Gás

em Educação


Gás é um dos quatro estados fundamentais da Matéria (sendo os outros sólidos , líquidos e plasma ). Um gás puro pode ser feito de Átomos individuais (por exemplo, um gás nobre ou gás atómico como néon ), elementais moléculas formadas a partir de um tipo de átomo (por exemplo, oxigénio ), ou compostos moléculas formadas a partir de uma variedade de átomos (por exemplo, dióxido de carbono ). Um gás de mistura deveria conter uma variedade de gases puros bem como o ar . O que distingue um gás a partir de líquidos e de sólidos é a grande separação das partículas de gás. Esta separação faz normalmente um gás incolor invisível para o observador Humano. A interacção de partículas de gás na presença de eléctricos e campos gravitacionais são consideradas insignificantes, como indicado pelos vectores de velocidade constante na imagem. Um tipo de gás é comumente conhecido vapor.
 
Encontra-se no Estado gasoso de matéria entre o Líquido e os estados de plasma, [ 1 ] o último dos quais fornece o limite superior de Temperatura para os gases. Delimita o extremo inferior da temperatura mentira escala gases quânticos degenerativas [ 2 ] , que estão ganhando cada vez mais atenção. [ 3 ] de alta densidade atômica gases super-arrefecido a incrivelmente baixas temperaturas são classificados por seu comportamento estatístico tanto como um gás de Bose ou um gás de Fermi . Para uma lista detalhada desses estados exóticos da matéria veja lista de estados da matéria .
 
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1 gases Elementais
2 Etimologia
3 As características físicas
4 macroscópica
4.1 Pressão
4.2 Temperatura
4.3 O volume específico
4.4 Densidade
5 microscópica
5.1 Teoria Cinética
5.2 movimento browniano
5.3 As forças intermoleculares
6 modelos simplificados
6.1 modelos de gás ideal e perfeito
6.2 real gás
7 síntese histórica
7.1 A lei de Boyle
7.2 A lei de Charles
7.3 Lei de Gay-Lussac
7.4 A lei de Avogadro
7.5 A lei de Dalton
8 Tópicos especiais
8.1 compressibilidade
8.2 número de Reynolds
8.3 Viscosidade
8.4 Turbulence
8.5 Camada limite
8.6 princípio máxima entropia
8.7 Equilíbrio termodinâmico
9 Veja também
10 Notes
11 Referências
12 Leitura
Gases Elementais [ editar ]
Os únicos elementos químicos que são estáveis ​​átomo de multi homonucleares moléculas na temperatura e pressão normal (STP), são hidrogénio (H 2 ), azoto (N 2 ) e de oxigénio (O 2 ); além de dois halogéneos , flúor (F 2 ) e cloro (Cl 2 ). Esses gases, quando agrupadas com as monatomic gases nobres ; que são hélio (He), neon (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn); são chamados de "gases elementares". Alternativamente, eles são por vezes conhecidos como "gases moleculares" para distingui-los a partir de moléculas que também são compostos químicos .
 
Etimologia [ editar ]
A palavra de gás é um neologismo usado pela primeira vez no início do Século 17- Flamengo químico JB van Helmont . [ 4 ] A palavra de Van Helmont parece ter sido simplesmente uma transcrição fonética do grego palavra χάος Chaos - a g em holandês a ser pronunciado como ch em "Lago" - caso em que Van Helmont estava simplesmente seguindo o estabelecido alquímico uso primeiro atestada nas obras de Paracelso . De acordo com a terminologia de Paracelsus, caos significava algo como "Água ultra-rarefeito". [ 5 ]
 
Uma História alternativa [ 6 ] é que a palavra de Van Helmont está corrompido de gahst (ou Geist ), significando um fantasma ou Espírito. Isto foi porque certos gases sugeriu uma origem sobrenatural, tais como a sua capacidade de causar a morte, extinguir as chamas, e ocorrem em "minas de poços, de fundo, adros e outros lugares desertos".
 
As características físicas [ editar ]
 
Derivação de fumaça partículas fornecer pistas para o movimento do gás circundante.
Porque a maioria dos gases são difíceis de observar directamente, eles são descritos através da utilização de quatro propriedades físicas ou macroscópicas características: pressão , o volume , o número de partículas (químicos Grupo los por mol ) e a temperatura . Estas quatro características eram constantemente observados por cientistas como Robert Boyle , Jacques Charles , John Dalton , Joseph Gay-Lussac e Amedeo Avogadro para uma variedade de gases em várias configurações. Seus estudos detalhados, finalmente, levou a uma relação Matemática entre estas propriedades expressas pela lei do gás ideal (ver secção modelos simplificados abaixo).
 
Partículas de gás estão amplamente separados um do outro, e, consequentemente, têm ligações intermoleculares mais fracas do que os líquidos ou sólidos. Estas forças intermoleculares resultar de interacções electrostáticas entre as partículas do gás. Like-cobrado áreas de diferentes partículas de gás repelem, enquanto as regiões de cargas opostas de diferentes partículas de gás atrair uns aos outros; gases que contêm carregadas permanentemente íons são conhecidos como plasmas . Compostos gasosos com covalentes polares títulos conter desequilíbrios carga permanente e assim por experiência relativamente fortes forças intermoleculares, embora a Molécula, enquanto carga líquida do composto permanece neutro. Transientes, cargas induzidas aleatoriamente existem em todo não polares ligações covalentes de moléculas e interações eletrostáticas causadas por eles são referidos como Van der Waals . A interacção destas forças intermoleculares varia dentro de uma substância que determina muitas das propriedades físicas únicas para cada gás. [ 7 ] [ 8 ] Uma comparação dos pontos de ebulição para os compostos formados por ligações iónicas covalentes e leva-nos a esta conclusão. [ 9 ] As partículas de fumaça à deriva na imagem fornece alguns insights sobre o comportamento do gás de baixa pressão.
 
