O que é um gás ideal?
As moléculas de gás são quase todo espaço vazio, e o gás ideal é a ficção agradável que leva isso à letra: partículas pontuais sem volume próprio e sem atração entre si, cujas colisões são perfeitamente elásticas. Para a maioria dos gases perto das condições ambientes a ficção funciona com uma margem de uma fração de percentagem, e compra uma equação compacta — PV = nRT — que liga pressão, volume, quantidade e temperatura com uma única constante R. Cada lei de gases nomeada nesta página é essa equação com algo mantido fixo.
A regra a reter: a temperatura na aritmética dos gases tem de estar em kelvin. T(kelvin) é proporcional à energia cinética média das moléculas, e 0 °C não é « ausência de calor » — se introduzir Celsius na lei de Charles ou de Gay-Lussac, o resultado é silenciosamente absurdo.
Uma equação, três sombras
Mantenha a temperatura fixa em PV = nRT e PV é constante — é a lei de Boyle: comprima um gás para metade do volume e a pressão duplica (a amostra: 1 atm·2 L → 2 atm dá 1 L). Mantenha a pressão fixa e V ∝ T — a lei de Charles: aqueça 2 L de 0 °C a 100 °C (273 K a 373 K) e cresce para 2,73 L. Mantenha o volume fixo e P ∝ T — a lei de Gay-Lussac: a razão pela qual uma lata de aerossol selada avisa contra a incineração. Nada é sagrado quanto a qual variável fica em branco: cada painel aqui resolve para a que deixa vazia, e a lei combinada P1V1/T1 = P2V2/T2 faz as três alterações de uma só vez.
CNTP e a mole de 22,4 litros
Em CNTP — 0 °C e 1 atm — uma mole de qualquer gás (ideal) ocupa 22,414 L, um número que vale a pena memorizar porque converte diretamente entre moles e volume. A amostra de Gás Ideal reproduz isto exatamente: 1 mol a 1 atm e 0 °C resolve para V = 22,414 L. Os químicos usam também CNTP de 25 °C (25 °C, 1 atm), onde o volume molar cresce para cerca de 24,5 L — as mesmas moles, gás mais quente.
Dalton: os gases ignoram-se uns aos outros
Numa mistura, cada gás empurra as paredes como se os outros não estivessem lá; a sua parte da pressão total é a sua pressão parcial, e o total é simplesmente a soma. Melhor ainda, pressão parcial ÷ pressão total = fração molar: o ar tem cerca de 78% de N2 e 21% de O2, por isso a 1 atm o oxigénio contribui com cerca de 0,21 atm. A amostra de Dalton (0,4 + 0,35 + 0,25 atm) soma 1,0 atm no total com frações molares 40/35/25%. É também por isso que as tabelas de mergulho e a fisiologia de mergulho profundo se fazem em pressões parciais — a toxicidade do oxigénio depende da sua pressão, não da pressão da mistura.
Graham: as moléculas mais leves voam mais depressa
À mesma temperatura todas as moléculas transportam a mesma energia cinética média, por isso as leves têm de se mover mais depressa — e a velocidade de efusão (escapar por um furo) vai com 1/√M. A amostra compara o hélio (4 g/mol) com o oxigénio (32 g/mol): o He escapa √(32/4) = 2,83 vezes mais depressa. É por isso que um balão de hélio fica mole de um dia para o outro enquanto os cheios de ar duram semanas.
Quando os gases deixam de ser ideais
Dois pressupostos falham nos extremos: as moléculas ocupam espaço, e atraem-se umas às outras. A equação de van der Waals (P + an²/V²)(V − nb) = nRT corrige ambos — b remove o volume que as próprias moléculas ocupam, e a adiciona uma atração para dentro que suaviza o seu bater nas paredes. A alta pressão o termo de volume domina e a pressão real fica acima da ideal; perto da condensação domina a atração e fica abaixo. A amostra de CO2 (1 L, 0,042 mol, 273 K) é o segundo caso: o ideal prevê 0,9409 atm, van der Waals 0,9362 atm — uma diferença pequena mas real, que cresce depressa à medida que o gás se aproxima de tornar-se líquido. Regra prática: passe para van der Waals acima de algumas centenas de atmosferas, perto do ponto de ebulição, ou para gases fortemente atrativos como NH3 e CO2.
Ideias erradas comuns
- Celsius serve desde que seja consistente. Só as diferenças de temperatura coincidem entre °C e K. Razões como V1/T1 precisam de temperatura absoluta — a lei de Charles dá 2 L → 2,73 L em kelvin mas um resultado absurdo em Celsius.
- Todo o gás ocupa 22,4 L em CNTP. Por mole, sim — o número conta partículas, não espécies. E é um valor de gás ideal; os gases reais caem ligeiramente fora.
- Os gases reais desviam-se sempre para cima. A direção do desvio depende do termo dominante: o volume excluído empurra a pressão para cima, as atrações puxam-na para baixo.
- Os balões de hélio murcham porque a borracha é porosa à química. É física: moléculas pequenas e rápidas escapam por fendas minúsculas — a velocidade ∝ 1/√M.
Ferramentas relacionadas: Termoquímica (calor e trabalho dos gases), Equilíbrio químico (Kp a partir de pressões de gases) e Massa molar (o M da lei de Graham).
