Transformações Gasosas: Isotérmicas, Isobáricas e Isométricas


As transformações gasosas mais importantes são:

Transformações isotérmicas (iso = igual; termos = calor): Quando a temperatura se mantém constante, variando apenas o volume e a pressão;
Transformações isobáricas (iso = igual; baros = pressão): Quando a pressão se mantém constante, variando apenas o volume e a temperatura;
Transformações isométricas ou isocóricas (iso = igual; metros = medida): Quando o volume se mantém constante, variando apenas a pressão e a temperatura.

Transformações Gasosas

Transformação Isotérmica

A temperatura se mantém constante durante a transformação. Uma propriedade característica dos gases é a sua grande compressibilidade. Este fato é expresso quantitativamente pela Lei de Boyle-Mariotte.

Transformação Isobárica

A pressão se mantém constante durante a transformação. Lei de Charles (ou Charles-Gay Lussac)

Transformação Isocórica (ou ísométríca)

O volume se mantém constante.

As leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac, na prática, não são observadas com exatidão, são apenas aproximadas. Consequentemente, as equações PV= k, P/T= k e V/T= k, na prática, são apenas aproximadas. Gás ideal ou gás perfeito é um gás teórico que seguiria as leis de Boyle e de Charles e Gay-Lussac com exatidão matemática. Verifica-se experimentalmente que o gás real se aproxima tanto mais do gás ideal ou perfeito, quanto menor for a pressão e quanto maior for a temperatura.

Nas mesmas condições de pressão e temperatura, alguns gases se aproximam mais e outros menos do gás ideal. Assim, na mesma pressão e temperatura, o hidrogénio aproxima-se mais do gás ideal do que o dióxido de carbono. Desse modo, numa transformação isotérmica, para os mesmos valores de P e V, o produto PV para o hidrogénio está mais próximo de uma constante do que o produto PV para o dióxido de carbono.

Nas mesmas condições experimentais, quanto menores forem as atrações intermoleculares, mais o gás se aproximará do gás ideal. No gás ideal ou gás perfeito (modelo teórico), as atrações intermoleculares são nulas (não existem). Podemos fazer o gás passar do estado (1) ao estado (2), passando por um estado intermediário, por exemplo, o estado (3) representado no diagrama. Essa constante k, independe do número de móis do gás, chama-se constante universal dos gases perfeitos e é representado por R.

Suponha uma massa m de um gás. Chamemos o valor do mol desse gás de M. Quantos móis desse gás estão contidas na massa m?

Como já vimos, o número de moles (n) vale n = —. Em cada massa m existe um certo número de móis. Fixada, então, uma massa m está automaticamente determinado o valor de n. Nas transformações gasosas anteriores trabalhamos com massas fixas, o que equivale a dizer, número de móis fixo.
Pegando-se, teoricamente, um mol de gás e admitindo que esse gás ocupa um volume V do recipiente, exercendo uma pressão P, quando submetido a uma temperatura T.

Usando a Equação Geral dos Gases, temos: Se tomarmos 2 móis do gás, mantendo-se a pressão e temperatura, o volume deverá ser o dobro (2 móis contém o dobro do número de moléculas, e para que P e T se mantenham, o volume deverá ser o dobro).

A equação de Clapeyron substitui as expressões matemáticas referentes às leis de Boyle, de Charles, de Gay-Lussac e a equação geral dos gases, sendo mais geral que aquelas por permitir o cálculo com massas (ou móis). A equação de estado do gás ideal também se aplica a uma mistura gasosa ideal, na qual n é o número total de móis da mistura.

A relação entre a pressão parcial de um gás numa mistura e a pressão da mistura é igual à sua fração molar na mistura. Em outras palavras: A pressão parcial de um gás numa mistura é igual ao produto da pressão da mistura pela fração molar desse gás. Imaginemos que o gás A estivesse sozinho no balão.

Esta é a chamada pressão parcial do gás A na mistura. Portanto: Pressão parcial de um gás numa mistura é a pressão que teria esse gás se estivesse sozinho ocupando o mesmo volume da mistura na mesma temperatura.

RT Pressão parcial do gás A => PA = nA – – (2)
RT Pressão parcial do gás B => PB = nB —
RT – Pressão parcial do gás C => Pc = nc

Somando-se membro a membro as equações acima:
pa + pb + pc = K + “b + “c) —> pa + pb + Pc = (nA + ns + nc) (3):

Volume Parcial

Chamamos volume parcial de um gás numa mistura o volume que teria esse gás sob a pressão da mistura na temperatura da mistura. Tendo em vista esse conceito, os volumes parciais de A, B e C na mistura seriam:
Volume parcial do gás A => v => n RT
Volume parcial do gás B => v. => nR — p
Volume parcial do gás C => vc = nc B

Conclusão: A pressão de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais de cada gás. Essa generalização foi feita pela primeira vez por Dalton, através de resultados experimentais, e é conhecida como lei de Dalton das pressões parciais.

Somando-se membro a membro as equações acima:
va + vb + Vc = K + nB + nc) = V — = V
va + VB + VC – V