A natureza dos gases

O gás mais importante do planeta é a atmosfera, uma camada fina de gases presa pela gravidade à superfície da Terra. Se estivéssemos longe, no espaço, em um ponto onde a Terra ficasse do tamanho de uma bola de futebol, a atmosfera pareceria ter apenas $\pu{1 mm}$ de espessura. No entanto, essa camada fina e delicada é essencial para a vida: ela nos protege da radiação de alta energia e fornece substâncias necessárias à vida, como o oxigênio, o nitrogênio, o dióxido de carbono e a água.

Onze elementos são gases à temperatura e pressão ambientes. Muitos compostos com massa molar baixa, como o dióxido de carbono, o cloreto de hidrogênio e o metano, $\ce{CH4}$, também são gases. Todas as substâncias que são gases nas temperaturas normais são moleculares, exceto os seis gases nobres, que são monoatômicos (isto é, suas moléculas são formadas por um só átomo).

A observação dos gases

As amostras de gases suficientemente grandes para serem estudadas são exemplos de matéria em grosso (bulk), isto é, matéria formada por um número muito grande de moléculas. Suas propriedades são consequência do comportamento coletivo dessas partículas. No caso de um gás, por exemplo, quando você pressiona o êmbolo de uma bomba para encher o pneu de sua bicicleta, você sente que o ar é compressível — isto é, que ele pode ser confinado em um volume menor do que o inicial. O ato de reduzir o volume de uma amostra de gás é chamado de compressão. A observação de que os gases são mais compressíveis do que os sólidos e líquidos sugere que existe muito espaço livre entre as moléculas dos gases.

A pressão

Se você já encheu um pneu de bicicleta ou apertou um balão cheio de ar, experimentou uma força oposta vinda do ar confinado. A pressão, $P$, é a força $F$ exercida pelo gás, dividida pela área $A$, sobre a qual a força é exercida: $$P = \dfrac{F}{A} \tag{5}$$ A pressão que um gás exerce nas paredes de um recipiente resulta das colisões de suas moléculas com elas. Quanto mais forte for a tempestade das moléculas sobre a superfície, maior será a força e, consequentemente, a pressão. Qualquer objeto na superfície da Terra é atingido continuamente por uma tempestade invisível de moléculas e que exerce uma força sobre ele. Até em um dia aparentemente tranquilo, estamos no meio de uma tempestade de moléculas.

A lei dos gases ideais

Para qualquer gás ideal vale a lei dos gases ideais: $$PV = nRT$$ A constante $R$ é chamada de constante dos gases e é universal, já que tem o mesmo valor para todos os gases. Em unidades SI (pressão em pascals, volume em metros cúbicos, temperatura em kelvins e quantidade em mols), $R$ é obtido em joules por kelvin por mol: $$R = \pu{8,31 J.K-1.mol-1}$$ para valores de volume e pressão expressos em outras unidades: $$R = \pu{0,0821 atm.L//K.mol} = \pu{62,3 Torr.L//K.mol}$$ A lei dos gases ideais é um exemplo de equação de estado, isto é, uma expressão que mostra como a pressão de uma substância se relaciona com a temperatura, o volume e a quantidade de substância na amostra.

As leis dos gases podem ser usadas, separadamente, nos cálculos em que uma só variável é alterada, como o aquecimento de uma quantidade fixa de gás sob volume constante. A lei dos gases ideais permite predições quando duas ou mais variáveis são alteradas simultaneamente. $$\overbrace{\dfrac{ P_1V_1 }{ n_1T_1 }}^{\text{condições iniciais}} = \overbrace{\dfrac{ P_1V_1 }{ n_1T_1 }}^{\text{condições finais}}$$ Esta expressão é denominada lei dos gases combinada. Ela é uma consequência direta da lei dos gases ideais, não uma nova lei.

O volume molar e a densidade dos gases

A lei dos gases ideais também pode ser usada para calcular o volume molar de um gás ideal sob qualquer condição de temperatura e pressão $$V_\mathrm{m} = \dfrac{V}{n} = \dfrac{nRT/P}{n} = \dfrac{RT}{P}$$ Em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), isto é, exatamente $\pu{0 \degree C}$ ($\pu{273 K}$) e $\pu{1 atm}$, o volume molar de um gás ideal é $\pu{22,4 L.mol-1}$. A $\pu{25 \degree C}$ ($\pu{298 K}$) e $\pu{1 atm}$, as condições normalmente usadas para relatar dados químicos, o volume molar de um gás ideal é $\pu{24,5 L.mol-1}$.

A densidade de massa, $d$, do gás, ou simplesmente densidade, como em qualquer outra substância, é a massa da amostra dividida por seu volume, $d = m/V$. De modo geral, a densidade dos gases é expressa em gramas por litro. Por exemplo, a densidade do ar é aproximadamente $\pu{1,6 g.L-1}$ nas CNTP. A densidade é inversamente proporcional ao volume molar e, em determinada temperatura, é proporcional à pressão. $$d = \dfrac{ m }{ V } = \dfrac{ nM }{ nV_\mathrm{m} } = \dfrac{ M }{ V_\mathrm{m} } = \dfrac{ PM }{ RT }$$