Em comparação com os outros estados da matéria, gases têm baixa densidade e viscosidade . Pressão e temperatura influência das partículas dentro de um determinado volume. Esta variação na velocidade de separação das partículas e é referido como compressibilidade . Esta separação das partículas e do tamanho influencia as propriedades ópticas de gases como pode ser encontrado no seguinte lista de índices de refracção . Finalmente, as partículas de gás afastados ou difusa , a fim de se distribuir de forma homogênea ao longo de qualquer recipiente.
 
Macroscópico [ editar ]
 
Imagery Shuttle da fase de reentrada.
Ao observar um gás, é típico para especificar um quadro de referência ou escala de comprimento . Uma maior escala de comprimento corresponde a um macroscópica ponto de vista do gás ou global. Esta região (referido como um volume) deve ser de tamanho suficiente para conter uma grande amostragem de partículas de gás. A análise estatística resultante deste tamanho da amostra produz a "média" comportamento (isto é, velocidade, temperatura ou pressão) de todas as partículas de gás dentro da região. Em contraste, um menor escala de comprimento corresponde a um microscópico ponto de vista ou de partículas.
 
Macroscopicamente, as características do gás são medidos tanto em termos das partículas de gás-se (velocidade, pressão, ou temperatura) ou seus arredores (volume). Por exemplo, Robert Boyle estudou Química pneumática para uma pequena parcela de sua carreira. Uma de suas experiências relacionadas com as macroscópicas propriedades de pressão e volume de um gás. Sua experiência utilizou um tubo de J- manómetro que se parece com um tubo de ensaio na forma da letra J. Boyle preso um inerte de gás na extremidade fechada do tubo de ensaio com uma coluna de mercúrio , tornando assim o número de partículas e a temperatura constante. Ele observou que, quando a pressão foi aumentada em gás, adicionando mais mercúrio para a coluna, o volume de gás aprisionado 'diminuiu (isto é conhecido como um inverso relacionamento). Além disso, quando multiplicado Boyle a pressão e o volume de cada uma das observações, o produto era constante. Este relacionamento mantido para cada gás que Boyle observou que conduz à lei, (PV = k), com o nome para homenagear o seu Trabalho neste Campo.
 
Existem muitas ferramentas matemáticas disponíveis para analisar as propriedades do gás. Como gases são submetidos a condições extremas, essas ferramentas tornam-se um pouco mais complexo, a partir da equações de Euler para o fluxo viscoso com as equações de Navier-Stokes [ 10 ] que totalmente responsáveis ​​por efeitos viscosos. Estas equações são adaptados às condições do sistema de gás em questão. Equipamentos de laboratório de Boyle permitido o uso de álgebra para obter seus resultados analíticos. Seus resultados foram possíveis porque ele estava estudando gases em situações relativamente baixa pressão onde eles se comportaram de forma "ideal". Estas relações ideais para aplicar cálculos de segurança para uma variedade de condições de voo sobre os materiais em uso. O equipamento de alta tecnologia em uso hoje foi projetado para nos ajudar a explorar com segurança os ambientes operacionais mais exóticos onde os gases já não se comportam de forma "ideal". Esta matemática avançada, incluindo estatísticas e cálculo multivariado , torna possível a solução para tais situações dinâmicas complexas como a reentrada de veículos espaciais. Um exemplo é a análise da reentrada do vaivém espacial na foto para garantir as propriedades do material sob esta condição de carga são adequadas. Neste regime de vôo, o gás está já não comportando idealmente.
 
Pressão [ editar ]
Ver artigo principal: Pressão
O Símbolo usado para representar a pressão nas equações é "p" ou "P" com unidades SI de pascais .
 
Ao descrever um recipiente de gás, o termo pressão (ou pressão absoluta) refere-se a força média por unidade de área que o gás exerce sobre a superfície do recipiente. Dentro deste volume, às vezes é mais fácil de visualizar as partículas de gás movendo-se em linha reta até colidirem com o recipiente (veja o diagrama no topo do artigo). A força transmitida por uma partícula de gás para dentro do recipiente durante esta colisão é a mudança no impulso da partícula. [ 11 ] Durante uma colisão só o normal de componente de mudanças de velocidade. Uma partícula viajar paralela à parede não muda o seu dinamismo. Portanto, a força média sobre uma superfície deve ser a variação média de momento linear de todas essas colisões de partículas de gás.
 
A pressão é a soma de todos os componentes normais de força exercida pelas partículas que afectam as paredes do recipiente dividida pela área da superfície da parede.
 
Temperatura [ editar ]
Arquivo: Nitrogen.ogg
Balão de ar diminui após submersão em nitrogênio líquido
Ver artigo principal: Temperatura termodinâmica
O símbolo usado para representar a temperatura nas equações é T com unidades SI de kelvins .
 
A velocidade de uma partícula de gás é proporcional à temperatura absoluta . O volume do balão no vídeo encolhe quando as partículas de gás aprisionadas abrandar com a adição de azoto extremamente frio. A temperatura de qualquer sistema físico está relacionado com os movimentos das partículas (moléculas e átomos) que compõem o sistema [gás]. [ 12 ] Em mecânica estatística , a temperatura é a medida da energia cinética armazenada em média uma partícula. Os métodos de armazenar esta energia são ditadas pelos graus de liberdade da própria partícula ( modos de energia ). A energia cinética acrescentado ( endotérmico processo) para partículas de gás por meio de colisões produz linear, rotação e movimento vibracional. Em contraste, uma molécula em forma de um sólido só pode aumentar os seus modos vibracionais com a adição de calor como a estrutura do Cristal evita a estrutura linear e movimentos de rotação. Estas moléculas de gás aquecido ter uma gama maior velocidade que varia constantemente devido a colisões constantes com outras partículas. A gama de velocidades pode ser descrita pela distribuição de Maxwell-Boltzmann . O uso deste distribuição implica gases ideais perto equilíbrio termodinâmico para o sistema de partículas que está sendo considerado.
 
O volume específico [ editar ]
Ver artigo principal: o volume específico
O símbolo usado para representar volume específico em equações é "v" com unidades SI de metros cúbicos por quilograma.
 
