Comportamento dos gases

GASES

O comportamento dos gases é um tópico que interessa muito à química e à física. Mais do que simplesmente como ele fica - ou é - nos interessam suas transformações: o que acontece se o comprimirmos, se o esquentarmos, se o resfriarmos. Muitas coisas que utilizamos em nosso dia-a-dia funcionam graças às transformações gasosas.

O estado gasoso caracteriza-se pela grande distância entre as moléculas. Outra coisa importante é que um gás não tem volume definido nem forma definida. Não entendeu? Vamos lá: você recorda que as moléculas possuem movimento, que não estão paradas, e que este movimento, também conhecido como agitação molecular, depende da temperatura - quanto mais quente, mais agitado. O movimento que nos interessa neste momento é o de translação (ir de um lugar para outro).

Forma e volume dos gases

Assim, nos sólidos, onde a distância é muito pequena, as forças são muito grandes; nos líquidos, que apresentam distância intermolecular maior, são menores que nos sólidos e, nos gases, onde a distância é muito grande, as forças são muito pequenas.

Este é o fato responsável pela característica da forma e do volume. Se a força é grande (sólidos), a substância consegue ter forma definida, a atração entre suas moléculas não permite que ela escorra, o que mantém a forma e o volume definido.

Em uma distância média entre as moléculas (líquido), a força não é suficiente para manter uma forma definida, tanto é que um líquido adquire o formato do recipiente que o contém, mas é suficiente para manter seu volume definido - em meio copo com água o líquido tem o formato do copo, mas não ocupa inteiramente seu volume.

Se a distância for muito grande (gás) a força intermolecular é muito fraca e não consegue nem definir sua forma nem seu volume. Por isso um gás ocupa inteiramente o recipiente que o contém.

O perfume que se espalha

Pelo exposto, percebe-se que um gás ocupa inteiramente o volume do recipiente que o contém. Se você abrir um frasco com um perfume em um canto de uma sala, perceberá que após algum tempo, o cheiro se espalhou pela sala inteira, provando que o gás ocupou todo espaço disponível.

Pergunta-se então: quer dizer que se abrir o frasco de perfume ao ar livre ele ocupará toda a atmosfera? A resposta é sim. Acontece que a quantidade de gás (cheiro) se espalhando por um volume muito grande fará com que a concentração (número de moléculas por volume ocupado) seja muito pequena e, por isso não sentiremos o cheiro dele.

Temperatura e pressão

A temperatura está diretamente relacionada com a agitação molecular. Quanto mais quente, mais agitada. Quanto mais agitada, maior energia cinética. Quanto mais energia cinética, maior a velocidade com que a molécula do gás translada ("viaja").

Em uma definição bastante acadêmica, pressão é a razão entre uma força e a área em que é aplicada. Entenda o seguinte: a molécula do gás vem transladando até que encontra uma superfície e se choca com ela. Este choque aplica uma força em uma área, daí a pressão do gás. Perceba também que quanto mais rápido for o movimento de translação ou quanto maior for a quantidade de choques com a superfície, maior será a força e, conseqüentemente, maior a pressão.

No estado gasoso, as moléculas estão muito distantes umas das outras, o que resulta em interações desprezíveis entre elas. A teoria cinética dos gases considera essas moléculas em contínuo movimento e colidindo umas com as outras e com as paredes do recipiente que contém o gás, sendo esses choques perfeitamente elásticos (sem alteração de massa e energia no sistema). Sendo assim, o movimento das moléculas dos gases é descrito como caótico, ou seja, movimento incessante para todas as direções em trajetórias retilíneas. Pela teoria cinético–molecular, um gás perfeito comporta-se de forma a nunca liqüefazer-se. Os gases apresentam seu estado definido por três variáveis: volume, pressão e temperatura.

1. Volume - é determinado pelo recipiente que o comporta. O volume pode ser expressado pelas unidades abaixo (mais comuns).

1000 cm3 = 1000 mL = 1 L = 1dm3 = 10-3 m3

2. Temperatura - é dada pela medida da energia cinética média das moléculas que constituem o gás. Quanto mais alta a temperatura do gás, mais alta será a velocidade das moléculas que o formam. A escala Kelvin considera como ponto zero a situação de total ausência de movimento das partículas que constituem a matéria. Na nossa escala cotidiana (Celsius) esta temperatura corresponde a -273°C. Por isso, para converter a temperatura Celsius em Kelvin (temperatura absoluta), devemos usar a relação abaixo.

T(K) = t(°C) + 273.

A escala Kelvin é utilizada no estudo do comportamento dos gases, pois, de acordo com a teoria cinético-molecular, o volume gasoso é descrito por sua trajetória, dessa forma podemos dizer que quando a temperatura absoluta vai se elevando a movimentação molecular também se eleva, expandindo o volume gasoso. Nos cálculos envolvendo gases, costuma-se definir as condições normais de temperatura e pressão (CNTP), que seria o gás na temperatura de 0°C (273 K) e 1 atm (760 mmHg) de pressão.

3. A pressão - é resultante da colisão das moléculas do gás com as paredes do recipiente que o contém. Quanto maior o número e intensidade das colisões, maior a pressão gasosa. Normalmente a pressão é medida em atmosfera (atm), milímetros de mercúrio (mmHg), centímetros de mercúrio (cmHg) ou torricelli (torr).

1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg

1mmHg = 1 torr.

LEIS FÍSICAS DOS GASES IDEAIS

1. Isotérmica - A lei de Boyle-Mariotte estabelece que à temperatura constante, a massa de um dado gás ocupa um volume que é inversamente proporcional à pressão exercida sobre o mesmo. Se a pressão é dobrada, o volume cai para a metade. Se a pressão cai para a metade, o volume dobra. Transformações gasosas à temperatura constante são chamadas de isotérmicas. Portanto, para um gás que sai de um estado 1 - P1 e V1 e vai para um estado 2 - P2 e V2, através de um processo isotérmico, teremos:

P1 . V1 = P2 . V2

2. Isobárica - A lei de Charles/Gay-Lussac estabelece que à pressão constante, o volume ocupado por uma massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à pressão