Gases Ideais

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 nrepresenta 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.