Gás

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Ir para: navegação, pesquisa
Question book.svg
Esta página ou secção não cita nenhuma fonte ou referência, o que compromete sua credibilidade (desde junho de 2009).
Por favor, melhore este artigo providenciando fontes fiáveis e independentes, inserindo-as no corpo do texto por meio de notas de rodapé. Encontre fontes: Googlenotícias, livros, acadêmicoScirusBing. Veja como referenciar e citar as fontes.
Um gás é formado de partículas (átomos, moléculas, ou íons) que deslocam-se livremente.

Em Física, gás é um dos estados da matéria, não tem forma e volume definidos, e consiste em uma coleção de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.) cujos movimentos são aproximadamente aleatórios.

Características físicas[editar | editar código-fonte]

Devido a natureza elétrica das partículas acima mencionadas, um campo de força é presente em todo o espaço à sua volta. As interações entre estes campos de força de uma partícula para a próxima dão origem as forças intermoleculares. Dependentes da distância, estas forças intermoleculares influenciam o movimento dessas partículas, e consequentemente, suas propriedades termodinâmicas. À temperaturas e pressões características de muitas aplicações, essas partículas são normalmente muito separadas. Esta separação corresponde a uma força atrativa muito fraca. Como resultado, para muitas aplicações esta força intermolecular torna-se insignificante.

Um gás também apresenta as seguintes características:

Pressão[editar | editar código-fonte]

Ao descrever um recipiente de gás, o termo pressão (ou pressão absoluta) refere-se a razão entre a força média que o gás exerce na superfície do recipiente e a área dessa superfície. Dentro deste recipiente, às vezes é mais fácil visualizar as partículas de gás movendo-se em linhas retas até colidirem com o recipiente (conforme o diagrama na introdução). A força aplicada por uma partícula de gás dentro do recipiente durante esta colisão é a mudança de momento linear (o produto da massa e velocidade) desta partícula.[1] Note-se que durante uma colisão apenas a componente normal da velocidade muda, e portanto, uma partícula viajando paralela à parede nunca tem seu momento alterado. Assim, a força média sobre a superfície deve ser a mudança média na momento linear causada por todas essas colisões de partículas de gás. Mais precisamente, a pressão é a soma de todas as componentes normais das forças exercidas pelas partículas impactando as paredes do recipiente dividida pela área da superfície da parede.

Temperatura[editar | editar código-fonte]

A velocidade de uma partícula de gás é proporcional à sua temperatura absoluta. A temperatura de qualquer sistema físico está relacionada aos movimentos das partículas (moléculas e átomos) que compõem o gás.[2] Em mecânica estatística, a temperatura é a medida da energia cinética média das partículas. Os métodos de armazenar essa energia são ditados pelos graus de liberdade da própria partícula. A energia cinética adicionada (processo endotérmico) às partículas de gás devido às colisões produz movimento linear, rotacional, e vibracional também. Por outro lado, uma molécula em estado sólido só pode ter aumentado pela adição de calor o seu modo de vibração, pois a estrutura cristalina reticulada impede movimentos lineares e rotacionais. Estas moléculas de gás aquecido têm uma faixa maior de velocidades, que variam constantemente devido a colisões constantes com outras partículas. A faixa de velocidade pode ser descrita pela distribuição de Maxwell-Boltzmann, sendo essa distribuição uma aproximação para um gás ideal próximo do equilíbrio termodinâmico para o sistema de partículas considerado.

Volume específico[editar | editar código-fonte]

Densidade[editar | editar código-fonte]

Escala microscópica[editar | editar código-fonte]

Teoria cinética[editar | editar código-fonte]

A teoria cinética provê insights sobre as propriedades macroscópicas dos gases, considerando sua composição molecular e movimento. Começando com as definições de momento e energia cinética,[3] e usando a conservação de momento e relações geométricas de um cubo para para relacionar propriedades do sistema macroscópicas de temperatura e pressão com propriedades microscópicas de energia cinética por molécula. A teoria fornece valores médios para estas duas propriedades.

A teoria também explica como o sistema gasoso responde a mudanças. Quando um gás é aquecido, a velocidade das partículas aumenta. Isto resulta em um número maior de colisões por segundo com as paredes do recipiente devido as velocidades serem maiores com a temperatura mais elevada. E isto explica o aumento de pressão com o aumento da temperatura.

Movimento browniano[editar | editar código-fonte]

O movimento browniano é o modelo matemático usado para descrever o movimento aleatório de partículas suspensas em um fluido. Em 1905, Albert Einstein, por meio da teoria cinética dos gases, explicou os movimentos que foram observados por Brown.[4]

Forças intermoleculares[editar | editar código-fonte]

Modelos simplificados[editar | editar código-fonte]

Gás real[editar | editar código-fonte]

Se for desejado refinar ou medir o comportamento de um gás que escapa de um comportamento ideal, deve-se recorrer às equações de gases reais, que são mais variadas, e quanto mais precisas também são mais complicadas.

Os gases reais não se expandem infinitamente. Isto se deve a que entre suas partículas, quer sejam átomos como nos gases nobres ou moléculas como no (O2) e na maioria dos gases, se estabelecem umas forças bastante pequenas, devido aos mudanças aleatórias de suas carga eletrostáticas, a que se chama forças de Van der Waals.