Veja também: volume de gás
O símbolo usado para representar o volume nas equações é "V" com unidades SI de metros cúbicos.
 
Ao realizar uma termodinâmica análise, é típico para falar de propriedades intensivas e extensivas . Propriedades que dependem da quantidade de gás (ou, em massa ou volume) são chamados extensas propriedades, ao passo que as propriedades que não dependem da quantidade de gás são chamados intensivos propriedades. O volume específico é um exemplo de uma intensiva propriedade porque é o rácio do volume ocupado por uma unidade de massa de um gás que é idêntico ao longo de um sistema em equilíbrio. [ 13 ] 1,000 átomos um gás ocupar o mesmo espaço que quaisquer outros átomos 1000 para qualquer dada temperatura e pressão. Este conceito é mais fácil de visualizar para os sólidos, tais como Ferro , que são incompressíveis em comparação com os gases. Uma vez que um gás enche qualquer recipiente em que é colocado, de volume é uma propriedade extensiva .
 
Densidade [ editar ]
Ver artigo principal: Densidade
O símbolo usado para representar a densidade nas equações é ρ (rho), com unidades SI de quilogramas por metro cúbico. Este termo é o recíproco do volume específico.
 
Desde as moléculas de gás pode se mover livremente dentro de um recipiente, sua massa é normalmente caracterizada pela densidade . A densidade é a quantidade de massa por unidade de volume de uma substância, ou o inverso do volume específico. Para gases, a densidade pode variar dentro de uma vasta gama porque as partículas são livres para se moverem mais juntos quando constrangido por pressão ou do volume. Esta variação de densidade é referido como compressibilidade . Tal como pressão e temperatura, a densidade é uma variável de estado de um gás e a mudança em densidade durante todo o processo é regulada pelas leis da termodinâmica. Para um gás estático , a densidade é a mesma em todo o recipiente inteiro. A densidade é, por conseguinte, uma quantidade escalar . Pode ser demonstrado pela teoria cinética que a densidade é inversamente proporcional ao tamanho do recipiente em que uma massa fixa de gás está confinado. Neste caso de uma massa fixa, a densidade diminui à medida que se aumenta o volume.
 
Microscópica [ editar ]
Se pode-se observar um gás sob um poderoso microscópio, se poderia ver uma coleção de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.), sem qualquer forma definida ou de volume que estão em movimento mais ou menos aleatória. Estas partículas de gases neutros apenas mudar de direcção quando eles colidem com uma outra partícula ou com os lados do recipiente. Em um gás ideal, essas colisões são perfeitamente elástico. Esta partícula ou microscópica vista de um gás é descrita pela teoria cinética molecular . Os pressupostos subjacentes a esta teoria pode ser encontrado na seção de postulados de Teoria Cinética .
 
Teoria cinética [ editar ]
Ver artigo principal: teoria cinética
Teoria cinética fornece insights sobre as propriedades macroscópicas de gases, considerando sua composição molecular e movimento. Começando com as definições de força e energia cinética , [ 14 ] pode-se usar a conservação do momento e as relações geométricas de um cubo de relacionar as propriedades do sistema macroscópico de temperatura e pressão para a propriedade microscópica de energia cinética por molécula. A teoria fornece valores para essas duas propriedades em média.
 
A teoria também explica como o sistema de gás responde a mudar. Por exemplo, como um gás é aquecido a partir do zero absoluto, quando é (em teoria) perfeitamente ainda, a sua energia interna (temperatura) é aumentada. Como um gás é aquecido, as partículas e acelerar a sua temperatura sobe. Isso resulta em um maior número de colisões com o Tempo por unidade de recipiente, devido às velocidades das partículas mais elevadas associadas com temperaturas elevadas. A pressão aumenta em proporção com o número de colisões por unidade de tempo.
 
Movimento browniano [ editar ]
 
Movimento aleatório das partículas do gás resulta em difusão .
Ver artigo principal: movimento browniano
Movimento Browniano é o modelo matemático utilizado para descrever o movimento aleatório das partículas suspensas num fluido. A animação de partículas de gás, usando Rosa e partículas verdes, ilustra como este comportamento resulta na divulgação de gases ( entropia ). Estes acontecimentos são também descritos por teoria da partícula .
 
Uma vez que é no limite de (ou além) a tecnologia atual para observar partículas de gás individuais (átomos ou moléculas), apenas cálculos teóricos dão sugestões sobre como eles se movem, mas seu movimento é diferente do movimento browniano, porque o movimento browniano envolve uma drag lisa devido para a força de atrito de muitas moléculas de gás, pontuado por colisões violentas de uma molécula individual de gás (ou vários) (s) com a partícula. A partícula (geralmente constituído por milhões ou bilhões de átomos) move-se, portanto, em um curso irregular, mas não de modo irregular como seria esperado se a uma molécula individual de gás foram examinados.
 
As forças intermoleculares [ editar ]
 
Quando os gases são compactados, as forças intermoleculares tais como os mostrados aqui começar a desempenhar um papel mais activo.
Artigos principais: van der Waals força e vigor Intermolecular
Como discutido anteriormente, atrações momentâneas (ou repulsão) entre partículas têm um efeito sobre a dinâmica dos gases . Em química física , o nome dado a essas forças intermoleculares é van der Waals . Estas forças têm um papel chave na determinação de propriedades físicas de um gás, tal como viscosidade e caudal (ver secção características físico). Ignorando essas forças em determinadas condições (ver teoria cinético-molecular ) permite que um gás real, para ser tratado como um gás ideal . Esta suposição permite o uso de leis dos gases ideais que simplifica muito cálculos.
 
