Gás

Gás é um estado da matéria sem volume nem forma fixos. Um gás se expande até preencher o volume disponível e assume a forma do recipiente que o contém. É uma forma compressível de fluido, em contraste com um líquido, cujo volume varia muito menos sob mudanças de pressão. Um gás puro pode ser formado por átomos individuais, como em um gás nobre como o neônio, ou por moléculas, como oxigênio (O2) e dióxido de carbono. Gases puros também podem formar misturas, como o ar. Em gases diluídos, a distância média entre as partículas é grande em comparação com o tamanho delas. Essa separação pode fazer com que muitos gases sejam invisíveis ao observador humano.

A fase de uma substância depende de condições como temperatura e pressão. O plasma difere de um gás eletricamente neutro por conter uma quantidade apreciável de partículas eletricamente carregadas. Em temperaturas muito baixas e densidades adequadas, gases atômicos podem entrar em regimes quânticos degenerados. Técnicas de microscopia de gases quânticos permitem detectar átomos individuais em redes ópticas. Esses sistemas são classificados pelo comportamento estatístico de suas partículas como gases de Bose ou gases de Fermi. Para outros estados incomuns da matéria, ver Lista de estados da matéria.

Gases elementares Em condições ordinárias, os elementos não metálicos gasosos hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor e cloro existem normalmente como moléculas diatômicas homonucleares, H2, N2, O2, F2 e Cl2. Os gases nobres hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) são monoatômicos. O radônio é radioativo, portanto a expressão "gases elementares" não implica estabilidade nuclear.

Gás e vapor miniatura|Diagrama de fases de uma substância pura. A curva de coexistência entre líquido e gás termina no ponto crítico.

Em termodinâmica, chama-se frequentemente de "vapor" a fase gasosa de uma substância quando ela existe abaixo de sua temperatura crítica. Nessas condições, uma compressão isotérmica pode levar à condensação. Acima da temperatura crítica, a substância não pode ser liquefeita apenas pelo aumento da pressão. A distinção terminológica entre "gás" e "vapor" não é usada de maneira inteiramente uniforme em todas as áreas.

No ponto crítico, desaparece a distinção entre as fases líquida e gasosa. Acima dele encontra-se uma única fase fluida, que pode ser chamada de fluido supercrítico dependendo das condições de pressão e temperatura.

Etimologia A palavra gás foi usada pelo químico brabantino ou dos Países Baixos do Sul Jan Baptista van Helmont no início do século XVII. A palavra "gas" aparece na página 58, onde Helmont escreve "... Gas (meum scil. inventum) ...". Na página 59, escreve "... in nominis egestate, halitum illum, Gas vocavi, non longe a Chao ...". Ele estudou o dióxido de carbono, que distinguiu do ar comum.

A palavra de Van Helmont é geralmente relacionada ao termo em grego antigo , "caos". O g neerlandês é pronunciado como uma fricativa velar surda, próxima do som representado por ch em loch. Essa interpretação também se encaixa no vocabulário alquímico usado por Paracelso, para quem chaos podia designar matéria extremamente rarefeita.

Outra explicação, difundida desde o século XVIII, relacionou o termo a gahst ou geist, palavras germânicas ligadas a "espírito" ou "fantasma". O Oxford English Dictionary rejeita essa derivação. O historiador franco-americano Jacques Barzun propôs outra hipótese, segundo a qual Van Helmont teria tomado a palavra alemã Gäscht, usada para a espuma produzida pela fermentação.

Características físicas miniatura|Partículas em suspensão tornam perceptível o movimento do gás ao redor.

Gases são descritos por grandezas macroscópicas como pressão, volume, número de partículas, quantidade de substância e temperatura. Relações entre essas grandezas foram estudadas por cientistas como Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Joseph Gay-Lussac e Amedeo Avogadro. Algumas dessas relações formam a base da lei dos gases ideais.

Em um gás diluído, as partículas ficam muito afastadas umas das outras em comparação com suas dimensões e as interações intermoleculares exercem efeito relativamente pequeno sobre grande parte do movimento. Em gases reais, entretanto, forças intermoleculares afetam propriedades mensuráveis. Moléculas com ligações covalentes polares possuem distribuições permanentes de carga elétrica. Moléculas apolares também podem interagir por dipolos instantâneos e induzidos, entre eles as forças de dispersão de London, que fazem parte das forças de Van der Waals.American Chemical Society, Faraday Society e Chemical Society (Great Britain), The Journal of Physical Chemistry, volume 11, 1907, pp. 164-165. Essas interações afetam propriedades como temperatura de ebulição e comportamento de fase.

Em condições usuais, gases tendem a ter densidades muito menores que líquidos e sólidos e são muito mais compressíveis. A mudança de pressão ou temperatura pode alterar de forma apreciável a distância média entre suas partículas. Gases também sofrem difusão, espalhando-se pelo volume acessível de um recipiente.

Gases podem dissolver-se em líquidos. Em equilíbrio e no limite de diluição infinita, a quantidade de um soluto volátil dissolvido em um líquido é proporcional à sua quantidade na fase gasosa. Essa relação é expressa pela lei de Henry, cuja constante pode ser definida de diferentes maneiras.

Visão macroscópica dos gases

Ao estudar um gás, é comum escolher uma escala de comprimento. Em uma escala macroscópica, considera-se uma região que contém partículas em número suficiente para que grandezas médias como pressão, temperatura, densidade e velocidade sejam bem definidas. Uma escala menor corresponde à descrição microscópica, centrada nas partículas individuais.

