrem completa difusão (mistura).

Um exemplo de mistura gasosa é o ar atmosférico

constituído por 78% de gás nitrogênio (N2), 21% de gás

oxigênio (O2), 0,9% de gás argônio (Ar) e 0,1% de outros

gases.

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Considerando uma mistura gasosa formada por dois gases (A) e (B), o estudo dessa mistura gasosa parte da determinação dos volumes parciais pertinentes a cada um dos componentes da mistura e pelas pressões parciais pertinentes a cada um desses componentes.

7.1- PRESSÕES PARCIAIS:

A pressão parcial de um gás, corresponde a pressão exercida por esse gás, quando o mesmo sozinho encontra-se submetido as condição de volume (V) e temperatura (T) da mistura.

O volume parcial de um gás corresponde ao

volume ocupado por esse gás, quando o mesmo

sozinho encontra-se submetido as condição de

pressão (P) e temperatura (T) da mistura.

7.2- VOLUMES PARCIAIS:

A difusão gasosa constitui o fenômeno pelo qual

um gás se mistura no seio e outro gás. A efusão

consiste no processo pelo qual um gás passa por

um orifício ou membrana porosa. A velocidade de

efusão de um gás é inversamente proporcional a

raiz quadrada da densidade do gás:

7.3- DIFUSÃO E EFUSÃO GASOSA:

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A Lei de Graham relaciona as velocidades de efusão dois

gases com suas massas molares (massa de um mol de

moléculas do gás).

A velocidade de efusão de um gás será tanto

maior quanto menor for sua densidade ou sua

massa molar.

8- TEORIA CINÉTICA DOS GASES:

As equações estudadas são válidas para um gás ideal, ou

seja, para um gás hipotético que na realidade não existe.

O gás ideal foi concebido teoricamente para explicar as

propriedades dos gases. No gás ideal os choques entre

as moléculas do gás são considerados perfeitamente

elásticos, isto é, ocorrem sem perda de energia cinética

das moléculas que colidem.

8.1- HIPÓTESES DA TEORIA CINÉTICA DOS GASES:

1° HIPÓTESE: Todo gás é formado por partículas (átomos,

moléculas, íons) em movimento livre, desordenado

(caótico) e dotadas de alta velocidade.

2° HIPÓTESE: As partículas chocam-se entre si

e com as paredes do recipiente de modo

perfeitamente elástico, ou seja, não perdem

energia cinética, isto explica a pressão que um

gás exerce sobre as paredes internas do

recipiente que o contém, essa pressão resulta

desses choques.

3° HIPÓTESE: As partículas que estão em

movimento contínuo e caótico possuem energia

cinética, embora, tenham a mesma massa,

essas partículas podem apresentar velocidades

e energias cinéticas diferentes. Portanto,

empregam-se os termos: velocidade média e

energia cinética média das partículas.

8.2- PRESSÃO EXERCIDA POR UM GÁS

IDEAL:

A pressão exercida por um gás ideal é

calculada pela equação abaixo deduzida:

1°- Uma molécula de massa (m) colidirá contra a

parede com força (F). A molécula apresenta uma

velocidade (v) e uma aceleração (a):

2°- Levando a equação (1) em (2) termos:

3°- Como o volume é dado por:

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4°- Como o volume é dado por:

5°- A força será calculada por:

8.3- ENERGIA CINÉTICA DE UM GÁS IDEAL:

A energia cinética do gás é calculada pela

equação abaixo deduzida:

8.4- VELOCIDADE MÉDIA DAS MOLÉCULAS DE

UM GÁS IDEAL:

A velocidade média das moléculas do gás é

calculada pela equação abaixo deduzida:

8.5- ENERGIA CINÉTICA MÉDIA DAS MOLÉCULAS DE

UM GÁS IDEAL:

A energia cinética média por molécula do gás é

calculada pela equação abaixo deduzida:

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1°- Sendo:

2°- Como:

3°- Então:

OBSERVAÇÕES:

1°-

2°-

3°-