O uso adequado dessas relações de gás exige a teoria cinético-molecular (KMT). Quando as partículas possuem uma carga de gás magnético ou força intermolecular que gradualmente se influenciam mutuamente, como o espaçamento entre eles é reduzida (o modelo de ligação de hidrogénio ilustra um exemplo). Na ausência de qualquer carga, em algum ponto, quando o espaçamento entre as partículas do gás é grandemente reduzido já não podem evitar as colisões entre si a temperaturas normais de gás. Outro caso de aumento de colisões entre as partículas de gás incluiria um volume fixo de gás, o qual após aquecimento iria conter partículas muito rápidos. Isto significa que estas equações ideais de resultados razoáveis ​​excepto para alta temperatura (ionizado) condições de pressão extremamente elevada (compressível) ou. Observe que todas essas condições isentos permitir a transferência de energia para ocorrer dentro do sistema de gás. A ausência destas transferências internos é o que é referido como condições ideais em que a troca de energia ocorre apenas nos limites do sistema. Gases reais experimentar algumas dessas colisões e forças intermoleculares. Quando estas colisões são estatisticamente insignificantes (incompressíveis), os resultados destas equações ideais são ainda significativos. Se as partículas de gás são compactados em estreita proximidade que eles se comportam mais como um líquido (ver dinâmica de fluidos ).
 
Modelos simplificados [ editar ]
Ver artigo principal: Equação de estado
Uma equação de estado (para gases) é um modelo matemático utilizado para cerca de descrever ou prever as propriedades de estado de um gás. No momento, não há uma única equação de estado que prevê com precisão as propriedades de todos os gases sob todas as condições. Portanto, uma série de equações muito mais precisos de estado foram desenvolvidos para os gases em intervalos de temperatura e pressão específicas. Os "modelos a gás", que são mais amplamente discutidos são "gás perfeito", "gás ideal" e "gás real". Cada um desses modelos tem seu próprio conjunto de pressupostos para facilitar a análise de um dado sistema termodinâmico. [ 15 ] Cada modelo sucessivo expande a gama de temperaturas de cobertura a que se aplica.
 
Modelos de gás ideal e perfeito [ editar ]
Ver artigo principal: gás Perfeito
A equação de estado para um gás ideal ou perfeito é a lei do gás ideal e lê
 
PV = nRT,
onde P é a pressão, V é o volume, n é o volume de gás (em unidades molares), R é a constante universal dos gases perfeitos , 8,314 J / (K mol), e T é a temperatura. Escrito desta forma, às vezes é chamado de "a versão de químico", uma vez que enfatiza o número de moléculas n . Ele também pode ser escrita como
 
P = \ rho R_s T,
onde R_sé a constante dos gases específico para um gás particular, em unidades de J / (K kg), e ρ = m / V é a densidade. Esta notação é a versão do "dynamicist gás", o que é mais prático na modelagem de fluxos de gás envolvendo aceleração sem reações químicas.
 
A lei do gás ideal não faz uma suposição sobre o calor específico de um gás. No caso mais geral, o calor específico é uma função da temperatura e pressão. Se a pressão de dependência é negligenciado (e, possivelmente, a dependência da temperatura, bem) numa aplicação particular, por vezes, o gás é dito ser um gás ideal , apesar de os pressupostos exactas podem variar dependendo do autor e / ou do campo da Ciência.
 
Para um gás ideal, a lei do gás ideal é aplicável sem restrições sobre o calor específico. Um gás ideal é um simplificada "gás real" com a suposição de que o factor de compressibilidade Z é definido como um significado que este rácio pneumático permanece constante. Um fator de compressibilidade de um também requer as quatro variáveis ​​de estado a seguir a lei do gás ideal .
 
Essa aproximação é mais adequado para aplicações em Engenharia embora os modelos mais simples podem ser usadas para produzir uma "Bola-Parque" gama de onde a verdadeira solução deve mentir. Um exemplo em que a "aproximação do gás ideal" seria adequado seria dentro de uma câmara de combustão de um Motor a jacto . [ 16 ] Pode também ser útil para manter as reacções químicas elementares e dissociações para o cálculo das emissões .
 
Gás real [ editar ]
 
21 de Abril de 1990 erupção do Monte Redoubt , Alaska , ilustrando gases reais não em equilíbrio termodinâmico.
Ver artigo principal: o gás real
Cada um dos pressupostos listados abaixo aumenta a complexidade da solução do problema. Como a densidade de um gás aumenta com o aumento da pressão, as forças intermoleculares desempenhar um papel mais importante no comportamento de gás que resulta na lei do gás ideal que já não fornece resultados "razoáveis". Na extremidade superior das gamas de temperatura do motor (por exemplo, secções de sistema de combustão - 1300 K), as partículas de combustível complexos absorver energia interna por meio de rotações e vibrações que provocam seus calores específicos para variar daquelas moléculas de diatómicas e gases nobres. Em mais do que o dobro da temperatura, excitação electrónica e dissociação das partículas de gás começa a ocorrer fazendo com que a pressão de ajuste para um maior número de partículas (transição de gás de plasma ). [ 17 ] Por fim, todos os processos termodinâmicos foram presumidos descrever gases uniformes cujas velocidades variou de acordo com uma distribuição fixa. Usando uma situação de não equilíbrio implica o campo de fluxo deve ser caracterizado de alguma maneira para permitir que uma solução. Uma das primeiras tentativas para expandir os limites da lei dos gases ideais foi para incluir a cobertura para diferentes processos termodinâmicos ajustando a equação para ler PV n = constante e, em seguida, variando o n através de valores diferentes, tais como a taxa de calor específico , γ .
 
Efeitos do gás real incluem os ajustes feitos para explicar uma gama maior de comportamento de gás:
 
Efeitos de compressibilidade ( Z permitido variar de 1,0)
Variable capacidade de calor (calores específicos variam de acordo com a temperatura)
Van der Waals (relacionados com a compressão, pode substituir outras equações de estado)
Não-equilíbrio efeitos termodinâmicos
Problemas com molecular dissociação e reações elementares com composição variável.
Para a maioria das aplicações, uma análise tão detalhada é excessivo. Exemplos onde "efeitos reais de gás" teria um impacto significativo seria no Space Shuttle reentrada onde extremamente altas temperaturas e pressões estão presentes ou os gases produzidos durante os eventos geológicos como na imagem da erupção de 1990 Mount Redoubt .
 
