RESUMO SOBRE GASES E SUAS PROPRIEDADES

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RESUMO SOBRE GASES E SUAS PROPRIEDADES
1. Introdução: Os gases podem ser definidos como moléculas ou átomos que se movimentam constantemente e, estão presentes ininterruptamente no cotidiano do corpo social. Sob esse viés, o estado gasoso é caracterizado pela interação reduzida entre as partículas, que se encontram muito dispersas. Logo, por essa razão os gases possuem as propriedades de compressibilidade e expansibilidade, o que os possibilita de preencher todo e qualquer recipiente no qual está contido. Portanto, posto que já foram introduzidas as características gerais dos gases, vale frisar que o breviário tem como objetivo agregar as principais informações acerca do assunto em questão, a fim de perscrutar os estudos sobre as propriedades dos gases ideais e reais, bem como suas equações.
 
2. GÁS IDEAL: 
· CONSIDERAÇÕES GERAIS 
Um gás caracterizado Ideal, surge a partir da Teoria Cinética dos gases, onde utiliza-se um modelo para explicar o comportamento dos gases. Esse modelo estuda o movimento das partículas que compõem um gás ideal. Um gás considerado ideal, tem que ser formado por partículas microscópicas que estão em movimento aleatório, sendo está a única energia que a partícula terá, a energia cinética. Por terem um tamanho considerado desprezível, as partículas no “vazio” estão distantes o suficiente para não interagirem, a menos que elas colidam entre si gerando uma interação elástica, ou seja, sem perder energia cinética ou quantidade de movimento. Como o gás ideal sugerido na teoria, deverá seguir rigorosamente as leis mencionadas, quaisquer características que não se adequem a teoria também não se adequam aos gases ideais. Na prática este gás não existe.
· AS LEIS DOS GASES IDEAIS
Para entendermos cada lei é necessário entender cada experimento realizado, então:
Lei de boyle-mariotte é onde a partir das observações dos experimentos em que o produto da pressão e volume é constante. Logo: P1.V1=P2.V2 ou P.V é constante 
Então temos que: 
A transformação isotérmica é quando há variação da pressão de uma determinada massa de gás, mas a temperatura é constante. Esta definição foi obtida em experimento, no qual encheu-se a mangueira de silicone com uma quantidade aproximada de 50 mL de água. Em seguida, conectaram-se os extremos da mangueira na seringa e na saída da bureta. A torneira desta foi aberta, de modo a permitir o equilíbrio das pressões na mangueira. Após isso, colocou-se água pela extremidade superior da bureta até o menisco atingir a marca de aferição de 0 mL..Feito isso, deu-se sequência às medições das variações do volume de água na bureta de acordo com o deslocamento do êmbolo.
Lei de gay-lussac onde a partir das observações dos experimentos em que sob pressão constante o volume ocupado é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Logo:
Ou V/T é constante 
Então temos que:
A transformação isobárica é quando há o aumento da temperatura do gás e o seu volume também aumenta, esta definição foi obtida em experimento. Para melhor entendimento se você encher um balão de borracha e deixá-lo por algumas horas na geladeira, verá que o volume do balão diminui com o resfriamento. E, retirando esse balão da geladeira, notará que o volume desse balão volta ao inicial. Ou seja, a razão entre o volume e a temperatura é constante.
Lei de charles onde a partir da observação dos experimentos que sob volume constante a pressão é diretamente proporcional a temperatura absoluta.
Logo:
Ou P/T é constante 
Então temos que:
O aquecimento de determinada massa de gás a volume constante é a transformação isovolumétrica. A outros ser um gás em um recipiente fechada ele notou que o volume não aumenta, porém, a pressão aumenta de acordo com a temperatura.
· EQUAÇÕES FUNDAMENTAIS
Dentro de um sistema fechado, o Volume = V é o espaço ocupado pelo gás e vai ser proporcional ao tamanho do ambiente. As partículas dentro desse sistema estão em constante movimentação. Dito isso, se uma partícula se chocar contra a parede desse sistema, ela produzirá uma força em determinada área, isso equivale a Pressão = P, logo, a pressão é a força que o gás exerce no sistema. Ligada diretamente ao conceito de cinética, temos a Temperatura = T, pois entende-se que à medida que maior for a energia cinética, maior será a sua temperatura, da mesma forma, se a energia cinética for menor, menor será a sua temperatura.
