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INSTITUTO FEDERAL DE
                  EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA
                             DO PIAUÍ
                           CAMPUS PICOS




Ministrante: Micaela Neiva T. da S. Moura
                                                   1
Gás
      ≠
          Vapor   2
Exemplo:

Bolhas formadas ao
aquecermos a água,




                     e as existentes no
                     interior de um copo
                     de refrigerante.



                                       3
Explicação:
              VAPOR (água)
• Pode ser liquefeito por uma simples
  diminuição de temperatura ou aumento
  da pressão.

• A bolha só subirá para a superfície
  quando a pressão do vapor dentro dela
  se torna igual à pressão atmosférica.

                                      4
Explicação:

               GÁS (refrigerante)
• O gás utilizado na gaseificação de
  bebidas é o CO2.

• O CO2 dissolve-se no líquido devido ao
  aumento na pressão e diminuição da
  temperatura.


                                       5
PROPRIEDADES DOS GASES

• A maioria dos gases são compostos
  moleculares, com exceção dos gases
  nobres (formados por átomos isolados);

• No estado gasoso as moléculas
  encontram-se muito mais separadas uma
  das outras do que nos estados sólidos e
  líquidos;

                                        6
PROPRIEDADES DOS GASES




                         7
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS
        DOS GASES
• Grande               • Não      apresentam
  compressibilidade;     volume fixo;

• Grande               • São miscíveis entre
  expansibilidade;       si   em     qualquer
                         proporção.
• Grande
  dilatabilidade;

                                            8
LEIS DOS GASES


• Transformações isotérmicas;

• Transformações isobáricas;

• Transformações isovolumétricas.



                                    9
LEIS DOS GASES
1ªLei - Lei de Boyle: transformações
isotérmicas
• temperatura constante;




                                       10
LEIS DOS GASES
Exemplo de uma transformação isotérmica:

Toda vez que
respiramos
aplicamos a
Lei de Boyle.



                                      11
LEIS DOS GASES
• Compressão: a pressão aumenta, o gás
  comprime-se em um espaço menor (o
  volume diminui);

• Expansão: a pressão diminui, o gás
  expande-se (o volume aumenta).



                                     12
LEIS DOS GASES

2ªLei - Lei de Charles e Gay-Lussac:

• transformações isobárica;

• transformações isovolumétrica.




                                       13
LEIS DOS GASES
Transformação isobárica

• é aplicada em máquinas térmicas como:
  motores a vapor ou a combustão interna.

• Ocorre à pressão constante;



                                        14
LEIS DOS GASES




                 15
LEIS DOS GASES
Transformação isovolumétrica
• Ocorre a volume constante;




                               16
LEIS DOS GASES
(Cesgranrio) O gráfico abaixo mostra as
transformações sofridas por um gás ideal
quando variamos a sua temperatura, pressão
ou volume, nos permite afirmar que o gás
evolui:

a) Isobaricamente de 1 a 2.
b) Isotermicamente de 2 a 3.
c) Isobaricamente de 3 a 4.
d) Isometricamente de 4 a 2.
e) Isometricamente de 3 a 4.
                                         17
LEIS DOS GASES
(Cesgranrio) O gráfico abaixo mostra as
transformações sofridas por um gás ideal
quando variamos a sua temperatura, pressão
ou volume, nos permite afirmar que o gás
evolui:

a) Isobaricamente de 1 a 2.
b) Isotermicamente de 2 a 3.
c) Isobaricamente de 3 a 4.
d) Isometricamente de 4 a 2.
e) Isometricamente de 3 a 4.
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LEI GERAL DOS GASES




                      19
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON




                       20
HIPÓTESE DE AVOGADRO
“Volumes iguais de gases nas mesmas
condições de pressão e temperatura
contém igual número de moléculas ou
mols”.
• Relaciona-se com o volume molar:
“o volume ocupado por um mol de qualquer
gás”.
           V = constante x n
                                       21
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
• Todo gás é formado por partículas
  minúsculas        em         movimento
  livre, desordenado, contínuo e com alta
  velocidade;

• As partículas de
Um gás estão muito
afastadas umas das
outras;
                                        22
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
Exemplo:
           • pneu de automóvel




                                 23
TEORIA CINÉTICA DOS GASES

• Fórmula: Ecin = k.T




                        24
TEORIA CINÉTICA DOS GASES




                        25
DESVIOS DO
   COMPORTAMENTO IDEAL
Os desvios ocorrem em função             da
temperatura e da pressão:
• Os desvios aumentam quando:

 – a     temperatura     diminui,  tornando
  significante próximo a temperatura na qual
  o gás é convertido em líquido;


 – a pressão aumenta.
                                          26
DESVIOS DO
COMPORTAMENTO IDEAL




                      27
EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS
• J. D. Van der Waals corrigiu a
  equação dos gases ideais, elaborando
  uma equação empírica que levasse em
  conta as forças atrativas e o volume
  finito delas;
• Num gás real, a pressão é menor do que
  a prevista pela lei dos gases ideais
  devido à existência de forças atrativas
  intermoleculares.
                                        28
EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS




                       29
REFERÊNCIAS
• BROWN, T. L.; LEMAY, H. E. Jr.;
  BURSTEN, B. E. – Química: a ciência
  central. – São Paulo: Pearson Prentice
  Hall, 2005.

• FELTRE, R. Química Geral, vol. 1 – 6 ed. –
  São Paulo: Moderna, 2004.

• PERUZZO, F. M. CANTO, E. L. – Química
  na abordagem do cotidiano, vol. 1. – 4 ed. –
  São Paulo: Moderna, 2006.
                                               30
REFERÊNCIAS
• SANTOS, W. L. P; MÓL, G. S. Química e
  sociedade, vol. único. – São Paulo:
  Geração, 2005.

• USBERCO, J; SALVADOR, E. - Química
  Geral, vol. 1 - 14 ed. – São Paulo:
  Saraiva, 2009.


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  • 1. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ CAMPUS PICOS Ministrante: Micaela Neiva T. da S. Moura 1
  • 2. Gás ≠ Vapor 2
  • 3. Exemplo: Bolhas formadas ao aquecermos a água, e as existentes no interior de um copo de refrigerante. 3
  • 4. Explicação: VAPOR (água) • Pode ser liquefeito por uma simples diminuição de temperatura ou aumento da pressão. • A bolha só subirá para a superfície quando a pressão do vapor dentro dela se torna igual à pressão atmosférica. 4
  • 5. Explicação: GÁS (refrigerante) • O gás utilizado na gaseificação de bebidas é o CO2. • O CO2 dissolve-se no líquido devido ao aumento na pressão e diminuição da temperatura. 5
  • 6. PROPRIEDADES DOS GASES • A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres (formados por átomos isolados); • No estado gasoso as moléculas encontram-se muito mais separadas uma das outras do que nos estados sólidos e líquidos; 6
  • 8. CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DOS GASES • Grande • Não apresentam compressibilidade; volume fixo; • Grande • São miscíveis entre expansibilidade; si em qualquer proporção. • Grande dilatabilidade; 8
  • 9. LEIS DOS GASES • Transformações isotérmicas; • Transformações isobáricas; • Transformações isovolumétricas. 9
  • 10. LEIS DOS GASES 1ªLei - Lei de Boyle: transformações isotérmicas • temperatura constante; 10
  • 11. LEIS DOS GASES Exemplo de uma transformação isotérmica: Toda vez que respiramos aplicamos a Lei de Boyle. 11
  • 12. LEIS DOS GASES • Compressão: a pressão aumenta, o gás comprime-se em um espaço menor (o volume diminui); • Expansão: a pressão diminui, o gás expande-se (o volume aumenta). 12
  • 13. LEIS DOS GASES 2ªLei - Lei de Charles e Gay-Lussac: • transformações isobárica; • transformações isovolumétrica. 13
  • 14. LEIS DOS GASES Transformação isobárica • é aplicada em máquinas térmicas como: motores a vapor ou a combustão interna. • Ocorre à pressão constante; 14
  • 16. LEIS DOS GASES Transformação isovolumétrica • Ocorre a volume constante; 16
  • 17. LEIS DOS GASES (Cesgranrio) O gráfico abaixo mostra as transformações sofridas por um gás ideal quando variamos a sua temperatura, pressão ou volume, nos permite afirmar que o gás evolui: a) Isobaricamente de 1 a 2. b) Isotermicamente de 2 a 3. c) Isobaricamente de 3 a 4. d) Isometricamente de 4 a 2. e) Isometricamente de 3 a 4. 17
  • 18. LEIS DOS GASES (Cesgranrio) O gráfico abaixo mostra as transformações sofridas por um gás ideal quando variamos a sua temperatura, pressão ou volume, nos permite afirmar que o gás evolui: a) Isobaricamente de 1 a 2. b) Isotermicamente de 2 a 3. c) Isobaricamente de 3 a 4. d) Isometricamente de 4 a 2. e) Isometricamente de 3 a 4. 18
  • 19. LEI GERAL DOS GASES 19
  • 21. HIPÓTESE DE AVOGADRO “Volumes iguais de gases nas mesmas condições de pressão e temperatura contém igual número de moléculas ou mols”. • Relaciona-se com o volume molar: “o volume ocupado por um mol de qualquer gás”. V = constante x n 21
  • 22. TEORIA CINÉTICA DOS GASES • Todo gás é formado por partículas minúsculas em movimento livre, desordenado, contínuo e com alta velocidade; • As partículas de Um gás estão muito afastadas umas das outras; 22
  • 23. TEORIA CINÉTICA DOS GASES Exemplo: • pneu de automóvel 23
  • 24. TEORIA CINÉTICA DOS GASES • Fórmula: Ecin = k.T 24
  • 26. DESVIOS DO COMPORTAMENTO IDEAL Os desvios ocorrem em função da temperatura e da pressão: • Os desvios aumentam quando: – a temperatura diminui, tornando significante próximo a temperatura na qual o gás é convertido em líquido; – a pressão aumenta. 26
  • 28. EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS • J. D. Van der Waals corrigiu a equação dos gases ideais, elaborando uma equação empírica que levasse em conta as forças atrativas e o volume finito delas; • Num gás real, a pressão é menor do que a prevista pela lei dos gases ideais devido à existência de forças atrativas intermoleculares. 28
  • 29. EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS 29
  • 30. REFERÊNCIAS • BROWN, T. L.; LEMAY, H. E. Jr.; BURSTEN, B. E. – Química: a ciência central. – São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. • FELTRE, R. Química Geral, vol. 1 – 6 ed. – São Paulo: Moderna, 2004. • PERUZZO, F. M. CANTO, E. L. – Química na abordagem do cotidiano, vol. 1. – 4 ed. – São Paulo: Moderna, 2006. 30
  • 31. REFERÊNCIAS • SANTOS, W. L. P; MÓL, G. S. Química e sociedade, vol. único. – São Paulo: Geração, 2005. • USBERCO, J; SALVADOR, E. - Química Geral, vol. 1 - 14 ed. – São Paulo: Saraiva, 2009. 31
  • 32. 32