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Denomina-se gás ao estado de agregación da matéria que não tem forma nem volume próprio. Sua principal composição são moléculas não unidas, expandidas e com pouca força de atração, fazendo que não tenham volume e forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo o volume do recipiente que a contém, com respeito aos gases, as forças gravitatorias e de atração entre partículas, resultam insignificantes.
Existem diversas leis que relacionam a pressão, o volume e a temperatura de um gás.
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Lei de Avogadro
É aquela no que as constantes são pressão e temperatura, sendo o Volume directamente proporcional ao Número de moles (n)
matematicamente, a fórmula é:
os gases da cota
Lei de Charles
A uma pressão dada, o volume ocupado por um gás é directamente proporcional a sua temperatura.
Matematicamente a expressão:
ou 
Lei de Gay-Lussac
A pressão do gás, que se mantém a volume constante, é directamente proporcional à temperatura:
É por isto que para poder envasar gás, como gás licuado, primeiro se tem de arrefecer o volume de gás desejado, até uma temperatura característica da cada gás, a fim de poder submeter à pressão requerida para licuarlo sem que se sobrecaliente, e, eventualmente, exploda.
Lei dos gases ideais
As três leis mencionadas podem combinar-se matematicamente na chamada lei geral dos gases. Sua expressão matemática é:
sendo P a pressão, V o volume, n o número de moles , R a constante universal dos gases ideais e T a temperatura em Kelvin.
O valor de R depende das unidades que se estejam a utilizar:
- R = 0,082 atm·l·K−1·mol−1 se trabalha-se com atmosferas e litros
- R = 8,31451 J·K−1·mol−1 se trabalha-se em Sistema Internacional de Unidades
- R = 1,987 cal·K−1·mol−1
- R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1
Desta lei deduze-se que um mol de gás ideal ocupa sempre um volume igual a 22,4 litros a 0 °C e 1 atmosfera. Também se lhe chama a equação de estado dos gases; já que só depende do estado actual em que se encontre o gás.
Gases finais
Se quer-se afinar mais ou se quer-se medir o comportamento de algum gás que escapa ao comportamento ideal terá que recorrer às equações dos gases reais que são variadas e mais complicadas quanto mais precisas.
Os gases reais não se expandem infinitamente, senão que chegaria um momento no que não ocupariam mais volume. Isto se deve a que entre seus átomos/moléculas se estabelecem umas forças bastante pequenas, devido às mudanças aleatórias de seu ónus electrostáticas, às que se chama forças de Vão der Waals.
O comportamento de um gás costuma concordar mais com o comportamento ideal quanto mais singela seja sua fórmula química e quanto menor seja sua reactividad, tendência a formar enlaces. Assim, por exemplo, os gases nobres ao ser monoatómicos e ter muito baixa reactividad, sobretudo o helio, terão um comportamento bastante próximo ao ideal. Seguir-lhes-ão os gases diatómicos, em particular o mais liviano hidrógeno. Menos ideais serão os triatómicos como o dióxido de carbono, o caso do vapor de água ainda é pior já que a molécula ao ser polar tende a estabelecer pontes de hidrógeno o que ainda reduz mais a idealidad. Dentro dos gases orgânicos o que terá um comportamento mais ideal será o metano perdendo idealidad à medida que se engrossá a corrente de carbono. Assim o butano é de esperar que tenha um comportamento já bastante afastado da idealidad. Isto é porque quanto maior é a partícula fundamental constituinte do gás, maior é a probabilidade de colisão e interacção entre elas, factor que faz diminuir a idealidad. Alguns destes gases se podem aproximar bastante bem mediante as equações ideais enquanto em outros casos fará falta recorrer a equações reais muitas vezes deduzidas empiricamente a partir do ajuste de parámetros.
Também se perde a idealidad em condições extremas, altas pressões ou baixas temperaturas. Por outra parte, a concordancia com a idealidad pode aumentar se trabalhamos a baixas pressões ou altas temperaturas. Também por sua estabilidade química.
Comportamento dos gases
Para o comportamento térmico de partículas da matéria existem quatro quantidades mensuráveis que são de grande interesse: pressão, volume, temperatura e massa da mostra do material.
Qualquer gás considera-se como um fluído, porque tem as propriedades que lhe permitem se comportar como tal.
Suas moléculas, em contínuo movimento, conseguem colisionar as paredes que os contém e quase o tempo todo exercem uma pressão permanente. Como o gás se expande, a energia intermolecular (entre molécula e molécula) faz que um gás, ao ir lhe acrescentando energia calorífica, loja a aumentar seu volume.
Um gás tende a ser activo quimicamente como sua superfície molecular é também grande, isto é entre a cada partícula se realiza maior contacto, fazendo mais fácil uma ou várias reacções entre as substâncias.
Para entender melhor o comportamento de um gás sempre se realizam estudos com respeito ao gás ideal ainda que este em realidade nunca existe e as propriedades deste são:
- Um gás está constituído por moléculas de igual tamanho e massa, mas uma mistura de gases diferentes, não.
- Supõe-se-lhe com um número pequeno de moléculas, assim sua densidade é baixa e sua atração molecular é nula.
- O volume que ocupa o gás é mínimo, em comparação com o volume total do recipiente.
- As moléculas de um gás contidas em um recipiente, encontram-se em constante movimento, pelo que chocam, já entre si ou contra as paredes do recipiente que as contém.
Para explicar o comportamento dos gases, as novas teorias utilizam tanto a estatística como a teoria cuántica, além de experimentar com gases de diferentes propriedades ou propriedades limite, como o UFA6, que é o gás mais pesado conhecido.
Um gás não tem forma nem volume fixo; caracteriza-se pela quase nula coesão e à grande energia cinética de suas moléculas, as quais se movem.
Veja-se também
- Amedeo Avogadro
- Número de Avogadro
- Pressão parcial
- Gás combustível
- Gás nobre
- Estado de agregación da matéria
- Mudança de estado
- Gases medicinales
Enlaces externos
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