Leis dos gases

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As leis de gás foram criadas no final do século XVIII, quando os cientistas começaram a perceber que nas relações entre a pressão, o volume e a temperatura de uma amostra de gás pode ser obtida uma fórmula que seria válida para todos os gases. Eles se comportam de forma semelhante em uma ampla variedade de condições, devido à boa aproximação com moléculas que estão mais afastados, e agora a equação de estado para um gás ideal é derivada da teoria cinética. Agora as leis anteriores de gás são como casos especiais da equação do gás ideal, com uma ou mais das variáveis ​​mantidas constantes.

Lei de Boyle[editar | editar código-fonte]

A Lei de Boyle mostra que, a uma temperatura constante, o produto da pressão e volume de um gás ideal é sempre constante. Foi publicada em 1662. Pode ser determinada experimentalmente com um manômetro e um recipiente de volume variável. Também podem ser encontradas através do uso da lógica, se um recipiente com um número fixo de moléculas no volume interior é reduzido, mais moléculas impactam nos lados do recipiente por unidade de tempo, causando aumento de pressão.

Como uma equação matemática, a lei de Boyle é a seguinte:

PV = k_1\,

Onde P é a pressão (Pa), V o volume (m3) de gás, e k1 (medido em joules) é a constante nesta equação, não é o mesmo que as constantes nas equações de outras fórmulas abaixo.

Lei de Charles[editar | editar código-fonte]

A lei de Charles, ou lei dos volumes, foi encontrada em 1678. Afirma que, para um gás ideal à pressão constante, o volume é diretamente proporcional à temperatura absoluta (graus Kelvin).

Isto pode ser encontrado usando a teoria cinética dos gases ou uma taça de aquecimento ou resfriamento [não congelados <0], com um volume variável (por exemplo, um balão de Erlenmeyer com um balão).

Onde T é a temperatura absoluta do gás k2 (em grados Kelvin) e k2 (em m3·K−1) é a constante produzida.

Combinação e as leis dos gases ideais[editar | editar código-fonte]

A lei geral dos gases ou equação geral dos está formada pela combinação das três leis, e mostra a relação entre pressão, volume e temperatura de uma massa fixa de gás:

Com a adição da lei de Avogadro, a lei dos gases em geral torna-se a lei dos gases ideais:

Onde a constante, agora chamada de R, é a constante dos gases, com um valor de 0,08206 (atm∙L)/(mol∙K)

Uma formulação equivalente a esta lei é:

PV = kNT \,

onde

K é a constante de Boltzmann (1.381×10−23 J·K−1 em unidades SI)
N é o número de moléculas.

Estas equações só são precisas para um gás ideal, que não leva em conta os efeitos diversos intermolecular (ver gás real). No entanto, a lei do gás ideal é uma boa aproximação para a maioria dos gases sob pressão e temperatura moderada.

Esta lei tem as seguintes conseqüências importantes:

  1. Se a temperatura e a pressão permanecem constantes, o volume do gás é diretamente proporcional ao número de moléculas do gás.
  2. Se a temperatura e o volume permanecem constantes, a pressão do gás é diretamente proporcional ao número de moléculas do gás.
  3. Se o número de moléculas de gás e a temperatura permanecem constantes, a pressão é inversamente proporcional ao volume.
  4. Se as mudanças de temperatura e o número de moléculas de gás permanecem constantes, então ou a pressão ou volume (ou ambos) vão mudar em proporção direta com a temperatura.

Outras leis do gases[editar | editar código-fonte]

A lei de Graham afirma que a taxa de difusão de moléculas de gás é inversamente proporcional à raiz quadrada da sua densidade. Em combinação com a lei de Avogadro (isto é, como volumes iguais têm o mesmo número de moléculas) é o mesmo que ser inversamente proporcional à raiz do peso molecular. A Lei de Dalton das pressões parciais afirma que a pressão de uma mistura de gás é simplesmente a soma das pressões parciais dos componentes individuais. A Lei de Dalton é o seguinte:

 P_{total} = P_1 + P_2 + P_3 + ... + P_n \,,

OU

 P_{{{Total}}} = P_{{{Gas}}} + P_{{{H}_2{0}}} \,,

Onde PTotal é a pressão total da atmosfera, PGas é a pressão da mistura de gases na atmosfera, e PH20 é a pressão da água a essa temperatura.

A uma temperatura constante, a quantidade de um gás dissolvido em um determinado tipo e volume de líquido é diretamente proporcional à pressão parcial de esse gás em equilíbrio com o líquido.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências[editar | editar código-fonte]

  • Castka, Joseph F., Metcalfe, H. Clark, Davis, Raymond E., Williams, John E. (2002). Química moderna. Holt, Rinehart e Winston. ISBN 0-03-056537-5.
  • Guch, Ian (2003). A Guia da Química do completo idiota. Alpha, Penguin Group Inc.. ISBN 1-59257-101-8.
  • Zumdahl, Steven S (1998). Princípios químicos. Houghton empresa Millfin. ISBN 0-395-83995-5.
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