9.10: Resumo

9.1 Pressão do gás

Os gases exercem pressão, que é força por unidade de área. A pressão de um gás pode ser expressa na unidade SI de pascal ou quilopascal, bem como em muitas outras unidades, incluindo torr, atmosfera e bar. A pressão atmosférica é medida usando um barômetro; outras pressões de gás podem ser medidas usando um dos vários tipos de manômetros.

9.2 Relacionando pressão, volume, quantidade e temperatura: a lei do gás ideal

O comportamento dos gases pode ser descrito por várias leis baseadas em observações experimentais de suas propriedades. A pressão de uma determinada quantidade de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta, desde que o volume não mude (lei de Amontons). O volume de uma determinada amostra de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta em pressão constante (lei de Charles). O volume de uma determinada quantidade de gás é inversamente proporcional à sua pressão quando a temperatura é mantida constante (lei de Boyle). Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de todos os gases contêm o mesmo número de moléculas (lei de Avogadro).

As equações que descrevem essas leis são casos especiais da lei do gás ideal, PV = NrT, onde P é a pressão do gás, V é seu volume, n é o número de moles do gás, T é sua temperatura kelvin e R é a constante de gás ideal (universal).

9.3 Estequiometria de substâncias gasosas, misturas e reações

A lei do gás ideal pode ser usada para derivar uma série de equações convenientes que relacionam quantidades diretamente medidas com propriedades de interesse para substâncias e misturas gasosas. O rearranjo apropriado da equação ideal do gás pode ser feito para permitir o cálculo das densidades e massas molares do gás. A lei de Dalton das pressões parciais pode ser usada para relacionar as pressões de gás medidas para misturas gasosas com suas composições. A lei de Avogadro pode ser usada em cálculos estequiométricos para reações químicas envolvendo reagentes ou produtos gasosos.

9.4 Efusão e difusão de gases

Átomos e moléculas gasosas se movem livre e aleatoriamente pelo espaço. A difusão é o processo pelo qual átomos e moléculas gasosas são transferidos de regiões de concentração relativamente alta para regiões de concentração relativamente baixa. A efusão é um processo similar no qual espécies gasosas passam de um recipiente para o vácuo através de orifícios muito pequenos. As taxas de efusão de gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades ou às raízes quadradas das massas de seus átomos/moléculas (lei de Graham).

9.5 A Teoria Cinético-Molecular

A teoria molecular cinética é um modelo simples, mas muito eficaz, que explica efetivamente o comportamento ideal do gás. A teoria pressupõe que os gases consistem em moléculas amplamente separadas de volume insignificante que estão em constante movimento, colidindo elasticamente umas com as outras e as paredes de seu recipiente com velocidades médias determinadas por suas temperaturas absolutas. As moléculas individuais de um gás exibem uma faixa de velocidades, sendo a distribuição dessas velocidades dependente da temperatura do gás e da massa de suas moléculas.

9.6 Comportamento gasoso não ideal

As moléculas de gás possuem um volume finito e experimentam forças de atração umas pelas outras. Consequentemente, o comportamento do gás não é necessariamente bem descrito pela lei do gás ideal. Sob condições de baixa pressão e alta temperatura, esses fatores são insignificantes, a equação ideal do gás é uma descrição precisa do comportamento do gás e diz-se que o gás apresenta um comportamento ideal. No entanto, em temperaturas mais baixas e pressões mais altas, correções no volume molecular e nas atrações moleculares são necessárias para contabilizar o tamanho molecular finito e as forças de atração. A equação de van der Waals é uma versão modificada da lei do gás ideal que pode ser usada para explicar o comportamento não ideal dos gases nessas condições.