Conceito de Gases Ideais
Um gás ideal, também chamado de gás
perfeito, é um modelo idealizado para o comportamento de um gás.
Um gás ideal precisa de respeitar algumas
condições essenciais, ou seja:
- O gás é constituído por um número muito
grande de moléculas em movimento desordenado descrito pelas leis da
cinemática;
- O volume próprio das moléculas é
desprezável, considerando apenas o volume do recipiente;
- As forças intermoleculares também são
desprezáveis, exceto nas colisões mútuas e com as paredes do recipiente;
- As colisões são elásticas, ou seja, não
há perda energética nessas colisões, e a duração destas é desprezável.
Existem muitos gases que, não sendo
ideais, em determinadas condições exibem um comportamento muito
semelhante ao do gás ideal.
Então, o comportamento dos gases reais
aproxima-se do previsto para o modelo ideal quando estão sujeitos a
altas temperaturas e baixas pressões, isto porque a altas temperaturas
as partículas do gás vibram com mais energia e a baixas pressões estas
mesmas partículas encontram-se mais afastadas umas das outras.
Pode parecer estranho que um gás a
temperaturas elevadas (alto grau de agitação molecular) exerça baixa
pressão, de acordo com a condição estabelecida para que o gás real tenha
um comportamento próximo do gás ideal. No entanto, a pressão baixa é
possível desde que a quantidade de moléculas, no recipiente, seja
pequena.
Nestas condições, o gás real comporta-se
de modo semelhante a um gás ideal porque havendo poucas moléculas numa
temperatura elevada, a distância média entre as moléculas é muito
grande, sendo pequena a intensidade das forças de ação entre elas.
A quantidade pequena de moléculas faz com
que o volume próprio destas seja desprezável quando comparado com o
volume total ocupado pelo gás.
A temperatura absoluta (T), a pressão (P)
e o volume (V) são denominadas variáveis de estado de um gás ideal.
A relação entre estas variáveis deu lugar
à lei dos gases ideais, deduzida pela primeira vez por Clapeyron, em
1834.
A equação de estado para o gás ideal (ou
gás perfeito) é dada por:
p.V = n.R.T
em que n representa o número de
moles do gás, que corresponde à relação entre a massa, m, do gás
(expressa em gramas) e a massa molar, M, de acordo com a seguinte
expressão:
n = m / M
R é a constante universal dos gases
perfeitos, não dependendo da natureza do gás. O seu valor depende apenas
das unidades usadas na medida da pressão e do volume.
Os valores mais usuais para a constante
universal são:
R
= 0,082 atm.dm3.mol-1.K-1
R
= 8,314 J.mol-1.K-1
Quando a pressão é expressa em atm
(atmosferas), o volume em dm3 (decímetros cúbicos) e a
temperatura em K (Kelvin), a constante dos gases ideais (R) tem o valor
0,082 atm.dm3.mol-1.K-1.
Quando a pressão é expressa em Pa
(Pascal), o volume em m3 (metros cúbicos) e a
temperatura em K (Kelvin), a constante dos gases ideais (R) tem o valor
8,314 J.mol-1.K-1.
Esta lei dos gases ideais é a combinação
das leis de Boyle, Charles e da lei de Gay-Lussac e Avogadro.
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