Estudo dos Gases
Teoria Cinética dos Gases
A teoria cinética descreve gases como coleções de partículas puntiformes com movimento aleatório:
- Moléculas em movimento constante, aleatório e contínuo
- Colisões elásticas (energia cinética total conservada)
- Volume das moléculas ≪ volume do recipiente
- Sem forças intermoleculares (exceto nas colisões)
- Energia cinética média proporcional à temperatura absoluta:
Velocidade Quadrática Média
Distribuição de Maxwell-Boltzmann
Velocidades características:
- Mais provável:
- Média:
- Quadrática média:
Ordem:
Variáveis de Estado de um Gás
| Variável | Símbolo | Unidades SI | Conversões úteis |
|---|---|---|---|
| Pressão | p | Pa (N/m²) | 1 atm = 101325 Pa = 760 mmHg = 760 torr |
| Volume | V | m³ | 1 L = 10⁻³ m³ |
| Temperatura | T | K | T(K) = T(°C) + 273,15 |
| Quantidade | n | mol | — |
Transformações Gasosas (Gás Ideal)
| Transformação | Constante | Lei | Expressão |
|---|---|---|---|
| Isotérmica | T | Boyle | |
| Isobárica | p | Charles | |
| Isocórica | V | Gay-Lussac | |
| Geral | n | Gás Combinadas |
IMPORTANT
Temperatura deve estar em Kelvin em todos os cálculos com gases. Usar °C é o erro mais comum e produz resultados absurdos.
Equação Geral dos Gases Ideais
Use quando p em atm e V em litros; use quando p em Pa e V em m³.
Equação de Estado do Gás Ideal — Equação de Clapeyron
Mesma equação (), mas frequentemente apresentada com densidade:
onde d = densidade do gás (g/L ou kg/m³) e M = massa molar (g/mol ou kg/mol).
Determinação de massa molar por densidade:
Densidade dos Gases
A densidade de um gás ideal varia com T e p. A densidades relativas entre dois gases (mesma T e p):
Lei de Graham (difusão e efusão):
Gases mais leves difundem e efundem mais rapidamente.
Difusão e Efusão Gasosa
- Difusão: espalhamento de um gás através de outro
- Efusão: passagem de gás por um pequeno orifício para o vácuo
Lei de Graham:
Aplicações: separação isotópica de UF₆ (U-235 de U-238 no enriquecimento de urânio).
Misturas Gasosas
Lei dos Gases Parciais — Dalton
A pressão total de uma mistura de gases ideais é a soma das pressões parciais de cada componente:
Pressão parcial de cada componente:
onde é a fração molar.
Volumes Parciais — Lei de Amagat
O volume parcial de um componente é o volume que ele ocuparia sozinho, nas mesmas condições T e p:
Isso implica: a fração molar = fração de pressão = fração de volume (gases ideais).
Gases Coletados sobre Água
Quando um gás é coletado por deslocamento de água, o gás coletado está saturado de vapor d'água:
A pressão de vapor da água a 25°C ≈ 23,8 mmHg (3,17 kPa). O valor exato depende da temperatura (curva de Clarke).
Umidade Relativa do Ar
onde é a pressão de vapor de saturação da água à temperatura T.
- Ponto de orvalho: temperatura na qual o ar esfriado atinge UR = 100% (condensação começa)
- UR > 100% → supersaturação → nuvens, névoa, chuva
Gases Reais — Afastamento do Comportamento Ideal
Gases ideais assumem: sem volume molecular e sem forças intermoleculares.
Fator de Compressibilidade (Z)
- Gás ideal: Z = 1 (sempre)
- Z > 1: predominam forças repulsivas (repulsão de núcleos/volume das moléculas)
- Z < 1: predominam forças atrativas (coesão intermolecular)
Equação de van der Waals
- a: constante que corrige para forças atrativas (diminui a pressão efetiva)
- b: constante que corrige para o volume excluído (volume das moléculas)
Condições de Idealidade
Um gás se comporta como ideal quando:
- Temperatura alta (energia cinética >> energia de interação)
- Pressão baixa (volume disponível >> volume das moléculas)
TIP
H₂ e He têm Z > 1 mesmo a pressões moderadas (moléculas pequenas, forças atrativas fracas — volume das moléculas domina). CO₂ e NH₃ têm Z < 1 a pressões médias (forças atrativas significativas). Isso é frequentemente explorado em questões de interpretação de gráficos Z vs. p.