Conhecendo essas três grandezas de um determinado gás, sabemos como será o seu estado e poderemos trabalhar as suas transformações gasosas, também conhecida como Lei dos Gases.
Na transformação, você terá uma variável do estado mantida constante (Pressão, Volume ou Temperatura), enquanto as demais sofrem uma mudança. Elas podem ser classificadas de três formas: Isotérmica, Isobárica e Isovolumétrica, como vimos acima.
Reunindo as três leis, chegamos na Equação fundamental dos gases dada como:
3. GÁS REAL : 
· CONSIDERAÇÕES GERAIS
Visto que os gases ideais foram supracitados, pode-se dizer que o comportamento de um gás real se afasta do comportamento de um gás ideal, pois de acordo com John B. Russell: "Em um gás ideal não há forças intermoleculares, e o volume ocupado pelas moléculas individuais é desprezível em relação ao volume total ocupado pelo gás". Logo, como tais condições descritas por Russell não são presentes nos gases reais ocorre um denominado desvio de comportamento ideal, principalmente, nas condições de pressões muito altas e/ou temperaturas baixas, pois nestas condições os volumes moleculares ou as forças intermoleculares não são desprezíveis. Em consequência, o volume dos gases se reduz e as partículas tornam-se próximas e passam a interferir umas na movimentação das outras, o que se distancia da conduta prevista pela teoria cinética. Destarte, nota-se que a maior semelhança entre um gás ideal e um real ocorre à medida que a pressão é reduzida e a temperatura aumenta.
· AS FORÇAS INTERMOLECULARES
As forças intermoleculares estudadas por Van der Waals são interações que acontecem entre as moléculas, por atração ou repulsão, e podem ser classificadas como dipolo-permanente, dipolo-induzido e ligação de hidrogênio. A equação de Van der Waals mostra que entre as partículas de um gás, essas interações não são desprezíveis, diferentemente do que ocorrem com os gases ideais.
· EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS
Temos que com essa equação é possível explicar os desvios de alguns gases como H2 He2 N2 e O2 que podem ser investigados pela equação dos gases ideais, mas a temperaturas muito baixas ou altas pressões todos os gases estão sujeitos a desvios e é exatamente esses desvios que a equação de van der walls pode explicar, pois considera o volume molecular e as ações moleculares em sua fórmula. Para a elaboração dessa equação foram levantados os dados experimentais de coerreção das fórmulas gerais dos gases ideais, levando em consideração a realidade dos gases. Primeiro foram corrigidos os parâmetros para volume e pressão o que acaba levando a inclusão do parâmetro, c, concentração das moléculas dos gases. As constantes a e b dessa equação são chamadas de constantes de van der walls e cada gás tem sua constante.
· SIGNIFICADO FÍSICO DAS CONSTANTES NA EQUAÇÃO
As constantes a e b são parâmetros empíricos que dependem da natureza do gás. A constante a está ligada às interações intermoleculares presente no gás, que são responsáveis por diminuir a pressão que o gás gera no sistema em relações ao que é mostrado na teoria dos gases ideais. A constante b está relacionada ao volume das moléculas do gás, que é referente ao tamanho das moléculas.
4. CONCLUSÃO
Portanto, conclui-se que, os gases reais e ideias tem comportamento diferentes entre si. Os gases ideais se adequam às leis e equações fundamentais de um modelo matemático; como foi estudado na demonstração das leis de Boyle-Mariotte, Gay-Lussac e Charles. Em contraste, os gases reais se afastam do comportamento dos ideais (porém, podem se comportar como reais em condições de ambiente específicas), posto que são necessárias modificaçõesnas equações para que haja aproximação da realidade dos gases, assim como foi exposto na equação de Van der Walls.
 
5. BIBLIOGRAFIA
-Russell, J.B. Química geral. 2ª edição, Volume 1. São Paulo: Makron Books, 1994
-Feltre, Ricardo. Química. 6ª edição, Volume 1. São Paulo: Moderna, 2004
-Universidade Estadual de Goiás UNUCET - Anápolis Química Industrial Físico Química Experimenta l I A Lei de Boyle
-Físico-Química I (2009) Curso de Química, Modalidade Educação a Distância, UFMG
-Welington F Magalhães, Nelson G Fernandes, Amary Cesar
-Mahan, Química Um Curso Universitário