Gases, Pressão, Volume e Temperatura

1. A Importância Histórica do Estudo dos Gases

Se hoje conseguimos entender como funcionam motores, como os aviões voam e como o ar que respiramos se comporta, devemos muito ao estudo dos gases! 

No passado, cientistas como Robert Boyle, Jacques Charles e Amedeo Avogadro investigaram o comportamento dos gases e criaram leis que ainda usamos hoje.

Essas descobertas foram essenciais para o desenvolvimento da teoria atômica e da termodinâmica. 

2. Estados Físicos da Matéria e Características dos Gases

A matéria pode se apresentar em três estados principais: sólido, líquido e gasoso.

Sólidos: Partículas muito próximas, organizadas e com forma definida.

Líquidos: Partículas mais afastadas e com forma indefinida, adaptando-se ao recipiente.

Gases: Partículas muito espaçadas e em movimento constante, ocupando todo o volume disponível, de maneira completamente imprevisível, aleatória. 

(Sugestão de recurso visual: ilustração mostrando a distribuição das partículas nos três estados físicos da matéria.)

Os gases possuem algumas propriedades específicas que os diferenciam:

Compressibilidade: Os gases podem ser comprimidos, pois suas partículas estão bem afastadas.

Expansibilidade: Eles se expandem para ocupar todo o volume disponível.

Difusibilidade: Um gás se mistura facilmente com outros, formando misturas homogêneas.

Baixa densidade: Os gases têm densidade menor do que sólidos e líquidos.

(Sugestão de recurso visual: exemplos de compressibilidade e expansibilidade, como uma seringa e um balão inflável.)

3. Gases Ideais vs. Gases Reais

No estudo dos gases, trabalhamos com dois tipos principais: os gases ideais e os gases reais. Mas qual é a diferença?

Os gases reais são os gases do mundo real, que possuem interações entre suas partículas e podem se comportar de maneira diferente sob alta pressão ou baixa temperatura.

Os gases ideais são um modelo teórico em que não há interações entre as partículas e as colisões são totalmente elásticas.

Os gases ideais fazem movimentos retilíneos e uniformes e todas as interações que poderiam fazer com que eles "perdessem energia" são consideradas nulas.

É como se o gás ideal fosse tudo no cenário mais simples possível. 

Esse modelo nos ajuda a entender o comportamento dos gases na maioria das situações.

Consideramos os gases ideais nos estudos de Química a nível de ensino médio, já que um ambiente ideal facilita o entendimento e os cálculos. 

(Sugestão de recurso visual: comparação entre um gás ideal e um gás real em um gráfico de pressão versus volume.)

4. Variáveis de Estado dos Gases

Para entender o comportamento dos gases, precisamos conhecer quatro grandezas fundamentais que os caracterizam:

Pressão (P): 

Força exercida pelas várias moléculas do gás sobre as paredes do recipiente que o contém.

Volume (V): 

Espaço ocupado pelas moléculas de um gás.

Temperatura (T): 

Medida da energia cinética média das partículas do gás. 

Sempre que pensar em temperatura, pense em energia cinética e pense em agitação das moléculas gasosas. Quanto maior a temperatura, maior a agitação.

Vamos abordar isso em um capítulo separado, mas guarde essa informação que você sempre se dará bem nos raciocínios das questões.

Quantidade de matéria (n): 

Número de mols do gás presente no sistema.

(Sugestão de recurso visual: diagrama mostrando as variáveis de estado e como elas se relacionam.)

5. Unidades e Conversões

Cada uma dessas variáveis pode ser expressa em diferentes unidades, e muitas vezes precisamos converter entre elas:

Pressão:

Pode ser medida em atm (atmosfera), Pa (Pascal), mmHg (milímetros de mercúrio) ou bar.

Conversões importantes:

1 atm = 760 mmHg

1 atm = 1,01325 × 10⁵ Pa ≈ 10⁵ Pa

1 bar =  10⁵ Pa

Volume:

As unidades mais comuns são litros (L), metros cúbicos (m³) e mililitros (mL).

