Estudo dos gases

Uma determinada substância em estado gasoso é um gás, se sua temperatura for superior a temperatura crítica (temperatura acima do qual é impossível que um gás condense). Entretanto, se a temperatura da substância for igual ou inferior a temperatura crítica ela é vapor.
Substâncias gasosas, não tem forma nem volume definidos, pois tendem a ocupar completamente os recipientes em que são colocadas. Amostras gasosas são comprimidas facilmente e, nas mesma condições exercem a mesma pressão. A teoria cinética explica , em um modelo microscópico, características desses gases, em termos de um grande numero de partículas colidindo umas com as outras e na parede do recipiente em que estão contidas.
Uma das mais importantes características desse modelo, senão a mais, é que, as moléculas, na maior parte do tempo, não exercem forças umas sobre as outras, exceto quando colidem.
Em geral, os gases reais apresentam características moleculares distintas uns dos outros. Contudo, se colocarmos todos eles a altas temperaturas e baixas pressões, eles passam a apresentar comportamentos muito semelhantes. Se considerarmos essas condições de temperatura e pressão um gás é dito perfeito , ou ideal.
Do ponto de vista da Termodinâmica (que é um modelo macroscópico), cada estado de equilíbrio de uma dada amostra de gás ideal fica definido pelas propriedades macroscópicas pressão (P), volume (V), temperatura Kelvin (T) e número de mols (n).
A pressão está relacionada ao valor médio da quantidade de momento transferida das partículas da amostra de gás às paredes do recipiente nas colisões. A temperatura está relacionada à energia cinética média dessas partículas. O número de mols está relacionado ao número de partículas (n) que constituem a amostra de gás. A relação matemática entre estas propriedades é chamada equação de estado. Gás ideal é aquele para o qual vale, para quaisquer valores de P e T, a equação de estado de
Clapeyron:
PV = nRT,

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em que R é a