Colégio Piedade
O comportamento físico dos gases
Giovanna Rabello, Isabella Reis, Máyra Beltrão, Fernando Alves.
RESUMO
Este artigo apresenta características fundamentais de substâncias gasosas;
a comprovação feita por experiências de físicos e matemáticos; leis, teorias,
métodos científicos; transformações isotérmicas, isocóricas, isobárica e suas
interpretações microscópicas; misturas gasosas e densidade de gases.
Palavras-chave: substâncias gasosas, teorias, e experiências.
Introdução
Com base neste artigo iremos estudar
sobre as leis, teorias, métodos
científicos, transformações,
interpretações microscópicas e
misturas que envolvem gases, em seus
mais variados volumes, densidades,
pressões e condições.
Por meio de tais fatores, podemos
explicar o tipo de substancia a ser
estudada em sua condição ambiente, o
tipo de transformação (isotérmica,
isocórica ou isobárica); a partir de leis
como a Lei de Boyle e as Leis de
Charles e Gay-Lussac podemos adotar
uma equação que reuni as duas, A
Equação Geral dos Gases; descobrir a
densidade absoluta ou relativa de um
gás e as misturas em pressão e volume
parcial.
Torricelli além de comprovar que a
atmosfera exerce pressão, percebeu
que a pressão atmosférica pode ser
medida por meio da coluna de mercúrio
sustentada por ela. Foi assim que a
primeira unidade pra medir pressão foi
criada: a altura, em milímetros de uma
coluna de mercúrio, simbolizada por
mmHg.
Variáveis de estado
Especificar o estado de um gás
significa dizer qual é o valor de sua
pressão (P); de sua temperatura (T); de
seu volume (V). Estes são variáveis de
estado P, T e V.
permanecendo constante; com P e V
na mesma unidade em ambos os
membros.
Equação Geral dos Gases
Transformações isotérmicas
Uma amostra de gás, mantendo-se a
temperatura constante, tem a pressão
e o volume variado de modo
inversamente proporcional, fato
conhecido como Lei de Boyle.
Lei matematicamente expressa:
P.V= constante
Podemos também dizer:
P¹. V¹ = P². V²
Essa equação se aplica a substâncias
no estado gasoso, cuja quantidade
permaneça inalterada; com T
O francês Jaques Charles, em 1787,
investigou o comportamento dos gases
quando submetidos a variações de
temperatura.
Em 1802, surgiu outro francês, GayLussac, que formalizou os resultados
de Charles na forma de gráficos das
transformações isocóricas e isobáricas.
A pressão de uma amostra gasosa,
mantida a volume constante, é
diretamente proporcional à temperatura
na escala kelvin.
O volume de uma amostra gasosa,
mantida a pressão constante, é
diretamente proporcional à
temperatura na escala Kelvin.
Tais leis são conhecidas como Leis de
Charles e Gay-Lussac, e podem ser
reunidas em uma única expressão
conhecida como equação geral dos
gases:
Em sua experiência, ele encheu um
tubo de vidro com 1 m de comprimento
aproximadamente, com mercúrio,
tampou com o dedo a extremidade e a
destampou dentro de uma tigela
também contendo mercúrio, e então o
mercúrio começou a descer. O que fez
o mercúrio descer foi o seu próprio
peso. A pressão atmosférica força o
mercúrio a entrar.
Pressão de um gás
Substâncias gasosas
Entre as substâncias moleculares,
encontramos as que são sólidas,
líquidas e as que são gasosas nas
condições ambiente. Portanto, se uma
substância é gasosa nas condições
ambientes, deduzimos que ela é
formada por moléculas.
Como a coesão entre as moléculas no
estado gasoso é muito pequena, elas
se encontram muito separadas uma
das outras, diferentemente das que
estão em estado líquido ou sólido.
Torricelli e sua experiência
O matemático e físico italiano
Evangelista Torricelli, realizou uma
experiência em 1643, para comprovar
que a atmosfera exerce pressão.
A pressão de um gás é decorrente das
colisões de suas moléculas com a
parede do recipiente que contém esse
gás. As moléculas estão em movimento
perpétuo e não estão submetidas ao
atrito com o ar.
Transformação isocórica
Quando uma alteração ocorre a volume
constante. Por exemplo, quando um
aquecimento provoca um aumento de
pressão da atmosfera gasosa, e o
resfriamento, uma diminuição de sua
pressão.
Aos olhos de um microscópio é
possível observar que quanto maior for
o aquecimento, maior será a energia
introduzida na amostra de gás, e maior
será a velocidade das moléculas. O
aquecimento faz com que as moléculas
colidam com maior violência cm as
paredes internas do recipiente,
aumentando a pressão.
Transformações isobáricas
Em uma transformação isobárica, a
pressão permanece constante.
