<\/sup>= temperatura no fim da transformação<\/p>Lei de Gay-Lussac (Isocórica ou Isométrica)<\/h3> 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:<\/p>
P1<\/sub>\/T1<\/sub> = P2<\/sub>\/T2<\/sub><\/p>P1<\/sub> <\/sup>= pressão no início da transformação1<\/sub> <\/sup>= temperatura no início da transformação2<\/sub>= pressão no fim da transformação2<\/sub> <\/sup>= temperatura no fim da transformação<\/p>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. <\/p>
Ela pode ser memorizada pelo mnemônico “PiViTi PoVoTó” e é descrita com a fórmula a seguir.<\/p>
\n
P1<\/sub> <\/sup>= pressão no início da transformação1<\/sub> <\/sup>= volume no início da transformação1<\/sub> <\/sup>= temperatura no início da transformação2<\/sub>= pressão no fim da transformação2<\/sub> <\/sup>= volume no fim da transformação2<\/sub> <\/sup>= temperatura no fim da transformação<\/p>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. <\/p>
Equação de Clapeyron<\/h3> 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>
p.V = n.R.T<\/p>
p = pressão, em geral, medida em N\/m2<\/sup> ou atm3<\/sup>Constante universal dos gases <\/h4> 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.<\/p>
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.<\/p>
<\/span>Teoria Cinético-Molecular dos Gases<\/span><\/h2>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. <\/p>
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.<\/p>
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. <\/p>
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:<\/p>
\n
N = número de moléculas;
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.<\/p>
\n
Imagem: Reprodução\/Wikimedia<\/figcaption><\/figure><\/div><\/span>Gás Ideal x Gás Real<\/span><\/h2>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:<\/p>
\nAs 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;<\/li>\n\n\n\n As colisões entre as moléculas são elásticas, com preservação da energia cinética, e ocorrem de maneira muito rápida;<\/li>\n\n\n\n A força intermolecular é desprezível, e só podem ser observadas com mais notoriedade durante as colisões elásticas; e <\/li>\n\n\n\n 1 mol do gás equivale ao volume de 22,4L, independentemente do gás observado;<\/li>\n\n\n\n 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.<\/li>\n<\/ul>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. <\/p>