Conversões importantes:

1 cm³ = 1 mL

1 dm³ = 1 L

1 m³ = 1000 L = 10³ L

Temperatura:

Pode ser medida em graus Celsius (°C) ou Kelvin (K), mas nos cálculos utilizamos sempre Kelvin (K)

Conversões importantes: 

T(K) = T(°C) + 273.

Quantidade de matéria: 

Expressa em mols (mol). Lembre que n = m/M.

(Sugestão de recurso visual: tabela com as unidades de cada variável e suas conversões.)

6. Pressão Atmosférica

A pressão atmosférica é a força que o ar exerce sobre a superfície da Terra. 🌍

Em qualquer lugar que você for na face da Terra, o ar possuirá a mesma composição: aproximadamente 80% de gás nitrogênio (N₂) e 20% de gás oxigênio (O₂). 

Lógico que esses não são os únicos gases existentes na ar atmosférico, mas a maioria das questões cobrará de você esse conhecimento nessa proporção.

Se formos mais precisos, a proporção é: 78,09% de N₂, 20,95% de O₂, 0,93% de argônio (78 - 21 - 1 é muito usado também). 

Outros gases, como por exemplo o CO₂, só valem 0,03%. 

Contudo, apesar da proporção ser sempre a mesma em qualquer lugar, a depender da altitude, a pressão que esse ar exerce muda.

Isso acontece porque, quanto maior a altitude, menor a quantidade de ar acima de um ponto, o que reduz a pressão exercida pela coluna de ar.

Vamos criar um cenário imaginário em que só existem 10 mil metros acima do nível do mar e que, depois disso, o universo acaba 😊.

Se você está no nível do mar, significa que existe uma camada de 10 mil metros de ar em cima de você, com muitas moléculas exercendo pressão sobre você.

Isso é a pressão atmosférica ao nível do mar.

Porém, se você está no topo do monte Everest, que tem quase 9 mil metros de altitude, significa que só existe uma camada de mil metros de ar em cima de você.

Se tem menos ar em cima de você, a pressão é menor, correto? Por isso, quanto maior for a altitude de um local, menor será a sua pressão atmosférica. 

O valor que você precisa saber decorado é: a pressão atmosférica a nível do mar vale 1 atm. 

(Sugestão de recurso visual: Ilustração comparando a pressão atmosférica ao nível do mar e no topo do Everest. A imagem pode mostrar a Terra com uma camada de 10 mil metros de ar acima do nível do mar e apenas 1 mil metros de ar sobre o Everest, destacando a diferença na quantidade de ar e na pressão exercida.)

7. Experiência de Torricelli

Essa grandeza varia conforme a altitude e foi medida pela primeira vez pelo cientista Evangelista Torricelli, em 1643. 🧑‍🔬

Torricelli sabia que a atmosfera exercia uma pressão sobre nós e teve a ideia de demonstrar isso de forma prática.

Ele pensou: se a atmosfera realmente exerce essa força, então ela deve ser capaz de sustentar uma coluna de líquido dentro de um tubo.

Para testar essa hipótese, ele pegou um tubo de vidro de aproximadamente 1 metro de comprimento e o encheu completamente com mercúrio, um líquido muito mais denso do que a água. 🌡️

Em seguida, ele tampou a extremidade do tubo, virou-o de cabeça para baixo e o mergulhou em uma cuba contendo mais mercúrio.

Quando soltou a tampa, parte do mercúrio desceu, mas uma coluna do líquido permaneceu dentro do tubo, sustentada pela pressão atmosférica.

A altura dessa coluna foi medida como sendo 760 mm, o que correspondia exatamente à pressão que a atmosfera exercia ao nível do mar.

A partir desse experimento, Torricelli definiu que 1 atm = 760 mmHg, uma relação que usamos até hoje. ⏳

(Sugestão de recurso visual: ilustração detalhada do experimento de Torricelli, mostrando o tubo cheio de mercúrio sendo invertido sobre a cuba, a descida parcial do líquido e a formação da coluna de 760 mm.)