Síntese histórica [ editar ]
Veja também: Lei dos gases
A lei de Boyle [ editar ]
 
Equipamentos de Boyle.
Ver artigo principal: a lei de Boyle
A lei de Boyle foi talvez a primeira expressão de uma equação de estado. Em 1662, Robert Boyle realizada uma série de experiências que utilizam um tubo de vidro em forma de J, que foi selado numa das extremidades. Mercúrio foram adicionados ao tubo, aprisionando uma quantidade fixa de ar na extremidade curta, selada do tubo. Em seguida, o volume de gás foi cuidadosamente medido como mercúrio adicional foi adicionado ao tubo. A pressão do gás pode ser determinado pela diferença entre o nível de mercúrio na extremidade curta do tubo e que na extremidade longa e aberta. A imagem do Equipamento do Boyle mostra algumas das ferramentas exóticas usadas por Boyle durante seu estudo de gases.
 
Através destas experiências, Boyle notar-se que a pressão exercida por um gás mantido a uma temperatura constante varia inversamente com o volume do gás. [ 18 ] Por exemplo, se o volume é reduzido para metade, a pressão é dobrada; e se o volume é o dobro, a pressão é reduzida para metade. Dada a relação inversa entre a pressão e o volume, o produto da pressão ( P ) e o volume ( V ) é uma constante ( k ) para uma dada massa de gás confinado, desde que a temperatura seja constante. Dito de uma fórmula, assim é:
 
 PV = k 
Porque o antes e depois de volumes e pressões da quantidade fixa de gás, onde as temperaturas antes e depois do mesmo são ambos iguais a constante k , podem ser relacionados pela equação:
 
\ Qquad P_1 v_1 = P_2 V_2.
 
A lei de Charles [ editar ]
Ver artigo principal: a lei de Charles
Em 1787, o balão físico e pioneiro francês, Jacques Charles , descobriram que o oxigénio, azoto, hidrogénio, dióxido de carbono, ar e expanda na mesma extensão ao longo do mesmo intervalo de 80 kelvin. Ele observou que, para um gás ideal, a pressão constante, o volume é directamente proporcional à sua temperatura:
 
\ Frac {} {v_1 T_1} = \ frac {} {V_2 T_2}
 
A lei de Gay-Lussac [ editar ]
Ver artigo principal: Lei de Gay-Lussac
Em 1802, Joseph Louis Gay-Lussac publicou os resultados de experimentos similares, porém mais extensos. [ 19 ] Gay-Lussac creditado trabalho anterior de Charle, nomeando a lei em sua honra. Próprio Gay-Lussac é creditado com a pressão descrevendo lei, que ele encontrou em 1809. Ele afirma que a pressão exercida sobre os lados de um recipiente por um gás ideal é proporcional à sua temperatura.
 
 \ Frac {} {P_1 T_1} = \ frac {} {P_2 T_2} \,
A lei de Avogadro [ editar ]
Ver artigo principal: a lei de Avogadro
Em 1811, verificou-se que Amedeo Avogadro volumes iguais de gases puros contêm o mesmo número de partículas. Sua teoria não foi geralmente aceite até 1858 quando um outro químico italiano Stanislao Cannizzaro foi capaz de explicar as exceções não-ideais. Por seu trabalho com gases um século antes, o número que leva seu nome constante de Avogadro representa o número de átomos encontrados em 12 gramas de elemental carbono-12 (6.022 × 10 23 mol -1 ). Este número específico de partículas do gás, em condições normais de temperatura e pressão (lei dos gases ideais) ocupa 22,40 litros, que é referido como o volume molar .
 
A lei de Avogadro afirma que o volume ocupado por um gás ideal é proporcional ao número de moles (ou moléculas) presentes no recipiente. Isto dá origem ao volume molar de um gás, que em STP é de 22,4 dm 3 (ou litros ). A relação é dada pela
 
\ Frac {v_1} {n_1} = \ frac {} {V_2 n_2} \,
onde n é igual ao número de moles de gás (o número de moléculas dividido pelo número de Avogadro ).
 
A lei de Dalton [ editar ]
 
Dalton notação 's.
Ver artigo principal: a lei de Dalton
Em 1801, John Dalton publicada a Lei de pressões parciais do seu trabalho com relação lei dos gases ideais: A pressão de uma mistura de gases não reactivos é igual à soma das pressões de todos os gases constituintes por si só. Matematicamente, isto pode ser representado por n espécies como:
 
Pressão total de Pressão = 1 + Pressão 2 + ... + Pressão n
 
A imagem do diário de Dalton descreve simbologia ele usado como abreviação para gravar o caminho que ele seguiu. Entre suas observações jornal chave Após a mistura não reactivos "fluidos elásticos" (gases) foram os seguintes: [ 20 ]
 
Ao contrário de líquidos, gases mais pesados ​​não deriva para o fundo, desde a mistura.
Identidade de partículas de gás não desempenhou nenhum papel na determinação da pressão final (eles se comportavam como se seu tamanho era insignificante).
Tópicos especiais [ editar ]
Compressibilidade [ editar ]
 
Fatores de compressibilidade para o ar.
Ver artigo principal: fator de compressibilidade
Termodinamicistas utilizar esse factor ( Z ) para alterar a equação de gás ideal para contabilizar os efeitos de compressibilidade dos gases reais. Este factor representa a Razão real de para volumes específicos ideais. É por vezes referido como um "fudge factor" ou correção para expandir a gama útil da lei do gás ideal para fins de projeto. Normalmente esta Z valor é muito próximo da unidade. A imagem ilustra como factor de compressibilidade z varia ao longo de uma gama de temperaturas muito frias.
 
