Estudo dos Gases

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Estudo dos Gases
Em muitos aspectos, os gases são a forma de matéria mais facilmente entendida. Ainda que diferentes gases possam ter diferentes propriedades químicas, eles se comportam de maneira bastante similar no que concerne às propriedades físicas. Por exemplo, vivemos em uma atmosfera composta de certa mistura de gases que chamamos de ar. Respiramos o ar para absorver oxigênio, O2, que dá suporte a vida humana. O ar também contém nitrogênio, N2, que tem muitas propriedades químicas diferentes do oxigênio.
· Características dos Gases
As substancias que são liquidas ou solidas sob condições ordinárias também podem geralmente existir no estado gasoso, ocasião em que nos referimos a elas como vapores. A substancia H2O, por exemplo, pode existir como agua liquida, gelo solido ou vapor de agua. Sob as condições corretas, uma sustância pode coexistir nos três estados da matéria, ou fases, ao mesmo tempo. Uma garrafa térmica contendo uma mistura de gelo e água a 0 ºC tem algum vapor de água na fase gasosa além das fases liquidas e solidas.
Os gases diferem significativamente dos sólidos e líquidos em vários aspectos. Por exemplo, um gás expande-se espontaneamente para encher um recipiente. Dessa forma, o volume de um gás se iguala ao volume do recipiente que se contem. Os gases também são altamente compressíveis: quando se aplica pressão a um gás, seu volume diminui rapidamente. Os sólidos e líquidos, por outro lado, não se expandem para encher os recipientes que os contem, e sólidos e líquidos não são rapidamente compressíveis. Os gases formam misturas homogêneas entre si independentemente das identidades ou proporções relativas dos gases componentes. A atmosfera serve como um excelente exemplo. Outro adicional é a mistura de agua e gasolina, os dois líquidos permanecem como camadas separadas.
· Pressão
Entre as propriedades de um gás medidas com mais facilidade estão temperatura, volume e pressão. Em termos gerais, pressão transmite a ideia de força, um empurrão que tende a mover algo em determinada direção. Os gases exercem pressão em uma superfície com a qual estão em contato. O gás em um balão inflável, por exemplo, exerce pressão na superfície interna do balão.
Os átomos e as moléculas na atmosfera também sofrem aceleração gravitacional. Entretanto, como as partículas gasosas tem massas tão reduzidas, as respectivas energias térmicas de movimento superam as forças gravitacionais, de forma que a atmosfera não se acumula em uma camada fina na superfície da terra. Contudo, a gravidade age, e faz com que a atmosfera como um todo pressione a superfície, criando uma pressão atmosférica. 
A unidade SI de pressão é N/m2. A ela deram o nome de pascal (Pa) em homenagem a Blaise Pascal, um matemático e cientista francês: 1 Pa = 1 N/m2. Outra unidade relacionada, usada algumas vezes para expressar pressão, é o bar, que é igual a 105 Pa. A pressão atmosférica no nível do mar é aproximadamente 100 KPa ou 1 bar. A pressão atmosférica real em qualquer local depende das condições do tempo e da altitude. 
A pressão atmosférica padrão, que corresponde à pressão tópica no nível do mar, é suficiente para suportar uma coluna de mercúrio de 760 mm de altura. Em unidades SI, essa pressão é igual a 1,01325 x 105 Pa. A pressão atmosférica padrão define algumas unidades comuns, que não são do SI, usadas para expressar as pressões de gases, como a atmosfera (atm) e o milímetro de mercúrio (mm Hg). A última unidade é chamada de torr, em homenagem a Torricelli.
· As Leis dos Gases
Lei de Boyle:
A Lei de Boyle-Mariottefoi proposta pelo químico e físico irlandês Robert Boyle (1627-1691).
Ela apresenta a transformação isotérmica dos gases ideais, de modo que a temperatura permanece constante, enquanto a pressão e o volume do gás são inversamente proporcionais.
Assim, a equação que expressa a lei de Boyle é:
Onde,
P: pressão da amostra
V: volume
K: constante de temperatura (depende da natureza do gás, da temperatura e da massa)
Lei de Gay-Lussac:
A Lei de Gay-Lussac foi proposta pelo físico e químico francês, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850).
Ela apresenta a transformação isobárica dos gases, ou seja, quando a pressão do gás é constante, a temperatura e o volume são diretamente proporcionais.
Essa lei é expressa pela seguinte fórmula:
Onde,
V: volume do gás
T: temperatura
k: constante da pressão (isobárica)
Lei de Charles:
A Lei de Charles foi proposta pelo físico e químico francês Jacques Alexandre Cesar Charles (1746-1823).
Ela apresenta a transformação isométrica ou isocórica dos gases perfeitos. Ou seja, o volume do gás é constante, enquanto a pressão e a temperatura são grandezas diretamente proporcionais.
