Os gases representam o estado físico da matéria cujos valores de volume, densidade ou forma própria não são definidos. Apresentam alto grau de desordem causado pelo deslocamento livre das partículas que os constituem (átomos, moléculas ou íons – geralmente moléculas) e são objetos de estudos por possuírem grande aplicabilidade no cotidiano, e por ser a camada material na qual mais mantemos contato, afinal, normalmente todo o nosso corpo fica em contato com gases (ar atmosférico).
As propriedades dos gases são variáveis, ou seja, por haver determinados e específicos espaços entre seus constituintes (que podem aumentar ou diminuir) o volume, a densidade, a pressão, a viscosidade podem ser alterados. E, é dessa grande inconstância dos gases, que se deriva o estudo dos gases.
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Estudo dos Gases
Por possuírem grande mobilidade, os gases são altamente difusos: tendem a preencher rapidamente todo e qualquer recipiente no qual está contido.
O estudo dos gases, em nível acadêmico de ensino médio, restringe-se aos gases ideais ou perfeitos, que são aqueles que apresentam proporção direta entre molaridade, volume, temperatura e pressão de um modo homogêneo e previsível.
Dentre todas as propriedades que os gases podem apresentar, seguem as mais usuais:
- Pressão: Somatória das forças que cada constituinte de um gás exerce sobre as paredes de um corpo, ou recipiente, em uma determinada área.
- Volume: Espaço ocupado por um gás em um determinado recipiente.
- Temperatura: Estado térmico de agitação das partículas de um gás.
E, a essas variáveis (sobre gases ideais) são apresentadas as seguintes fórmulas:
- Lei de Boyle-Mariotte -> PV = K
- Lei de Charles -> VT-¹ = K
- Lei de Gay-Lussac -> PT-¹ = K
Essas leis significam a constância dos gases perfeitos nas variáveis: pressão (P), volume (V) e temperatura (T); opondo-se aos gases reais, onde essas leis não se aplicam.
Obs.: T-1 = 1/T
Lei de Boyle-Mariotte
A primeira lei dos gases informa que o produto pressão-volume de um gás ideal é constante para certa temperatura e molaridade. Ou seja, mantendo-se a massa de gás e temperatura constantes, aumentando ou diminuindo-se a pressão (ou volume), diminui-se ou aumenta-se o volume (ou pressão), respectivamente, em uma relação inversamente proporcional.
Ex.: Se, a 1 atm de pressão, um gás apresenta 2 l de volume. A 2 atm de pressão, o mesmo gás terá 1 l de volume, de fato que: 1.2 = 2.1 = K
Lei de Charles
A segunda lei dos gases mostra que o produto entre o volume e o inverso da temperatura é constante para a mesma massa de gás e pressão. De modo que, se a uma temperatura de 298 K (ou 25°C), determinado gás possui 2l de volume, a 320 K o mesmo gás terá volume proporcional, de modo que:
2.298-1 = V.320-1
V = 320.2.298-1
V = 2,15 l
Ou seja, após aumentar a temperatura em 22K, o volume aumenta em 0,15 l.
Lei de Gay-Lussac
A última lei dos gases determina que o produto entre a pressão e o inverso da temperatura de um gás é constante para um dada massa e volume constantes.
Ex.: Se determinado gás a 298 K possui pressão igual a 3 atm, à 100 K essa pressão será igual a:
3.298-1 = P2.100-1
P2 = 3.100.298-1
P2 = 1,006 atm
Lei dos Gases Perfeitos e Equação de Clapeyron
Unificando-se as três leis dos gases ideiais, tem-se a lei dos gases perfeitos:
PV / T = K
E, ainda, adicionando a relação de Avogadro, onde a massa de um gás é proporcional à sua quantidade de matéria, tem-se:
PV / nT = R
E, a esse R foi dado a conotação de constante dos gases perfeitos, donde deriva a equação de Clapeyron:
PV = nRT
Sendo: P = pressão que o gás se encontra, em atm;
V = volume do recipiente onde o gás está contido, em l;
n = quantidade de matéria do gás, em mol;
R = constante dos gases perfeitos, em atm.l.mol-1.K-1;
T = temperatura do gás, em K.
Lei das pressões parciais de Dalton
A lei de Dalton diz que, em uma mistura gasosa em equilíbrio termodinâmico de temperatura com o meio, a soma das pressões parciais de cada gás constituinte é igual á pressão total do gás, de modo que:
PP = P1 + P2 +P3 +...+Pn
E, sendo P = nRTV-1 (pela equação de Clapeyron):
PP = (n1 + n2 + n3 +...+nn). RTV-1
Teoria Cinética básica dos Gases
A teoria cinética dos gases informa, basicamente, que todo que qualquer gás em determinadas condições de pressão e temperatura possuem a mesma energia cinética, ou seja:
Ec1 = Ec2 = Ec3 =...= Ecn
E, sendo Ec = (mv²)/2, quanto maior a massa de um gás, menor é a velocidade na qual ele se difunde, de modo a manter a mesma energia cinética de um gás mais leve e de velocidade de difusão maior.
A teoria cinética dos gases diz, ainda, que a energia interna de um gás é dada pela expressão:
A primeira equação é utilizada para gases monoatômicos, a segunda para gases diatômicos, e a terceira é geralmente utilizada para gases poliatômicos. Entretanto, cálculos mais complexos determinam coeficientes específicos para gases com atomicidade maior que 2.
Leia também:
Fontes:
MAHAN Bruce M., MYERS Rollie J. Química: um curso universitário, São Paulo – SP: Editora Edgard Blücher LTDA, 2005. 4ª tradução americana, 7ª reimpressão. 592 págs.
THEODORE L. Brown, H. EUGENE LeMay, BRUCE E. Bursten. Química: A ciência central, São Paulo – SP: Editora Prentice-Hall, 2005. 9ª Edição. 992 págs.
GUALTER José Biscuola, NEWTON Villas Boas, HELOU Ricardo Doca. Tópicos de Física 3: Eletricidade, Física moderna, Análise dimensional, São Paulo – SP: Editora Saraiva, 2007. 16ª Edição. 399 págs.
Texto originalmente publicado em https://www.infoescola.com/fisico-quimica/gases/