Gases

As substâncias no estado gasoso são estudadas desde os primórdios do desenvolvimento industrial. A importância do estudo dos gases se deve a sua vasta aplicação no dia-a-dia, desde a combustão de motores até a aplicação na propulsão de foguetes.

Um gás pode ser definido como uma substância que se expande ocupando o volume do corpo que o contém de maneira uniforme.

Gás Ideal

Após vários estudos e experimentos, os cientistas observaram um comportamento em comum nos gases, criando o modelo de gás ideal. As principais caraterísticas do gás ideal são:

• é composto de partículas com tamanho desprezível;
• interações entre as partículas são desprezíveis;
• as colisões entre as partículas são elásticas;
• o movimento das partículas é retilíneo e caótico.

Variáveis de estado

Pressão (P)

Essa propriedade é definida como sendo uma força aplicada sobre uma determinada área. No caso dos gases esse conceito pode ser aplicado nos choques das partículas com a parede do recipiente. Sua unidade de medida no Sistema Internacional é o Pascal.

Outras unidades utilizadas para pressão são a atmosfera (atm) e o milímetro de mercúrio (mmHg). A conversão de unidades pode ser feita da seguinte forma:

Volume (V)

O volume, para os gases, está relacionado ao volume ocupado por ele em um recipiente – visto que os gases ocupam todo o volume do recipiente que o contém. O volume no Sistema Internacional é medido em metro cúbico (m³). Embora o m³ seja a medida no SI, é muito comum encontrar o volume em litros (L), que equivale a 1 dm³.

Temperatura (T)

O grau de agitação das moléculas é diretamente proporcional a temperatura do gás. A unidade de medida no Sistema Internacional é o Kelvin (K). Para se converter da escala Celsius (ºC) para Kelvin (K), utilizamos a seguinte equação:

Transformação isotérmica – Lei de Boyle

Boyle e Mariotte perceberam que, numa transformação isotérmica (temperatura constante), a pressão e o volume ocupado por um gás são inversamente proporcionais, ou seja, PV=cte. Podemos então escrever, para dois estados de um mesmo gás mantido em temperatura constante, a seguinte relação:

A figura abaixo mostra a representação de um gráfico de transformação isotérmica.

Transformação isobárica – Lei de Charles

Charles e Gay-Lussac perceberam que, num processo isobárico (sem variação de pressão), o volume ocupado pelo gás e a sua temperatura são diretamente proporcionais, ou seja, V/T=cte (obs: a temperatura deve sempre estar na unidade Kelvin). Podemos então escrever, para dois estados de um mesmo gás mantido em pressão constante, a seguinte relação:

A figura abaixo mostra um gráfico com a curva característica desse processo.

Transformação isovolumétrica / isométrica / isocórica – Lei de Gay-Lussac

Quando um gás muda sua temperatura e pressão, mas mantém seu volume constante, o processo é denominado de isovolumétrico ou isométrico ou ainda isocórico. Gay-Lussac percebeu que, numa transformação isocórica, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional a sua temperatura (essa obrigatoriamente na unidade Kelvin). Podemos então escrever, para dois estados de um mesmo gás mantido em volume constante, a seguinte relação:

A figura abaixo mostra a representação de um gráfico de transformação isovolumétrica.

Equação geral dos gases

A equação geral para os gases foi obtida a partir de estudos dos processos de transformação dos gases. Essa equação é válida quando há a conservação de massas. A equação geral está representada abaixo. Nela podemos observar que a razão PV sobre T permanece constante.

Princípio de Avogadro

Volumes iguais de dois gases quaisquer, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem mesmo número de moléculas.

Esse princípio mostra que o número de moléculas dos gases num recipiente não depende da substância e da massa, mas somente das variáveis de estado.

Equação dos Gases Perfeitos (Clapeyron)

O cientista Benoit Clapeyron, baseando-se em trabalhos desenvolvidos por outros cientistas sobre transformação dos gases, observou que o número de mols (n) de um gás era proporcional a razão PV/T. Ele também percebeu que a proporcionalidade estava relacionada a um valor, a constante universal dos gases (R). Segue abaixo o raciocínio até chegar na fórmula usual.

Volume molar

O Volume molar é o volume ocupado por um mol de matéria. Considerando as CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão), temperatura = 273,15 K e pressão = 1 atm, é possível determinar o volume ocupado por um mol de um gás ideal.

A tabela abaixo apresenta o volume molar de alguns gases reais. Observando os valores notamos que eles se aproximam do valor do volume molar do gás ideal.

Densidade dos gases

A densidade dos gases é a razão entre massa e volume. Porém, para os gases, como o volume pode sofrer influência da temperatura e pressão, é mais conveniente representar a densidade considerando essas variáveis de estado. A equação a seguir apresenta a densidade em função das variáveis de estado, da constante R e da massa molar M (M=m/n) do gás.

Misturas gasosas

Pressões parciais – Lei de Dalton

Em uma mistura gasosa, a pressão total é igual à soma das pressões que cada gás exerceria caso estivesse sozinho. A figura abaixo ilustra o processo de mistura dos gases  e , onde a pressão final é a soma das pressões parciais.

Volume parciais

Em uma mistura gasosa, o volume total é igual à soma dos volumes que cada gás ocupa caso estivesse sozinho. A figura abaixo apresenta o processo de mistura dos gases  e , onde o volume final é a soma dos volumes parciais.

Efusão e difusão dos gases – Lei de Graham

A efusão é o processo de passagem de um gás por meio de um orifício e a difusão é o processo de mistura de um gás por meio de outro, formando uma mistura homogênea.

Thomas Graham enunciou uma lei que diz que a velocidade de efusão de um gás por meio de um orifício ou a velocidade de difusão de um gás por meio de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás, ou seja,

Relacionando dois gases diferentes (1 e 2), temos:

Lembrando que a densidade e a massa molar são diretamente proporcionais (ver tópico de densidade dos gases), podemos chegar em: