Em Física, gás é um dos estados da matéria, não tem forma e volume definidos, e consiste em uma coleção de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.) cujos movimentos são aproximadamente aleatórios.

Índice 1 Características físicas 1.1 Pressão 1.2 Temperatura 1.3 Volume específico 1.4 Densidade 2 Escala microscópica 2.1 Teoria cinética 2.2 Movimento browniano 2.3 Forças intermoleculares 3 Modelos simplificados 3.1 Gás real 3.2 Gás ideal 3.3 Gás perfeito 3.3.1 Termicamente perfeito 4 Síntese histórica 4.1 Lei de Boyle 4.2 Lei de Charles 4.3 Lei de Gay-Lussac 4.4 Lei de Dalton 5 Tópicos especiais 5.1 Compressibilidade 5.2 Número de Reynolds 5.3 Viscosidade 5.4 Turbulência 5.5 Camada limite 5.6 Princípio da máxima entropia 5.7 Equilíbrio termodinâmico 6 Efeitos fisiológicos 7 Referências 8 Ver também

Características físicas

Devido a natureza elétrica das partículas acima mencionadas, um campo de força é presente em todo o espaço à sua volta. As interações entre estes campos de força de uma partícula para a próxima dão origem as forças intermoleculares. Dependentes da distância, estas forças intermoleculares influenciam o movimento dessas partículas, e conseqüentemente, suas propriedades termodinâmicas. À temperaturas e pressões características de muitas aplicações, essas partículas são normalmente muito separadas. Esta separação corresponde a uma força atrativa muito fraca. Como resultado, para muitas aplicações esta força intermolecular torna-se insignificante.
Um gás também apresenta as seguintes características:

• Densidade relativamente baixa e viscosidade comparável a dos estados sólido e líquido.
• Volume muito sensível as mudanças na temperatura ou pressão, por isso o termo "compressíveis".
• Difusão rápida, espalhando-se rapidamente, de forma a distruibuir-se homogeneamente e preencher totalmente qualquer recipiente.

Pressão

Ver artigo principal: Pressão

Ao descrever um recipiente de gás, o termo pressão (ou pressão absoluta) refere-se a razão entre a força média que o gás exerce na superfície do recipiente e a área dessa superfície. Dentro deste recipiente, às vezes é mais fácil visualizar as partículas de gás movendo-se em linhas retas até colidirem com o recipiente (conforme o diagrama na introdução). A força aplicada por uma partícula de gás dentro do recipiente durante esta colisão é a mudança de momento linear (o produto da massa e velocidade) desta partícula.^[1] Note-se que durante uma colisão apenas a componente normal da velocidade muda, e portanto, uma partícula viajando paralela à parede nunca tem seu momento alterado. Assim, a força média sobre a superfície deve ser a mudança média na momento linear causada por todas essas colisões de partículas de gás. Mais precisamente, a pressão é a soma de todas as componentes normais das forças exercidas pelas partículas impactando as paredes do recipiente dividida pela área da superfície da parede.

Temperatura

Ver artigo principal: Temperatura termodinâmica

A velocidade de uma partícula de gás é proporcional à sua temperatura absoluta. A temperatura de qualquer sistema físico está relacionada aos movimentos das partículas (moléculas e átomos) que compõem o gás.^[2] Em mecânica estatística, a temperatura é a medida da energia cinética média das partículas. Os métodos de armazenar essa energia são ditados pelos graus de liberdade da própria partícula. A energia cinética adicionada (processo endotérmico) às partículas de gás devido às colisões produz movimento linear, rotacional, e vibracional também. Por outro lado, uma molécula em estado sólido só pode ter aumentado pela adição de calor o seu modo de vibração, pois a estrutura cristalina reticulada impede movimentos lineares e rotacionais. Estas moléculas de gás aquecido têm uma faixa maior de velocidades, que variam constantemente devido a colisões constantes com outras partículas. A faixa de velocidade pode ser descrita pela distribuição de Maxwell-Boltzmann, sendo essa distribuição uma aproximação para um gás ideal próximo do equilíbrio termodinâmico para o sistema de partículas considerado.