O comportamento de um gás geralmente concorda mais com o comportamento ideal quanto mais simples for sua fórmula química e quanto menor for sua reatividade (tendencia a formar compostos). Assim, por exemplo, os gases nobres por serem compostos de moléculas monoatômicas e terem baixíssima reatividade, sobre tudo o hélio, têm um comportamento bastante próximo ao ideal. Os seguem os gases diatômicos, em particular o menos denso, o hidrogênio. Menos ideais são os tri-atômicos, como o dióxido de carbono; o caso do vapor de água é ainda pior, já que a molécula, por ser polar, tende a estabelecer pontes de hidrogênio, o que reduz ainda mais a idealidade. Dentre os gases orgânicos, o que tem o comportamento mais próximo do ideal é o metano perdendo idealidade a medida que se engrossa a cadeia de carbono. Assim, o butano tem um comportamento bem distante da idealidade. Isso ocorre porque quanto maiores os constituintes da partícula do gás, maior a probabilidade de colisão e interação entre eles, um fator que diminui a idealidade. Alguns desses gases podem ser razoavelmente bem aproximados pelas equações ideais, enquanto em outros casos exigirão o uso de equações obtidas empiricamente, muitas vezes a partir do ajuste de parâmetros. Também se perde idealidade em condições extremas, tais como pressão muito alta ou temperaturas muito baixas. Por outro lado, o acordo com a idealidade pode aumentar em pressões baixas ou altas temperaturas.

Gás ideal[editar | editar código-fonte]

Gás perfeito[editar | editar código-fonte]

Termicamente perfeito[editar | editar código-fonte]

Síntese histórica[editar | editar código-fonte]

Lei de Boyle[editar | editar código-fonte]

Para uma certa quantidade de gás a temperatura constante, sua pressão é inversamente proporcional ao volume que ocupa.

Matematicamente:

P_1V_1=P_2V_2\,

Lei de Charles[editar | editar código-fonte]

A uma pressão dada, o volume ocupado por uma certa quantidade de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura.

Matematicamente:

\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}   ou   \frac{V_1}{V_2}=\frac{T_1}{T_2}.

Lei de Gay-Lussac[editar | editar código-fonte]

A pressão de uma certa quantidade de gás, que se mantém a volume constante, é diretamente proporcional à temperatura:

\frac{P_1}{T_1}=\frac{P_2}{T_2}

Lei de Dalton[editar | editar código-fonte]

A pressão de uma mistura de gases é igual a soma das pressões de todos os gases constituintes.

Matematicamente:

Ptotal = P1 + P2 + ... + Pn

Tópicos especiais[editar | editar código-fonte]

Compressibilidade[editar | editar código-fonte]

Número de Reynolds[editar | editar código-fonte]

Viscosidade[editar | editar código-fonte]

Visão de satélite de um padrão climático mostra um padrão de nuvens turbulentas único chamado de vórtice de von Kármán.

A viscosidade, uma propriedade física, é uma medida de quão bem as moléculas adjacentes atém umas as outras. Um sólido pode resistir a uma força de cisalhamento devido à intensidade dessas forças intermoleculares "pegajosas". Um fluido ira continuamente deformar-se quando submetido à mesma intensidade. Já num gás, apesar de ter um valor de viscosidade menor que o de um líquido, ainda é uma propriedade observável. Se os gases não tivessem viscosidade, então eles não grudariam na superfície de uma asa e nem formariam uma camada limite. Mas um estudo das asas deltas em imagens Schlieren revela que as partículas de gás grudam-se umas as outras.

Turbulência[editar | editar código-fonte]

Asa delta em um túnel de vento. As sombras se formam de acordo com as mudanças de índices de refração dentro do gás enquanto ele é comprimido na borda da asa.

Em dinâmica dos fluidos, a turbulência' ou fluxo turbulento é um regime de fluxo caracterizado por alterações caóticas e estocásticas. Isto inclui a difusão de baixo impulso, convecção de alto impulso e rápida variação da pressão e da velocidade no espaço e no tempo. A visão de satélite do tempo ao redor das Ilhas Robinson Crusoe ilustra apenas um exemplo.

Camada limite[editar | editar código-fonte]

Princípio da máxima entropia[editar | editar código-fonte]

Equilíbrio termodinâmico[editar | editar código-fonte]

Efeitos fisiológicos[editar | editar código-fonte]

Outra classificação possível para os gases é aquela que considera os efeitos para a saúde humana, quando inalados. Assim, há os inofensivos (oxigênio, hélio), quando dispersos em quantidade normal na atmosfera, e os venenosos (capazes de matar). Dentre os últimos podemos citar:

Referências

  1. J. Clerk Maxwell. Theory of Heat. Mineola: Dover Publications, 1904. 319–20 p. ISBN 0486417352
  2. See pages 137–8 of Society, Cornell (1907).
  3. For assumptions of Kinetic Theory see McPherson, pp.60–61
  4. http://e-fisica.fc.up.pt/edicoes/2a-edicao/projectos/movimento-browniano/apresentacao

Ver também[editar | editar código-fonte]

Outros projetos Wikimedia também contêm material sobre este tema:
Wikcionário Definições no Wikcionário
Wikilivros Livros e manuais no Wikilivros
O Commons possui uma categoria contendo imagens e outros ficheiros sobre Gás
Ícone de esboço Este artigo sobre física é um esboço. Você pode ajudar a Wikipédia expandindo-o.