Introdução

A Lei do Gás Ideal é uma equação simples que demonstra a relação entre temperatura, pressão e volume dos gases. Estas relações específicas derivam da Lei de Charles, Lei de Boyle, e Lei de Gay-Lussac. A Lei de Charles identifica a proporcionalidade direta entre volume e temperatura a pressão constante, a Lei de Boyle identifica a proporcionalidade inversa entre pressão e volume a uma temperatura constante e a Lei de Gay-Lussac identifica a proporcionalidade direta entre pressão e temperatura a um volume constante. Combinadas, estas formam a equação da Lei do Gás Ideal: PV = NRT. P é a pressão, V é o volume, N é o número de moles do gás, R é a constante universal do gás e T é a temperatura absoluta.

A constante universal do gás R é um número que satisfaz as proporcionalidades da relação pressão-volume-temperatura. R tem diferentes valores e unidades que dependem das especificações de pressão, volume, toupeiras e temperatura do usuário. Vários valores para R estão em bancos de dados online, ou o usuário pode usar a análise dimensional para converter as unidades observadas de pressão, volume, toupeiras e temperatura para corresponder a um valor R conhecido. Desde que as unidades sejam consistentes, qualquer uma das abordagens é aceitável. O valor da temperatura na Lei do Gás Ideal deve estar em unidades absolutas (Rankine ou Kelvin ) para evitar que o lado direito seja zero, o que viola a relação pressão-volume-temperatura. A conversão para unidades de temperatura absoluta é uma simples adição à temperatura Fahrenheit (F) ou à temperatura Celsius (C): Graus R = F + 459,67 e K = C + 273,15.

Para um gás ser “ideal” existem quatro suposições governantes:

1. As partículas de gás têm volume insignificante.
2. As partículas de gás têm o mesmo tamanho e não têm forças intermoleculares (atracção ou repulsão) com outras partículas de gás.
3. As partículas de gás movem-se aleatoriamente de acordo com as Leis do Movimento de Newton.
4. As partículas de gás têm colisões elásticas perfeitas sem perda de energia.

Na realidade, não há gases ideais. Qualquer partícula de gás possui um volume dentro do sistema (uma quantidade ínfima, mas presente, no entanto), o que viola a primeira hipótese. Além disso, as partículas de gás podem ter tamanhos diferentes; por exemplo, o gás hidrogênio é significativamente menor que o gás xenônio. Os gases de um sistema têm forças intermoleculares com partículas de gás vizinhas, especialmente a baixas temperaturas, onde as partículas não se movem rapidamente e interagem entre si. Embora as partículas de gás possam mover-se aleatoriamente, elas não têm colisões elásticas perfeitas devido à conservação da energia e do momento dentro do sistema.

Embora os gases ideais sejam estritamente uma concepção teórica, os gases reais podem se comportar de forma ideal sob certas condições. Sistemas com pressões muito baixas ou altas temperaturas permitem que os gases reais sejam estimados como “ideais”. A baixa pressão de um sistema permite que as partículas de gás experimentem menos forças intermoleculares com outras partículas de gás. Da mesma forma, sistemas de alta temperatura permitem que as partículas de gás se movam rapidamente dentro do sistema e exibam menos forças intermoleculares umas com as outras. Portanto, para fins de cálculo, gases reais podem ser considerados “ideais” em sistemas de baixa pressão ou alta temperatura.

A Lei do Gás Ideal também se aplica a um sistema que contém vários gases ideais; isto é conhecido como uma mistura de gases ideal. Com vários gases ideais em um sistema, ainda se assume que essas partículas não têm nenhuma interação intermolecular umas com as outras. Uma mistura gasosa ideal divide a pressão total do sistema nas contribuições de pressão parcial de cada uma das diferentes partículas de gás. Isto permite que a equação de gás ideal anterior seja reescrita como: Pi-V = ni-R-T. Nesta equação, Pi é a pressão parcial das espécies i e ni são os moles das espécies i. Em condições de baixa pressão ou alta temperatura, as misturas gasosas podem ser consideradas misturas gasosas ideais para facilidade de cálculo.

Quando os sistemas não estão a baixas pressões ou altas temperaturas, as partículas gasosas são capazes de interagir entre si; estas interações inibem grandemente a precisão da Lei do Gás Ideal. Existem, no entanto, outros modelos, como a Equação de Estado de Van der Waals, que contabilizam o volume das partículas de gás e as interações intermoleculares. A discussão além da Lei do Gás Ideal está fora do escopo deste artigo.