Volume específico

Ver artigo principal: Volume específico

Densidade

Ver artigo principal: Densidade

Escala microscópica

Teoria cinética

Ver artigo principal: Teoria cinética

A teoria cinética provê insights sobre as propriedades macroscópicas dos gases, considerando sua composição molecular e movimento. Começando com as definições de momento e energia cinética,^[3] e usando a conservação de momento e relações geométricas de um cubo para para relacionar propriedades do sistema macroscópicas de temperatura e pressão com propriedades microscópicas de energia cinética por molécula. A teoria fornece valores médios para estas duas propriedades.
A teoria também explica como o sistema gasoso responde a mudanças. Quando um gás é aquecido, a velocidade das partículas aumenta. Isto resulta em um número maior de colisões por segundo com as paredes do recipiente devido as velocidades serem maiores com a temperatura mais elevada. E isto explica o aumento de pressão com o aumento da temperatura.

Movimento browniano

Ver artigo principal: Movimento browniano

O movimento browniano é o modelo matemático usado para descrever o movimento aleatório de partículas suspensas em um fluido. Em 1905, Albert Einstein, por meio da teoria cinética dos gases, explicou os movimentos que foram observados por Brown.^[4]

Forças intermoleculares

Ver artigo principal: Força intermolecular

Modelos simplificados

Ver artigo principal: Equação de estado

Gás real

Ver artigo principal: Gás real

Se for desejado refinar ou medir o comportamento de um gás que escapa de um comportamento ideal, deve-se recorrer às equações de gases reais, que são mais variadas, e quanto mais precisas também são mais complicadas.
Os gases reais não se expandem infinitamente. Isto se deve a que entre suas partículas, quer sejam átomos como nos gases nobres ou moléculas como no (O₂) e na maioria dos gases, se estabelecem umas forças bastante pequenas, devido aos mudanças aleatórias de suas carga eletrostáticas, a que se chama forças de Van der Waals.
O comportamento de um gás geralmente concorda mais com o comportamento ideal quanto mais simples for sua fórmula química e quanto menor for sua reatividade (tendencia a formar compostos). Assim, por exemplo, os gases nobres por serem compostos de moléculas monoatômicas e terem baixíssima reatividade, sobre tudo o hélio, têm um comportamento bastante próximo ao ideal. Os seguem os gases diatômicos, em particular o menos denso, o hidrogênio. Menos ideais são os tri-atômicos, como o dióxido de carbono; o caso do vapor de água é ainda pior, já que a molécula, por ser polar, tende a estabelecer pontes de hidrogênio, o que reduz ainda mais a idealidade. Dentre os gases orgânicos, o que tem o comportamento mais próximo do ideal é o metano perdendo idealidade a medida que se engrossa a cadeia de carbono. Assim, o butano tem um comportamento bem distante da idealidade. Isso ocorre porque quanto maiores os constituintes da partícula do gás, maior a probabilidade de colisão e interação entre eles, um fator que diminui a idealidade. Alguns desses gases podem ser razoavelmente bem aproximados pelas equações ideais, enquanto em outros casos exigirão o uso de equações obtidas empiricamente, muitas vezes a partir do ajuste de parâmetros. Também se perde idealidade em condições extremas, tais como pressão muito alta ou temperaturas muito baixas. Por outro lado, o acordo com a idealidade pode aumentar em pressões baixas ou altas temperaturas.

Gás ideal

Ver artigo principal: Gás ideal

Gás perfeito

Ver artigo principal: Gás perfeito

Termicamente perfeito

Ver artigo principal: Gás termicamente perfeito

Síntese histórica

Lei de Boyle

Ver artigo principal: Lei de Boyle

Para uma certa quantidade de gás a temperatura constante, sua pressão é inversamente proporcional ao volume que ocupa.
Matematicamente:

Lei de Charles

Ver artigo principal: Lei de Charles

A uma pressão dada, o volume ocupado por uma certa quantidade de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura.
Matematicamente:

  ou   .