Número de Reynolds [ editar ]
Ver artigo principal: número de Reynolds
Em mecânica dos fluidos, o número de Reynolds é a relação de forças inerciais ( v s ρ ) para forças viscosas ( μ / L ). É um dos números sem dimensão mais importantes na dinâmica dos fluidos e é usado, geralmente, juntamente com outros números sem dimensão, para proporcionar um critério para determinar semelhança dinâmica. Como tal, o número de Reynolds fornece a ligação entre os resultados da modelagem (design) e as condições reais de grande escala. Ele também pode ser usada para caracterizar o fluxo.
 
Viscosidade [ editar ]
 
Vista satélite de padrão de tempo nas proximidades do Robinson Crusoe Islands , em 15 de Setembro de 1999, mostra um padrão único nuvem turbulento chamado de Rua vortex Kármán
Ver artigo principal: Viscosidade
Viscosidade, uma propriedade física, é uma medida de quão bem moléculas adjacentes colados um ao outro. Um sólido pode resistir a uma força de corte, devido à força de estas forças intermoleculares pegajosas. Um fluido irá deformar-se de forma contínua quando sujeito a uma carga semelhante. Enquanto um gás tem um valor de viscosidade inferior do que um líquido, que é ainda uma propriedade observável. Se os gases não tinha viscosidade, então elas não se aderir à superfície de uma asa e formar uma camada de fronteira. Um estudo da asa delta no Schlieren imagem revela que as partículas de gás colados um ao outro (ver secção camada de limite).
 
Turbulence [ editar ]
 
Delta asa no túnel de vento. As sombras formam como os índices de alteração refracional no interior do gás, uma vez que comprime na vanguarda desta ala.
Ver artigo principal: Turbulence
Na dinâmica de fluidos, turbulência ou fluxo turbulento é um regime de fluxo caracterizada por caóticos, alterações de propriedade estocásticos. Isso inclui a baixa difusão momentum, alta convecção momentum, e variação rápida de pressão e velocidade no espaço e no tempo. O Vista satélite de tempo em torno de Robinson Crusoe Islands ilustra apenas um exemplo.
 
Camada limite [ editar ]
Ver artigo principal: Camada limite
As partículas serão, com efeito, "pau" para a superfície de um objecto em movimento através dela. Esta camada de partículas é chamada a camada de fronteira . Na superfície do objecto, que é essencialmente estática devida ao atrito da superfície. O objecto, com a sua camada limite é eficazmente a nova forma do objecto que o restante das moléculas de "ver" como as abordagens de objectos. Esta camada limite pode separar-se da superfície, essencialmente, criar uma nova superfície e mudar completamente o trajecto do fluxo. O exemplo clássico disto é um aerofólio estagnação . A imagem de asa delta mostra claramente a camada espessamento fronteira como o gás flui da direita para a esquerda ao longo da borda de ataque.
 
Princípio da entropia máxima [ editar ]
Ver artigo principal: Princípio da máxima entropia
À medida que o número total de graus de liberdade se aproxima do infinito, o sistema vai ser encontrado no macroestado que corresponde ao maior multiplicidade . A fim de ilustrar este princípio, observar a temperatura da pele de uma barra de metal congelado. Usando uma imagem térmica da temperatura da pele, observar a distribuição de temperatura sobre a superfície. Esta observação inicial de temperatura representa um " micro-estado . " Em algum momento no futuro, uma segunda observação da temperatura da pele produz uma segunda microstate. Ao prosseguir com este processo de observação, é possível produzir uma série de micro que ilustram a história térmica da superfície da barra. Caracterização da série histórica de microestados é possível, escolhendo o macroestado que classifica-los todos com sucesso em um único agrupamento.
 
Equilíbrio termodinâmico [ editar ]
Ver artigo principal: Equilíbrio termodinâmico
Quando a transferência de energia cessa a partir de um sistema, esta condição é referida como equilíbrio termodinâmico. Normalmente, esta condição implica o sistema e ambiente estão à mesma temperatura de modo a que não mais transferências de calor entre eles. Implica também que forças externas estão equilibradas (volume não muda), e todas as reações químicas dentro do sistema estão completas. A linha de tempo varia para estes eventos, dependendo do sistema em questão. Um recipiente de Gelo deixou-se fundir à temperatura ambiente leva horas, enquanto em semicondutores a transferência de calor que ocorre na transição a partir de um dispositivo em estado de desligado pode ser da ordem de alguns nanossegundos.
 
Chamado de gás (inventado pela palavra cientista flamengo Jan Baptista van Helmont , no século XVII, Latin caos ) o estado de agregação da matéria em que, sob certas condições de temperatura e pressão, suas moléculas intereaccionan apenas fracamente uns com os outros sem formação de ligações moleculares, tendo a forma e volume do recipiente e a sua tendência para separar, ou seja, se expandir, tudo para a sua elevada energia cinética . Os gases são fluidos altamente compressíveis , que sofrem grandes mudanças na densidade com a temperatura e pressão. As moléculas que constituem um gás quase não são atraídas umas pelas outras, de modo que eles se movem em vácuo a alta velocidade e completamente separadas umas das outras, o que explica as propriedades:
 
As moléculas de gás são praticamente livre, de modo que eles são capazes de ser distribuído por todo o espaço em que estão contidos. E as forças de atracção gravitacional entre as moléculas são negligenciáveis ​​em comparação com a taxa na qual as moléculas se movem.
Gases ocupar completamente o volume de seu recipiente.
Gases não têm forma definida, abraçando os recipientes que os contenham.
Pode ser facilmente comprimido porque existem enormes lacunas entre as moléculas e outros.
Na temperatura ambiente e pressão de gás podem ser elementos, tais como o hidrogénio, oxigénio, azoto, cloro, flúor e gases raros , os compostos tais como o dióxido de carbono ou propano, ou misturas tais como ar.
 
O vapor e as de plasma propriedades de compartilhamento de gás e pode formar misturas homogêneas, por exemplo vapor de água e ar , são conhecidos coletivamente como corpos gasosos , gasosa ou em fase gasosa .
 
