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Estado Gasoso


 Biofísica

O conhecimento e domínio dos fenômenos físicos relacionados com o estado gasoso da matéria só foram possíveis a partir de meados do século XVII. As experiências realizadas desde então propiciaram o desenvolvimento de tecnologias de tal importância que, do século XIX em diante, uma série cada vez maior de combustíveis depende da utilização racional de materiais que se apresentam nesse estado.

O estado gasoso é uma forma de agregação da matéria em que os corpos conservam suas moléculas bem separadas umas das outras, com suas forças de atração recíproca pouco intensas em relação ao que se dá nos estados sólido e líquido. Essa baixa condensação molecular é uma das propriedades físico-químicas fundamentais da matéria no estado gasoso. Assim, a substância que se encontra nesse estado tende a ocupar a totalidade do espaço disponível, de sorte que a ausência de forma ou volume fixos se mostra como fator qualitativo mais peculiar a esses corpos.


Mudanças de estado: gás e vapor

O estudo das variações de temperatura, pressão e volume de uma amostra gasosa é de grande importância na determinação das propriedades físicas que cada tipo de gás apresenta. Para observar os efeitos de tais variações, que produzem as chamadas transformações gasosas, atribui-se a uma das variáveis mencionadas -- temperatura, pressão ou volume -- um valor constante e se transportam os valores variáveis das outras duas para um sistema de coordenadas cartesianas, onde elas são postas em relação: pressão e temperatura com volume constante (transformação isocórica); temperatura e volume com pressão constante (transformação isobárica); e pressão e volume com temperatura constante (transformação isotérmica). A curva que representa esta última transformação recebe o nome específico de isoterma.

De acordo com as experiências mencionadas, distingue-se gás de vapor: gás é a substância gasosa cuja temperatura se encontra acima de um nível térmico que é específico para cada substância, chamado temperatura crítica, e não pode passar ao estado líquido por meio de variação de pressão. Vapor é a substância gasosa que se encontra abaixo da temperatura crítica e pode condensar-se por simples compressão.

Na série de isotermas, à medida que a pressão é aumentada ou o volume reduzido, chega-se a um ponto, denominado ponto de orvalho, a partir do qual o vapor começa a condensar-se. Inicialmente, há formação de gotículas que aumentam de dimensão até que todo o vapor se tenha convertido em líquido. Durante a transformação, a pressão mantém-se constante. O intervalo em que a transformação ocorre corresponde a uma curva isobárica.

A transição do estado líquido para o gasoso denomina-se, de maneira geral, vaporização, que pode ocorrer por evaporação ou ebulição. No primeiro caso, a mudança de fase se dá a partir das camadas superficiais de uma massa líquida a qualquer temperatura, enquanto que o segundo fenômeno ocorre em todo o líquido, a uma temperatura constante.


Leis dos gases perfeitos

São gases ideais ou perfeitos aqueles cujo comportamento obedece às leis enunciadas a partir dos experimentos realizados pelo cientista inglês Robert Boyle, que em 1662 provou ser constante o produto do volume de uma amostra gasosa pela pressão a que está submetida, se a temperatura também permanece a mesma. Essa afirmativa, conhecida como Lei de Boyle, representa-se pela expressão:
poVo = p1V1 = A
onde po e p1 são as pressões inicial e final de uma amostra, Vo e V1 os respectivos volumes inicial e final e A, uma constante.

As moléculas dos gases, mesmo na ausência de reações químicas, interagem fisicamente por meio das forças conhecidas como de Van der Waals, que são tanto mais intensas quanto mais denso é o gás. Essas forças decorrem da fraca atração eletrostática existente entre dois átomos ou moléculas eletricamente neutros, mas cuja proximidade é suficiente para levar à formação de dipolos ou cargas induzidas, localizadas em determinadas regiões do átomo ou molécula e responsáveis pela atração entre estes.

Outra propriedade básica dos gases perfeitos é dada pela lei de Gay-Lussac, segundo a qual, sob pressão constante, o volume de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura (Vo /To = V1/T1 = B), e o mesmo acontece com a pressão, num volume constante (Po /To = P1/T1 = C ).

Essas leis, em princípio válidas apenas para os gases ideais, são suficientemente úteis e precisas para a maioria dos cálculos que envolvem substâncias gasosas quaisquer, quando submetidas a baixas pressões.
Estudos realizados posteriormente por cientistas como o italiano Amedeo Avogadro, os ingleses John Dalton e Lord William Thomson Kelvin e o alemão Viktor Meyer resultaram na criação de uma equação de estado para os gases ideais, que relaciona as diferentes variáveis que afetam seu comportamento.
A expressão formal da equação é dada por:
PV = nRT
onde o produto da pressão P pelo volume V de um gás ideal é igual ao produto do número de moles n desse gás, da constante universal dos gases ideais R e de sua temperatura absoluta T expressa em kelvins.