A abordagem macroscópica é a usada pela termodinâmica e por grande parte da mecânica dos fluidos. Robert Boyle, por exemplo, trabalhou com química pneumática e relacionou experimentalmente a pressão e o volume de uma quantidade confinada de gás. Seu aparelho clássico empregava um manômetro em forma de J contendo mercúrio. O aumento da coluna de mercúrio elevava a pressão sobre o ar aprisionado e reduzia seu volume.

direita|miniatura|Imagem computacional da fase de reentrada de um ônibus espacial.

Em condições nas quais a viscosidade pode ser desprezada, escoamentos podem ser modelados pelas equações de Euler. Quando os efeitos viscosos precisam ser incluídos, empregam-se as equações de Navier-Stokes.Anderson, p. 501. Métodos estatísticos, cálculo com múltiplas variáveis e métodos numéricos são usados em situações que envolvem escoamentos compressíveis, ondas de choque e reentrada atmosférica.

Pressão

direita|miniatura|Representação do movimento e das colisões de partículas de um gás.

Em um recipiente, a pressão do gás, representada por p ou P, é a força média normal exercida por unidade de área. Sua unidade no SI é o pascal. Na teoria cinética, a pressão pode ser relacionada às colisões das partículas do gás com as paredes. Cada colisão produz uma variação do momento linear da partícula e transfere momento à parede.

Em uma colisão elástica ideal com uma parede plana, a componente normal da velocidade muda de sentido, enquanto a componente paralela permanece inalterada. A pressão macroscópica resulta da soma estatística de um número muito grande dessas transferências de momento.

Temperatura miniatura|Um balão encolhe depois de ser mergulhado em nitrogênio líquido.|230x230px

A temperatura é representada por T nas equações termodinâmicas e sua unidade no SI é o kelvin. Para um gás ideal clássico, a energia cinética translacional média de cada partícula é

A velocidade quadrática média de uma partícula de massa m é

Assim, para partículas de mesma massa, a velocidade quadrática média cresce com a raiz quadrada da temperatura absoluta, não de forma linear com ela.

O balão mostrado no vídeo diminui de volume quando o gás em seu interior é resfriado pelo nitrogênio líquido. Em uma molécula, a energia pode ser distribuída entre movimentos de translação, rotação e vibração, conforme sua estrutura e os graus de liberdade acessíveis. Em um sólido cristalino, as partículas não possuem a mesma liberdade translacional encontrada em um gás e a energia térmica pode excitar modos coletivos e vibracionais.

Em um gás ideal clássico próximo do equilíbrio termodinâmico, a distribuição das velocidades moleculares é dada pela distribuição de Maxwell-Boltzmann.

Volume específico

O volume específico, normalmente representado por v, é o volume ocupado por unidade de massa. Sua unidade no SI é o metro cúbico por quilograma. O volume total, representado por V, é medido em metros cúbicos.

Na termodinâmica, propriedades que dependem da quantidade de matéria são chamadas de extensivas, enquanto propriedades que não dependem da quantidade total são intensivas. O volume total é extensivo. O volume específico é intensivo.

Densidade

A densidade, representada por ρ, é a massa por unidade de volume e tem unidade de quilogramas por metro cúbico no SI. Ela é o inverso do volume específico.

A densidade de um gás pode variar muito com a pressão e a temperatura. Ela é uma variável de estado. Em uma região homogênea de um gás em equilíbrio e sem gradientes causados por campos externos, a densidade pode ser tratada como uniforme. Em um campo gravitacional, porém, pressão e densidade variam com a altura. Na atmosfera terrestre, ambas diminuem com o aumento da altitude. A equação barométrica descreve um caso dessa dependência.

A densidade é uma grandeza escalar. Para uma massa fixa, ela diminui quando o volume ocupado aumenta.

Visão microscópica dos gases direita|miniatura|184x184px|Partículas na fase gasosa, como átomos, moléculas ou íons, movem-se pelo volume disponível na ausência de restrições externas.

Na descrição microscópica mais simples, um gás é um conjunto de partículas em movimento contínuo. Entre colisões, uma partícula de um gás diluído percorre uma trajetória aproximadamente livre. Colisões com outras partículas ou com as paredes mudam seu movimento. A mecânica estatística permite relacionar esse comportamento microscópico às propriedades macroscópicas.

A forma elementar da teoria cinética dos gases supõe partículas cujo volume próprio é desprezível diante do volume do recipiente, ausência de forças intermoleculares entre colisões e colisões perfeitamente elásticas. Gases reais afastam-se dessas hipóteses em diferentes graus.

A distância média percorrida por uma partícula entre duas colisões sucessivas é chamada de percurso livre médio. Para um gás ideal modelado por esferas de raio r,

O percurso livre médio aumenta quando o gás se torna mais rarefeito.

Teoria cinética dos gases

A teoria cinética relaciona pressão e temperatura ao movimento das partículas. A partir de momento linear, energia cinética e conservação do momento, obtêm-se relações entre grandezas microscópicas e macroscópicas.Para as hipóteses da teoria cinética, ver McPherson e Henderson, pp. 60-61.

Considere uma quantidade fixa de gás ideal em um recipiente de volume constante. Quando a energia interna translacional aumenta, a velocidade quadrática média das partículas também cresce. As colisões com as paredes passam a transferir mais momento por unidade de tempo e a pressão aumenta. Para um gás ideal,

em que N é o número de partículas e m é a massa de cada uma.

A pressão observável resulta das transferências microscópicas de momento. A temperatura, no modelo clássico de um gás monoatômico ideal, está relacionada à energia cinética translacional média.

Movimento térmico e mecânica estatística

Em moléculas, o movimento térmico não se limita à translação. Dependendo da estrutura e da temperatura, podem participar rotação e vibração. A mecânica quântica determina quais níveis de energia estão acessíveis.