Ao aquecer uma amostra gasosa, o
aumento da violência das colisões das
moléculas com as paredes internas do
recipiente é compensado pela
diminuição da frequência com que
essas colisões ocorrem. Então, a
pressão permanece constante.
A escala kelvin
O inglês William Thomson, em 1851,
propôs a escala kelvin de temperatura,
em que a temperatura em kelvins, K, é
igual ao valor da temperatura em graus
Celsius acrescida de 273.
T= t + 273
Volume molar dos gases
É o volume ocupado por um mol de
qualquer gás, a uma determinada
pressão e temperatura.
"Volumes iguais de quaisquer gases,
nas mesmas condições de
temperatura e pressão, contêm o
mesmo número de moléculas". Ele
estabeleceu este novo conceito,
defendendo inicialmente que as
moléculas eram agregados de uma
mesma classe átomos.
A lei do Gás Ideal
O gás ideal é um modelo idealizado no
qual o gás se move ao acaso, sendo
que suas moléculas se chocam
elasticamente, apresentam volume
próprio e não exercem ações mútuas.
Essa equação apresenta duas
diferenças importantes que a tornam
mais abrangente que a equação geral
dos gases: não há necessidade de
estados inicial e final. Além disso, ela
pode ser aplicada a transformações em
que a massa de gás varia.
A lei dos gases ideais é expressa pela
equação P.V = n. R. T, e há quatro
variáveis para essa equação: pressão,
volume, quantidade de matéria e
temperatura termodinâmica.
Misturas gasosas: Pressão parcial
dos gases
A Hipótese de Avogadro
Em 1811, o químico italiano Amadeo
Avogadro publicou um artigo que
introduziu um novo argumento na teoria
atômica de Dalton. Em seu estudo,
Avogadro deixava clara a distinção
entre átomos e moléculas.
Assim, este cientista formulou uma
hipótese que pode ser enunciada da
seguinte maneira:
A pressão parcial de um gás é a
pressão que ele exerceria se
estivesse sozinho, nas mesmas
condições de temperatura e volume
da mistura.
Segundo Dalton, a soma das
pressões parciais dos gases que
formam a mistura resulta na pressão
total da mistura.
A lei de Dalton das pressões parciais é
expressa por: P = Pa+ Pb+ Pc.
Misturas gasosas: Volume parcial
dos gases
Similarmente à pressão parcial, o
volume parcial corresponde ao
volume que um gás ocupa nas
condições de temperatura e pressão
da mistura.
temperatura em que o gás se
encontra; isso ocorre não é por causa
da massa, pois ela não depende da
pressão e da temperatura, mas o
volume depende.
A Lei de Amagat diz que a soma dos
volumes parciais é igual ao volume
total.
Também é possível calcular o volume
parcial de cada gás componente da
mistura por meio da fração em
quantidade de matéria.
Fração em mols e porcentagem em
volume
A fração em mols de um componente
em uma mistura gasosa, quando
expressa em porcentual, indica a
porcentagem em volume desse
componente na mistura.
Densidade Absoluta dos Gases
A densidade absoluta ou massa
específica de um gás é a relação entre
a massa e o volume do gás, nas
condições de pressão e temperatura
consideradas.
A densidade é uma grandeza que pode
ser calculada através da relação entre
a massa e o volume do corpo.
Como a densidade é a massa sobre o
volume, então temos:
d = pM
RT
Essa equação nos mostra que a
densidade absoluta de um gás
depende da pressão e da
A densidade é inversamente
proporcional á sua
temperatura. Esse é o princípio que
explica como funciona a prática do
balonismo: o ar do balão é o ar
atmosférico que, quando aquecido,
diminui de densidade e, dessa forma,
eleva-se ao céu. Quanto mais se
aquecer o ar contido no balão, menor
será sua densidade e mais o balão
subirá.
Densidade Relativa dos Gases
A densidade relativa dos gases
relaciona as densidades absolutas de
cada gás, ambas nas mesmas
condições de temperatura e pressão.
A densidade relativa é proporcional às
massas molares dos gases, isso
significa que, em termos comparativos,
quanto maior for a massa molar de um
gás, maior será a sua densidade. Por
exemplo, a massa molar do ar é 28,96
g/mol, a do gás hélio é 4 g/mol e a do
gás carbônico é 44 g/mol.
Isso significa que a densidade do gás
hélio em relação ao ar é menor. É por
isso que quando enchemos um balão
de gás hélio e o soltamos, ele tende a
subir. Por outro lado, o gás carbônico é
mais denso que o ar, assim, quando
enchemos um balão com o “ar” de
nossos pulmões, estamos, na
realidade, enchendo o balão de gás
carbônico. Desta forma, se soltarmos o
balão no ar, ele tenderá a cair.
Conclusão