O número de moles de um gás contido num recipiente é igual ao número de vezes que este contém a soma dos pesos atômicos dos átomos constituintes das moléculas desse gás, expressa em gramas. A constante R, de acordo com as unidades utilizadas para pressão, temperatura e volume, apresenta valores distintos. Os mais comumente empregados em cálculos são os seguintes: R = 1,987 cal/mol K e R = 0,082 atm x l/ mol K. Por último, é importante destacar que a temperatura a que se refere a equação de estado é expressa em kelvins e se obtém a partir do valor correspondente em graus Celsius somado a 273,15.

Por meio do exame da equação dos gases ideais, concluiu-se que o estado de uma quantidade determinada de uma substância gasosa, definida por seu número de moles, depende das variáveis pressão, volume e temperatura, e é possível deduzir o valor de uma delas a partir das outras duas.


Gases reais

Quando a densidade do gás é muito alta, ou quando a substância gasosa estiver submetida a pressões excessivamente elevadas, deixa de comportar-se de acordo com as leis que governam os gases ideais e é, por isso, denominada gás real. Para tais substâncias também foram desenvolvidas equações de estado, mais complexas, que relacionam volume, temperatura e pressão. Na verdade, a expressão matemática rigorosa da equação de estado dos gases reais corresponde a um desenvolvimento em série, com  número infinito de termos. Na prática, uma precisão suficiente nos cálculos é conseguida pela utilização de equações tais como a de Van der Waals:
 
Nesta expressão, além das variáveis comuns à equação dos gases ideais, aparecem os parâmetros a e b, fatores de correção da não idealidade do gás, variáveis para cada substância.


Mistura e difusão dos gases

O comportamento dos gases ideais é idêntico tanto em massas homogêneas quanto em misturas gasosas. Nesse sentido, foi de fundamental importância a lei enunciada em 1801 pelo físico inglês John Dalton, chamada lei das pressões parciais. Segundo esta, a pressão de uma mistura de gases que não interagem entre si se obtém a partir da soma ponderada das pressões parciais, referentes a cada uma das substâncias que constituem a mistura.
No que diz respeito à difusão, o modo como se dá, entre os diversos tipos de gases, foi equacionado em meados do século XIX pelo físico escocês Thomas Graham. Pela lei de Graham, nas mesmas condições de pressão e temperatura, as velocidades de difusão de dois gases Vo e V1, são inversamente proporcionais à raiz quadrada de suas densidades do e d1:
 
Nesse contexto, cabe ressaltar a diferença existente entre a densidade absoluta, correspondente à massa de um determinado gás contida numa unidade de volume, e a densidade relativa, correspondente à relação existente entre dois volumes idênticos do gás e de ar, nas mesmas condições de pressão e temperatura. Ambas são muito inferiores às densidades de líquidos e sólidos e se expressam, por convenção, em gramas por litro (g/l) e não nas unidades do sistema internacional, kg/m3.


Cinética dos gases

A teoria cinética dos gases baseia-se no estudo do movimento resultante do efeito da temperatura e das interações das moléculas do gás, mediante as leis da mecânica. Devido ao elevado número de unidades moleculares envolvido nos cálculos cinéticos, da ordem de 106 moléculas/mm3 em condições normais de pressão e temperatura, é freqüente que se recorra, nessa área, a operações estatísticas.

De acordo com essa teoria, as moléculas de um gás estão em temperatura superior ao zero absoluto(- 273,15o C ou zero kelvins) e em constante movimentação, chocando-se entre si e contra as paredes do recipiente onde estão inseridas. Relacionando o movimento das partículas com a equação dos gases ideais, é possível determinar a temperatura do gás em cada instante, pela fórmula de Boltzmann:
 
Nessa relação, Na é o número de Avogadro,  correspondente ao número de moléculas contidas em um mol de qualquer substância, equivalente a 6,02 x 1023; R é a constante dos gases; e Ec, a energia cinética inerente ao deslocamento das partículas. Na fórmula de Boltzmann define-se outra das constantes fundamentais dos gases, denominada constante de Boltzmann:
 
A teoria cinética dos gases permite encontrar expressões teóricas para definir importantes variáveis físicas, como a viscosidade de um gás e seu coeficiente de condutividade térmica.