A física é a ciência que se dedica ao estudo do universo, suas características e transformações em diferentes circunstâncias. Cada estado físico apresenta um comportamento, por isso há leis, postulados e teorias para os sólidos, os líquidos e os gases.
Neste artigo você poderá aprender mais sobre o comportamento dos gases, como eles se expandem ou se comprimem sob diferentes pressões e temperaturas, e entenda a relação energética dentro dos gases, a respeito da quantidade de calor armazenado e como seria esse comportamento.
Além disso, veja como há diferenças no estudo do gás em uma situação ideal e nas situações reais, quando diversos fatores interferem no comportamento das moléculas. Confira!
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O que são gases?
A definição de gases relaciona-se com a física e com a química: são substâncias que estão no estado gasoso, em condições de temperatura e pressão ambiente. Neles há interação entre as moléculas mais “soltas”, com menos forças intermoleculares que atraem as partículas entre si.
A falta de formato e volume definido é decorrente da baixa interação intermolecular. Afinal, o que dá formato a um sólido, é a interação entre as diferentes moléculas, que formam um cristal, rede ou ligações entre os átomos e constituem um formato específico. Quando essas moléculas não estão bem unidas, elas ficam soltas, livres, longes uma das outras, o que caracteriza os gases.
Essa definição aponta que, independentemente da quantidade gás distribuído, ele adquirirá o formato do ambiente em que está contido. Por exemplo, a mesma quantidade de gás oxigênio (O2) pode admitir o formato de um cilindro, de uma esfera ou de um recipiente retangular fechado.
Dadas as suas características moleculares, ainda, os gases podem ser comprimidos facilmente, admitindo diferentes volumes a depender da temperatura e pressão aplicadas sobre eles. Além disso, geralmente são menos densos que líquidos e sólidos, por exemplo, as bolhas de gás que surgem em um copo de refrigerante sempre sobem para a superfície, porque o material gasoso é menos denso que a bebida líquida.
Leis Empíricas dos Gases
As leis empíricas dos gases são constatações físicas e matemáticas que apontam para a transformação que ocorrem nos gases a depender das condições de pressão, temperatura e volume. Conheça as três principais leis:
Lei de Boyle-Mariotte (Isotérmica)
A lei de Boyle-Mariotte diz respeito à transformação de um gás em situação isotérmica, ou seja, quando todo o processo acontece em temperatura constante. Ao longo de toda a transformação gasosa, não haverá mudança na temperatura do ambiente, apenas há modificação na pressão e volume do sistema. Veja a fórmula matemática que resume essa lei:
P1 . V1= P2 . V2
P1 = pressão no início da transformação
V1 = volume no início da transformação
P2= pressão no fim da transformação
V2 = volume no fim da transformação
Lei de Charles (Isobárica)
A segunda lei empírica da transformação de gases é a lei de Charles, que calcula transformações em condições de pressão constante. Nesses casos, ao longo de todo o processo físico, a pressão do sistema é a mesma: P1 = P2.
A fórmula que resume esses cálculos é:
V1/T1 = V2/T2
V1 = volume no início da transformação
T1 = temperatura no início da transformação
V2 = volume no fim da transformação
T2 = temperatura no fim da transformação
Lei de Gay-Lussac (Isocórica ou Isométrica)
Por fim, a lei de Gay-Lussac representa as transformações isométricas, também denominadas transformações isocóricas, quando não há mudança no volume do sistema ao longo do processo físico gasoso. Como a pressão é constante, essa variável não é incluída no cálculo matemático e a fórmula será:
P1/T1 = P2/T2
P1 = pressão no início da transformação
T1 = temperatura no início da transformação
P2= pressão no fim da transformação
T2 = temperatura no fim da transformação
Equação geral das transformações gasosas
Existe uma equação geral que resume as transformações gasosas, mesmo quando há mudanças na temperatura, volume e pressão durante o processo, em que nenhuma dessas variáveis é constante ao longo do processo.
Ela pode ser memorizada pelo mnemônico “PiViTi PoVoTó” e é descrita com a fórmula a seguir.
P1 = pressão no início da transformação
V1 = volume no início da transformação
T1 = temperatura no início da transformação
P2= pressão no fim da transformação
V2 = volume no fim da transformação
T2 = temperatura no fim da transformação
Observe que, matematicamente, a fórmula é composta apenas de multiplicação ou fração. Então, quando um dos valores é constante, seu valor interferirá de maneira igual em ambos os lados do cálculo — é por isso que essas variáveis podem ser retiradas do cálculo quando inicial = final, que dá origem às leis apresentadas anteriormente.
Equação de Clapeyron
Existe uma quarta lei que resume com precisão todas as transformações gasosas, em diferentes condições, até mesmo quando temperatura, pressão e volume se alteram ao longo do processo. Essa constatação foi resumida na equação de Clapeyron, que está descrita abaixo:
p.V = n.R.T
p = pressão, em geral, medida em N/m2 ou atm
V = volume, em geral, medido em L ou m3
n = número de mols
R = constante universal dos gases
T = temperatura, em geral, aparece em K ou ºC
Constante universal dos gases
A partir da equação de Clapeyron e do estudo dos gases, ficou definida uma constante universal de gases R, numericamente representada por R = 0,082 atm.L/K.mol, ou R = 8,314 J/K.mol, ou R = 1,986 cal/k.mol.
A depender dos valores fornecidos em cada situação física ou no enunciado de um exercício, é necessário utilizar a constante que tenha as unidades compatíveis, para facilitar os cálculos. Por exemplo, se o enunciado fornece pressão em atm e temperatura em Kelvin, é válido utilizar o número 8,314.