Índice  [ hide ] 
1 História
2 Lei dos Gases
2.1 A lei de Boyle
2.2 Lei de Charles
2.3 -Gay Lussac lei de
2.4 Lei de gás Combinado
2.5 Lei de gás Ideal
3 reais Gases
4 Comportamento dos Gases
4.1 As mudanças de densidade
4.2 uma pressão de gás
5 Veja também
6 Ligações externas
História [ editar ]
Em 1648, o químico Jan Baptista van Helmont , considerado o pai da química pneumática , criou a palavra gás (por um tempo também foi usado "aeriform Estado"), a partir da palavra grega kaos (desordem) para definir as características do anidrido de carbono . Este nome foi mais Tarde estendido a todos os corpos gasosos , também chamado de fluidos elásticos , fluidos elásticos ou ar , e é utilizado para designar um dos estados da matéria .
 
A principal característica dos sólidos de gases e líquidos, elas não podem ser vistas ou tocadas, mas composta de átomos e moléculas também são encontradas.
 
Devido à Natureza do gás é, nas suas moléculas, largamente separados uns dos outros e uns com os outros movimentos aleatórios. Como é o caso com os outros dois estados da matéria, o gás pode também ser transformado (no estado líquido) se for submetido a temperaturas muito baixas. Este processo é chamado de condensação , no caso de vapor e de liquefacção no caso de gases perfeitos .
 
A maioria dos gases necessário para atingir temperaturas muito baixas de condensação. Por exemplo, no caso do oxigénio, a temperatura requerida é 183 ° C.
 
As primeiras leis de gás foram desenvolvidos a partir do final do século XVII, quando os cientistas começaram a perceber que a relação entre pressão, volume e temperatura de uma amostra de gás em um sistema fechado , pode-se obter um fórmula que seria válida para todos os gases. Estes comportam-se como uma grande variedade de condições, devido à boa aproximação com moléculas que estão mais separados, e hoje a equação de estado de um gás ideal é derivado da teoria cinética . Agora, as leis dos gases acima são considerados como casos especiais da equação do gás ideal, com uma ou mais das variáveis ​​constantes.
 
Empiricamente, uma série de relações são observados proporção entre a temperatura , a pressão e o volume que conduz à lei dos gases ideais, deduzida pela primeira vez por Émile Clapeyron em 1834.
 
Lei dos gases [ editar ]
Existem várias leis derivadas de modelos simplificados da realidade que se relacionam com a pressão , o volume de e a temperatura de um gás.
 
A lei de Boyle [ editar ]
Ver artigo principal: a lei de Boyle
A lei de Boyle (ou lei de Boyle ), por Robert Boyle e Edme Mariotte , é uma das leis dos gases relativos a volumes e pressão de uma certa quantidade de gás mantida a temperatura constante. Lei estabelece que a uma temperatura constante e para uma dada massa de um gás do volume de gás varia inversamente proporcional à pressão absoluta do recipiente forma:
 
PV = k \,
 
Lei Charles [ editar ]
Ver artigo principal: Lei de Charles
A uma dada pressão, o volume ocupado por uma determinada quantidade de gás é directamente proporcional à sua temperatura.
 
Matematicamente a expressão seria:
 
\ Frac {} {v_1 T_1} = \ frac {} {V_2 T_2}   ou    \ Frac {} {v_1 V_2} = \ frac {} {T_1 T_2}.
em termos gerais:
 
(V1 * T2) = (V2 * T1)
 
A lei de Gay-Lussac [ editar ]
Ver artigo principal: -Gay Lussac lei de
Pressionar uma quantidade de gás que é mantido a volume constante, é directamente proporcional à temperatura:
 
\ Frac {} {P_1 T_1} = \ frac {} {P_2 T_2}  
Isso é o gás porque a Embalagem, de gás liquefeito, refrigeração tem o volume desejado de gás, até uma temperatura característica de cada gás, a fim de submetê-lo à pressão necessária para liquefazer-lo sem superaquecimento e, eventualmente, explodir primeiro .
 
Lei do gás combinado [ editar ]
Ver artigo principal: Combinado lei do gás
Combinando as três leis acima é obtido:
 
 \ Qquad \ frac {PV} {T} = C 
Lei dos gases ideais [ editar ]
Ver artigo principal: lei dos gases ideais
A lei geral do gás a lei de obter gases ideais . Sua expressão matemática é:
 
 P \ cdot V = n \ cdot R \ cdot T 
sendo P a pressão , V o volume de , n o número de moles , R a constante universal dos gases perfeitos e T a temperatura em Kelvin. Tomando o volume de uma toupeira à pressão de uma atmosfera e 273 K, e 22,4 l de R = 0,082 atm é obtido · l · K -1 · mol -1
 
O valor de R depende das unidades a serem utilizadas:
 
R = 0,082 atm · l · K -1 · mol -1 quando se trabalha com atmosferas e litros
R = 8,31451 J · K -1 · mol -1 se trabalhar no Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal · K -1 · mol -1
R = 8,31451 10 -10 erg · K -1 · mol -1
R = 8,317x10 -3 (m³) (kPa) / (mol) (K) ao trabalhar com metros cúbicos e kilo Pascais
Esta lei resulta que um mole (6,022 x 10 ^ 23 átomos ou moléculas) sempre gás ideal ocupa um volume igual a 22,4  litros a 0  ° C e 1 atmosfera . Ver também o volume molar . É também chamada a equação de estado de gases, como só depende do estado actual do gás for encontrado.
 
Gases reais [ editar ]
Ver artigo principal: real Gas
Se você quiser refinar ou se você quiser medir o comportamento de um gás que escapa do comportamento ideal, deve-se recorrer às equações de gases reais , que são variadas e mais complicado o mais preciso.
 
Gases reais não expandir infinitamente, mas chegaria um momento em que não ocupam mais volume. Isto é porque entre as suas partículas, quer átomos e gases nobres ou moléculas como na (O 2 ) e a maior parte dos gases, a forças muito pequenas são estabelecidos, devido à variação aleatória da sua carga electrostática, chamado de van der Waals .
 