Lei de Gay-Lussac

Ver artigo principal: Lei de Gay-Lussac

A pressão de uma certa quantidade de gás, que se mantém a volume constante, é diretamente proporcional à temperatura:

Lei de Dalton

Ver artigo principal: Lei de Dalton

A pressão de uma mistura de gases é igual a soma das pressões de todos os gases constituintes.
Matematicamente:
P_total = P₁ + P₂ + ... + P_n

Tópicos especiais

Compressibilidade

Ver artigo principal: Fator de compressibilidade

Número de Reynolds

Ver artigo principal: Número de Reynolds

Viscosidade

Ver artigo principal: Viscosidade

Visão de satélite de um padrão climático mostra um padrão de nuvens turbulentas único chamado de vórtice de von Kármán.

A viscosidade, uma propriedade física, é uma medida de quão bem as moléculas adjacentes atém umas as outras. Um sólido pode resistir a uma força de cisalhamento devido à intensidade dessas forças intermoleculares "pegajosas". Um fluido ira continuamente deformar-se quando submetido à mesma intensidade. Já um gás, apesar de ter um valor de viscosidade menor que o de um líquido, ainda é uma propriedade observável. Se os gases não tivessem viscosidade, então eles não grudariam na superfície de uma asa e nem formariam uma camada limite. Mas um estudo das asas deltas em imagens Schlieren revela que as partículas de gás grudam-se umas as outras.

Turbulência

Ver artigo principal: Turbulência

Asa delta em um túnel de vento. As sombras se formam de acordo com as mudanças de índices de refração dentro do gás enquanto ele é comprimido na borda da asa.

Em dinâmica dos fluidos, a turbulência' ou fluxo turbulento é um regime de fluxo caracterizado por alterações caóticas e estocásticas. Isto inclui a difusão de baixo impulso, convecção de alto impulso e rápida variação da pressão e da velocidade no espaço e no tempo. A visão de satélite do tempo ao redor das Ilhas Robinson Crusoe ilustra apenas um exemplo.

Camada limite

Ver artigo principal: Camada limite

Princípio da máxima entropia

Ver artigo principal: Princípio da máxima entropia

Equilíbrio termodinâmico

Ver artigo principal: Equilíbrio termodinâmico

Efeitos fisiológicos

Outra classificação possível para os gases é aquela que considera os efeitos para a saúde humana, quando inalados. Assim, há os inofensivos (oxigênio, hélio), quando dispersos em quantidade normal na atmosfera, e os venenosos (capazes de matar). Dentre os últimos podemos citar:

• Tóxicos: ácido cianídrico (produz a morte quase instantaneamente), amoníaco do anidro sulfuroso, benzina, iodacetona, cianuretos alcalinos de potássio, sódio etc.
• Asfixiantes: que provocam a cessação das trocas orgânicas (provocando a redução do teor de oxigênio e o consequente aumento de gás carbônico no sangue) tais como oxicloreto, tetraclorossulfureto de carbono, cloroformiato de metila clorado, bromo, fosgeno.

Referências

1. ↑ J. Clerk Maxwell. Theory of Heat. Mineola: Dover Publications, 1904. 319–20 p. ISBN 0486417352
2. ↑ See pages 137–8 of Society, Cornell (1907).
3. ↑ For assumptions of Kinetic Theory see McPherson, pp.60–61
4. ↑ http://e-fisica.fc.up.pt/edicoes/2a-edicao/projectos/movimento-browniano/apresentacao

Ver também

Outros projetos Wikimedia também contêm material sobre este tema:
	Definições no Wikcionário
	Livros e manuais no Wikilivros

• Termodinâmica