A fórmula que expressa a lei de Charles é:
Onde,
P: pressão
T: temperatura
K: constante de volume (depende da natureza, do volume e da massa do gás)
Equação de Clapeyron:
A Equação de Clapeyron foi formulada pelo físico-químico francês Benoit Paul Émile Clapeyron (1799-1864). Essa equação consiste na união das três leis dos gases, na qual relaciona as propriedades dos gases dentre: volume, pressão e temperatura absoluta.
Onde,
P: pressão	
V: volume
n: número de mols
R: constante universal dos gases perfeitos: 8,31 J/mol.K
T: Temperatura
Equação Geral dos Gases Perfeitos:
A Equação Geral dos Gases Perfeitos é utilizada para os gases que possuem massa constante (número de mols) e variação de alguma das grandezas: pressão, o volume e a temperatura.
Ela é estabelecida pela seguinte expressão:
Onde,
P: pressão
V: volume
T: temperatura
K: constante molar
P1: pressão inicial
V1: volume inicial
T1: temperatura inicial
P2: pressão final
V2: volume final
T2: temperatura final
· Equação do Gás Ideal
Um gás ideal é um gás hipotético cujos comportamentos da pressão, do volume e da temperatura são completamente descritos pelas equação do gás ideal. 
O termo R na equação do gás ideal é chamado constante dos gases. O valor e a unidade de R dependem das unidades de P, V, n e T. a temperatura deve sempre ser expressa como temperatura absoluta. A quantidade de gás, n, é normalmente expressa em mols. As unidades escolhidas para pressão e volume são geralmente atm e litros, respectivamente. Entretanto, outras unidades podem ser usadas. Em muitos países a unidade SI Pa (ou KPa) é mais comumente usada.
As condições 0 ºC e 1 atm referem-se às condições normais de temperatura e pressão (CNTP). Muitas propriedades dos gases são tabeladas para essas condições. O volume ocupado por 1 mol de um gás ideal nas CNTP, 22,4 L, é conhecida como volume molar de um gás ideal nas CNTP.
· Aplicações Adicionais da Equação do Gás Ideal
A equação do gás ideal pode ser usada para definir a relação entre a densidade de um gás e a respectiva massa molar e para calcular os volumes de gases formados ou consumidos em reações químicas. A equação do gás ideal tem muitas aplicações ao medir e calcular a densidade do gás. A densidade tem unidades de massa por unidade de volume. Podemos ordenar a equação dos gases para obter a quantidade de matéria por unidade de volume.
Quanto maiores a massa molar e a pressão, menos denso o gás. Apesar de os gases formarem misturas homogêneas independentemente de suas identidades, um gás menos denso se localizara acima de um gás mais denso na ausência de mistura. Por exemplo, CO2 tem massa molar maior que N2 ou O2 e é, consequentemente mais denso do que o ar. O fato de que um gás mais quente é menos denso que um gás mais frio explica por que o ar quente sobe. A diferença entre as densidades do ar quente e frio é responsável pela subida de balões de ar quente. É também responsável por muitos fenômenos no clima, como a formação de grandes nuvens durante as tempestades com relâmpagos.
· Mistura de Gases e Pressões Parciais
A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho. A pressão exercida por um componente em particular de certa mistura de gases é chamada pressão parcial daquele gás, e a observação de Dalton é conhecida como lei de Dalton das pressõesparciais.
A razão n1/n1 é chamada fração em quantidade de matéria do gás 1, que representamos por X1. A fração em quantidade de matéria ou fração em mol, X, é um número sem dimensão que expressa a razão entre a quantidade de matéria de certo componente e a quantidade de matéria total na mistura. 
· Teoria Cinética Molecular
As propriedades mais importantes dos gases ideais estão resumidas nos postulados da lei de Boyle, lei de Charles, lei de Dalton e lei de Graham conhecidas coletivamente como leis dos gases. Frequentemente as leis nos levam a teorias e, nesse ponto, é apropriado perguntar: por que a pressão e o volume de uma amostra de gás são inversamente proporcionais à temperatura constante? Porque cada gás na mistura exerce uma pressão parcial independentemente de outros gases? Respostas a estas e outras questões sobre o comportamento de gases proporcionaram a teoria cinético - molecular. 
 	Aplicada para gases, a teoria cinético- molecular é baseada em um modelo “bola de bilhar " que é descrito nos postulados a seguir: 
1 – Gases são compostos formados por um grande número de pequenas partículas (moléculas ou átomos), em movimentos contínuos e aleatórios e ainda sua maior parte é apenas espaço vazio; 
2 – O volume combinado de todas as moléculas é desprezível em relação ao volume ocupado pelo gás; 
3 – A força de atração e repulsão entre as moléculas são desprezíveis; 
4 – A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões, sob temperatura constante, a energia cinética média das moléculas é constante, ou seja, as colisões são elásticas, não há perda de energia cinética resultante. A uma dada temperatura todos os gases possuem a mesma energia cinética; 
5 – A energia cinética média é direta mente proporcional a temperatura absoluta. 
A temperatura absoluta de um gás é medida da energia cinética média de suas moléculas. Se dois gases diferentes estão à mesma temperatura, suas moléculas tem a mesma energia cinética media.