O comportamento de um gás tende a estar mais de acordo com o comportamento ideal mais simples é a sua fórmula química, a parte inferior da reactividade (tendência para formar ligações). Por exemplo, o gás nobre para ser moléculas monatomic e têm muito baixa reatividade, especialmente hélio , perto o suficiente para ter um comportamento ideal. Gases diatómicas seguirá, em particular os mais leves de hidrogênio . Triatômica será menor do que o ideal, tal como o dióxido de carbono ; Se o vapor de água é ainda pior, uma vez que a molécula sendo polar tende a estabelecer pontes de hidrogênio , o que reduz ainda mais a idealidade. Entre gases orgânicos, que será o comportamento mais ideal metano , perdendo idealidade como engrossa cadeia de carbono. Assim, o butano é esperado ter um comportamento e muito longe de ser ideal. Isto é, porque a maior for a partícula constituinte gás, maior a probabilidade de colisão e a interacção entre eles, um factor que diminui a ideality. Alguns destes gases pode ser aproximado muito bem pelas equações ideais, enquanto que em outros casos terão de recorrer a reais equações vezes de forma empírica deduzidas a partir de parametrização.
 
Idealidade também é perdido em condições extremas, tais como elevadas pressões e temperaturas baixas. Além disso, o tempo de idealidade pode aumentar se trabalharmos em baixas pressões e temperaturas elevadas. Além disso, pela sua estabilidade química.
 
Comportamento dos gases [ editar ]
Para o comportamento térmico de partículas de matéria, há quatro quantidades mensuráveis ​​que são de grande interesse: pressão , o volume , temperatura e massa do material de amostra (ou melhor ainda quantidade de substância , medida em moles ).
 
Qualquer gás é considerado como um fluido , porque tem propriedades que permitem que ele se comporte como tal.
 
Moléculas, em movimento contínuo, colidir elasticamente os outros e contra as paredes do recipiente que contém o gás, contra a pressão exercida permanente. Se o gás é aquecido, esta energia térmica é investido em energia cinética das moléculas, ou seja, as moléculas se movem mais rapidamente, de modo que o número de colisões com as paredes dos vasos aumenta em número e em energia. Como consequência a pressão aumenta de gás, e se as paredes do recipiente não são rígidas, de volume de gás aumenta.
 
Um gás tende a ser quimicamente activa porque a sua superfície molecular também é grande, isto é, sendo as partículas em movimento contínuo que colidem um no outro, o que torna mais fácil o contacto entre a substância e um outro, aumentando a velocidade da reacção em em comparação com o líquido ou sólido.
 
Para entender melhor o comportamento do gás, onde os estudos são realizados com relação ao gás ideal, embora ele nunca realmente existe e suas propriedades são:
 
Uma substância gasosa pura é composto de moléculas de tamanho e massa similares. Uma mistura gasosa é formada por moléculas diferentes em tamanho e massa.
Devido à grande distância entre moléculas e outro e se movendo em alta velocidade, as forças de atração entre as moléculas são consideradas negligenciáveis.
O tamanho das moléculas de gás é muito pequeno, de modo que o volume ocupado pelas moléculas é negligenciável em comparação com o volume total do recipiente. A densidade de um gás é muito baixa.
As moléculas de gás estão em constante movimento a alta velocidade, de modo colidir elasticamente continuamente uns com os outros e contra as paredes do recipiente.
Para explicar o comportamento dos gases, novas teorias usando a teoria tanto estatística e quântica, bem como a experiência com gases de diferentes propriedades ou propriedades limitar tais como UF 6 , que é o mais pesado de gás conhecida.
 
Um gás não tem forma fixa ou volume; caracteriza-se por quase sem coesão e de alta energia cinética de suas moléculas, que se movem.
 
Mudanças de densidade [ editar ]
O efeito da temperatura e da pressão no líquido e sólido é muito pequena, tipicamente de modo a compressibilidade de um líquido ou sólido é de 10 -6  barra -1 (1 bar = 0,1 MPa) e o coeficiente de expansão temperatura é de 10 -5  K -1 .
 
Além disso, a densidade do gás é fortemente influenciada pela pressão e temperatura. A lei do gás ideal descreve matematicamente a relação entre esses três fatores:
 
\ Rho = \ frac {p \, M} {R \, T}
 
onde R \,representa a constante universal dos gases ideais , p \,a pressão do gás, M \,a sua massa molar e T \,a temperatura absoluta .
 
Isso significa que um gás ideal, a 300  K (27  ° C ) e 1  atm de dupla densidade, se a pressão é aumentada para 2 atm, mantendo a temperatura constante, ou, alternativamente, a sua temperatura é reduzida para 150  K , mantendo a pressão constante.
 
A pressão do gás [ editar ]
De acordo com a teoria cinética , a pressão de um gás é explicado como o resultado macroscópica das forças envolvidas por colisões das moléculas de gás com as paredes do recipiente. A pressão pode ser assim definido com referência às propriedades microscópicas do gás.
 
Na verdade, para um gás ideal com N moléculas, cada uma massa m e uma velocidade média em movimento aleatório v rms contidos em um cúbico de volume V , o impacto de partículas de gás com as paredes do recipiente de uma forma que pode ser calculada de forma troca de estatística impulso com as paredes em cada um e realizando um choque vigor líquido por unidade de área , que é a pressão exercida pelo gás na superfície sólida.
 
A pressão pode ser calculada como:
 
P = {{Nmv_ rms} ^ 2 \ sobre 3V}  (Gás Ideal)
 
Este resultado é interessante e importante não só para fornecer uma maneira para calcular a pressão de um gás, mas porque se relaciona variável macroscópica observável, a pressão, a energia cinética média por molécula, 1/2 mv RMS m² , que é uma escala microscópica não diretamente observáveis. Note-se que o produto da pressão e do volume do recipiente é dois terços da energia cinética total das moléculas de gás contidos.



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