As leis dos gases são um conjunto de leis físico-químicas que descrevem o comportamento dos gases quando estão em um sistema fechado.
Estas leis foram desenvolvidas no final do século XVIII e relacionam matematicamente a pressão, a temperatura e o volume de um determinado gás.
A equação de estado de um gás ideal é derivada da teoria cinética dos gases que explica o comportamento das partículas do gás (átomos e moléculas). As partículas em movimento (energia cinética) colidem entre si e com as paredes do recipiente, influenciando a pressão, a temperatura e o volume.
As leis dos gases mais importantes são:
Lei dos gases ideais
A lei dos gases ideais é uma das leis dos gases e representa a equação de estado de um gás ideal. É uma boa aproximação do comportamento de alguns gases sob algumas condições, embora tenha algumas limitações.
A lei dos gases ideais pode ser expressa pela seguinte equação:
P·V=n·R·T
Onde,
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P é a pressão.
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V é o volume.
-
n é a quantidade da substância ou número de moles.
-
R é uma constante que depende do gás.
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T é a temperatura.
Lei de Boyle-Mariotte
A lei de Boyle-Mariotte afirma que, a temperatura constante, o volume de um gás é inversamente proporcional ao aumento da pressão.
Esta lei descreve a relação pressão-volume de um gás em um processo isotérmico, ou seja, sem alteração de temperatura. Do ponto de vista da física moderna, a lei é consequência da equação de Clapeyron-Mendeleev.
Robert Boyle estabeleceu esta lei experimentalmente em 1662. Por sua vez, Edm Mariotte a redescobriu sozinho em 1676.
Lei de Gay-Lussac
A lei de Gay-Lussac afirma que, a volume constante, a pressão de uma determinada massa de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Ou seja, à medida que a temperatura aumenta, a pressão aumenta se o volume permanecer constante.
P/T = constante
A lei de Gay-Lussac também é conhecida como lei da transformação isocórica porque é realizada em volume constante. Foi descoberto pelo físico francês Jacques Charles em 1787, mas foi declarado pela primeira vez por Louis Joseph Gay-Lussac em 1802.
Jacques Charles demonstrou que quando um gás sofre uma transformação isocórica, a relação entre sua pressão e temperatura permanece constante.
A explicação molecular da lei é que, ao aumentar a temperatura de uma quantidade de gás, a velocidade média de suas moléculas aumenta. As moléculas colidem com mais frequência com as paredes do recipiente e têm um impacto mais forte, aumentando assim a pressão exercida pelas moléculas do gás sobre elas.
Neste site usaremos o nome lei de Gay-Lussac para nos referirmos à relação entre pressão e temperatura a volume constante e lei de Charles para a relação entre volume e temperatura a pressão constante.
Lei de Charles
A lei de Charles afirma que se a pressão e a quantidade de um gás permanecerem inalteradas, a relação entre volume e temperatura permanece constante e são diretamente proporcionais entre si.
V/T = constante
Às vezes, o nome Gay-Lussac também é usado para se referir à lei de Charles que relaciona a temperatura e a pressão de um gás a pressão constante. Na verdade, Louis Joseph Gay-Lussac anunciou a lei de Charles em 1802, enquanto Jacques Charles a descobriu 15 anos antes, em 1787.
Em 1702, Guillaume Amontons já havia antecipado esta relação nos gases.
Lei de Avogrado
A lei de Avogadro afirma que gases com o mesmo volume, temperatura e pressão contêm o mesmo número de partículas (ou moléculas). Portanto, o número de moléculas num volume específico de gás é independente do tamanho ou da massa das moléculas do gás.
O número de moléculas em um mol de substância é o número de Avogadro: aproximadamente 6,022·1023 partículas/mol.
Consequentemente, as densidades dos diferentes gases são, nas mesmas condições de temperatura e pressão, proporcionais às suas massas moleculares.
Esta lei leva o nome de Amedeo Avogadro, que a propôs em 1811.
Lei de Henry
A lei de Henry, formulada por William Henry no século XIX, é um princípio fundamental que estabelece uma relação entre a concentração de um gás numa solução e a sua pressão parcial na fase gasosa acima da solução.
Embora tenha limitações sob condições extremas, esta lei é amplamente utilizada em química, biologia, engenharia química e geologia para compreender e manipular a solubilidade de gases em líquidos.
Lei de Graham
A lei de Graham, proposta pelo químico britânico Thomas Graham, afirma que a taxa de difusão (ou efusão) das moléculas de gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade.
Por outras palavras, os gases mais leves difundem-se ou escapam mais rapidamente do que os gases mais pesados através de um meio poroso ou através de pequenas aberturas.
Por exemplo, se você comparar as taxas de difusão do hélio (um gás leve) e do xenônio (um gás mais pesado) através de um balão de borracha, o hélio se difundirá muito mais rápido devido à sua menor densidade.
Lei de Dalton (lei das pressões parciais)
A lei de Dalton, proposta pelo químico britânico John Dalton, afirma que a pressão total exercida por uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais de cada gás na mistura. Ou seja, cada gás de uma mistura exerce pressão como se ocupasse todo o espaço sozinho, sem interagir com os demais gases presentes.
Por exemplo, se você tiver uma mistura gasosa composta de oxigênio e nitrogênio, a pressão total exercida pela mistura será a soma das pressões parciais de oxigênio e nitrogênio. Esta lei é fundamental na química dos gases e é usada na determinação da composição de misturas de gases.