Teoria Cinético-Molecular dos Gases
Conforme as características físicas e químicas dos gases, considera-se que as moléculas estão livres, em constante movimento. Isso faz com que a única energia presente nas moléculas e átomos de um gás seja a energia cinética, que é a energia de movimento.
A energia cinética total de um sistema gasoso não se altera ao longo do tempo, quando não há interferências externas sobre o conteúdo. Mesmo assim, as moléculas colidem-se entre si, o que pode alterar a velocidade delas dentro do recipiente gasoso tornando-se mais lentas ou mais rápidas, mas isso não altera a condição energética total.
Ao mesmo tempo, há muito espaço vazio dentro de um gás, por onde essas moléculas podem percorrer. Aponta-se que um gás tem moléculas extremamente pequenas, que deixam um grande vazio dentro do sistema.
A energia cinética de um sistema gasoso é diretamente proporcional à temperatura desse sistema, ou seja, quanto maior a energia cinética, maior a temperatura gasosa e o contrário também é verdade: quanto maior a temperatura do sistema, maior sua energia cinética. Essa relação é determinada pela fórmula de distribuição de velocidades de Maxwell-Boltzmann:
N = número de moléculas;
m = massa de gás;
V = velocidade do gás;
k = a constante de Boltzmann;
T = temperatura do gás.
Veja que a relação de proporcionalidade também se estabelece entre a velocidade e o volume do sistema, a quantidade de moléculas e até mesmo a massa de gás. O gráfico abaixo demonstra a relação entre a velocidade e a temperatura do gás oxigênio, para exemplificar essa associação numérica.
Gás Ideal x Gás Real
Como citado brevemente em tópicos anteriores, a física considera algumas condições para determinar um gás ideal, estado físico em que as moléculas se comportam de maneira previsível. Para que isso ocorra, as condições são:
- As moléculas devem apresentar volume desprezível comparado ao espaço total do recipiente, de forma que sobre muito espaço livre. Podem ser chamadas de moléculas com dimensão pontual;
- As colisões entre as moléculas são elásticas, com preservação da energia cinética, e ocorrem de maneira muito rápida;
- A força intermolecular é desprezível, e só podem ser observadas com mais notoriedade durante as colisões elásticas; e
- 1 mol do gás equivale ao volume de 22,4L, independentemente do gás observado;
- Há muitas moléculas, que estão em movimento constante e desordenado, com alta velocidade. A soma da energia cinética dessas partículas é equivalente à energia interna contabilizada no sistema.
Em geral, essas condições são alcançadas quando o gás está em uma temperatura alta, distante do seu ponto de liquefação, ao mesmo tempo em que não há muita pressão atuante sobre o sistema. Além desses dois fatores, a interação intermolecular também pode alterar o comportamento do gás ideal.
Energia interna de um gás ideal
Para considerar a relação energética em um gás ideal, existe uma equação que considera a constante de Boltzmann. Como nos gases ideais a energia interna é igual a energia cinética, então:
k = constante de Boltzmann = 1,38.10-23 J/K
T = temperatura, em Kelvin
Einterna e Ecinética são medidas em joules (J)
Gás real
Quando um gás não admite as condições físicas listadas acima, ele é considerado um gás real. Então, as equações e comportamentos diferem daquilo que seria esperado para um gás ideal. Isso acontece, por exemplo, quando a temperatura é baixa, a pressão é alta e/ou a interação molecular é mais importante do que o esperado para aquelas substâncias.
Em geral, muitos vestibulares consideram que, mesmo os gases reais, se comportam como ideais, para facilitar a compreensão e o uso das equações descritas. Então, o estudo dos gases reais é mais destinado ao ensino superior.
Questões sobre gases no vestibular
Unicamp (2024)
Use os valores aproximados: g = 10 m/s² e π = 3.
Uma das etapas mais difíceis de um voo espacial tripulado é a reentrada na atmosfera terrestre. Ao reencontrar as camadas mais altas da atmosfera, a nave sofre forte desaceleração e sua temperatura externa atinge milhares de graus Celsius.
Caso a reentrada não ocorra dentro das condições apropriadas, há risco de graves danos à nave, inclusive de explosão, e até mesmo risco de ela ser lançada de volta ao espaço.
O ar atmosférico comporta-se como um gás perfeito. Sendo a pressão e a temperatura do ar, numa determinada posição da alta atmosfera, dadas por p = 2,0 Pa e T = 180 K (sem a presença da cápsula na vizinhança), e sendo a constante universal dos gases perfeitos R 8 J/mol.K, qual é o volume ocupado por um mol de ar naquela posição?
A) 1,38 × 10⁻³ m³
B) 9,00 × 10¹ m³.
C) 7,20 × 10² m³.
D) 2,88 × 10³ m³.
Resposta: 
Alternativa correta: C.
Enem (2023)
Balões cheios de gás hélio são soltos no ar pelas crianças e sobem até não serem mais vistos em poucos minutos.
Durante a subida, o gás no interior do balão sofre aumento de
A) volume.
B) pressão.
C) densidade.
D) temperatura.
E) massa molar.
Resposta: Conforme o balão sobe, o ambiente sofre uma redução de pressão atmosférica, o que faz o balão aumentar seu volume, pois a pressão interna do balão permanece praticamente a mesma.
Com esse aumento de volume, ocorre uma redução da densidade média do balão.
A temperatura externa do ambiente também sofre uma redução no início da subida na atmosfera terrestre.
Alternativa correta: A.
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