	
· Efusão e Difusão Molecular
São duas leis propostas pelo químico escocês Thomas Graham, no século XIX, a partir dos seus estudos sobre misturas gasosas e o comportamento dos gases ao atravessar as paredes de um recipiente.
Entre as observações realizadas por Thomas Graham sobre o comportamento dos gases em relação à difusão e efusão, podemos destacar as seguintes:
· Um gás sempre tem a tendência de atravessar pequenos orifícios presentes em uma matéria no estado sólido;
· Quanto maior é a massa da molécula do gás, maior é a sua dificuldade de atravessar os orifícios da matéria sólida;
· Quanto menor é a densidade do gás, maior é a sua velocidade de movimentação;
· Quanto maior é a temperatura a que um gás é submetido, maior é a velocidade em que ele se espalha no ambiente ou atravessa um orifício;
· Um gás nunca permanece estático em um determinado local.
Difusão é um fenômeno físico que consiste na capacidade de um gás de se difundir (ou seja, espalhar-se) por todo o espaço de uma área ou dentro de um recipiente. Por essa razão, podemos afirmar que, dentro de um espaço, um gás nunca está confinado em um único local. Além disso, podemos definir a difusão ainda como sendo a capacidade que um gás possui de se misturar com outro, quando colocados em um mesmo recipiente, formando uma mistura homogênea gasosa.
Efusão é um fenômeno físico que consiste na travessia de um gás por orifícios existentes nas paredes de um determinado recipiente, ou seja, consiste na saída de um gás de um ambiente para outro. Um exemplo é quando os balões são cheios para uma festa e, no dia seguinte, estão todos murchos, tudo por causa da saída do ar pelos orifícios contidos nos balões.
· Gases Reais: desvios do comportamento ideal
O modelo dos gases ideais, ou perfeitos, é uma ferramenta muito útil em diversos ramos da ciência. Embora nenhum gás seja de fato ideal, a maioria deles tem uma faixa de condições onde seu comportamento é bem descrito pelo modelo. A equação de estado de um gás ideal é escrita da seguinte forma:
PV=nRT
P = pressão, V = volume, n = quantidade de gás, R = constante dos gases perfeitos, T = temperatura
É possível notar que não há nessa equação quaisquer considerações sobre a natureza química do gás. No entanto percebemos empiricamente que os gases se comportam de formas distintas, especialmente quando submetidos à condições extremas, de alta pressão por exemplo. Modelos para gases reais, que levem em consideração a composição dos mesmos são, portanto, necessários.
As duas principais suposições do modelo de gases ideais são os seguintes:
· O volume da partícula/molécula é desprezível;
· Não existem interações entre as partículas/moléculas.
Com isso em mente, em 1873 o holandês Johannes Diderik van der Waals trabalhou para encontrar uma descrição física para a não idealidade dos gases. Embora o atomismo ainda não fosse amplamente aceito na comunidade científica, van der Waals acreditou que interações entre as partículas constituintes do gás e o volume não desprezível destas seria responsável pelos desvios de comportamento de alguns gases.
Primeiramente consideramos que nem todo volume do recipiente está disponível para o gás ocupar, uma vez as partículas nele tem um volume finito. Podemos utilizar um volume efetivo definido como:
PVe=nRT
Ve=V−B
Onde V é o volume do recipiente e B é o volume total ocupado pelas partículas. É conveniente expressão o volume total B em função do número de mols de gás no sistema, logo:
B=nb
Onde b é o volume molar das partículas/moléculas do gás. Temos então:
P(V−nb)=nRT)
A segunda consideração diz respeito à atração entre as partículas do gás. Essas forças de atração seriam praticamente nulas no seio da mistura, porém próximo à fronteira as partículas sentiriam uma força em direção ao centro que reduziria a intensidade dos impactos nas paredes do recipiente. Van der Waals considerou que essa atração seria proporcional ao quadrado da concentração do gás.
A=aC2=a(nV)2
A pressão deve então ser reduzida por esse fator:
P=nRTVe−A
P=nRTVe−a(nV)2
Colocando as duas correções juntas obtemos:
P=nRTV−nb−a(nV)2
ou
(P+an2V2)⋅(V−nb)=nRT
Que é a equação de estado de van der Waals, onde as constantes a e b são parâmetros experimentais que dependem da natureza do gás.
Apesar de existirem hoje diversas equações de estado, a formulação de van der Waals é particularmente importante porque atribui sentido físico às correções, além disso ajustando sua equação a dados experimentais é possível obter informações sobre o gás. A constante b por exemplo é uma estimativa do volume das moléculas ou átomos que constituem o gás.
As ideias de van der Waals a respeito da interação de moléculas lhe rendeu grande destaque em ciências moleculares, como a química, ele foi o primeiro cientista a estabelecer esses conceitos de forma satisfatória. Hoje chamamos de forças de van der Waals as forças intermoleculares responsáveis por inúmeros fenômenos do dia a dia.