Estudo dos gases

1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A prática realizada abordou alguns temas cujos entendimentos foram de fundamental importância para a determinação das discussões e conclusões dos resultados obtidos.
O gás é definido como uma substância que se expande espontaneamente para preencher completamente seu recipiente de maneira uniforme. Devido ao seu conjunto de moléculas, que possuem movimento permanente e aleatório, sua velocidade aumenta com o aumento da temperatura[1].
As leis dos gases são aplicadas a um comportamento previsto dum gás ideal, e os resultados experimentais podem ser contra eles comparados, e os resultados são surpreendentemente similares com gases diferentes. Ao se trabalhar com temperaturas e pressão extremas, entretanto, a aproximação do gás ideal já não é suficiente.
Segundo John B. Russel (páginas 147 e 148), Robert Boyle determinou que à temperatura constante, o volume ocupado por uma determinada quantidade (numero de mols) de um gás é inversamente proporcional à sua pressão:
P1V1 = P2V2
Assim, com a Lei de Boyle pode-se calcular os valores da pressão e volume de determinados gases.
Tomando como base a Lei de Boyle, foi criada Lei de Charles em que a pressão constante, o volume ocupado por uma quantidade de gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta Kelvin, formando assim a equação:
P1V1/T1=P2V2/T2
Segundo Peter Atkins (páginas 241 e 242), Amedeo Avogadro criou a Lei do Princípio de Avogadro. Segundo ele, o volume molar de uma substância, é o volume ocupado por um mol de moléculas.
Vm = V/n
Ou seja, para manter a pressão constante quando o número de moléculas aumenta, o volume do recipiente deve aumentar.
Ainda segundo Peter Atkins (página 243), unindo as três equações, chega-se a Lei dos Gases Ideais, onde R é uma constante que tem o mesmo valor para todos os gases:
PV = nRT
Utilizando a lei do gás ideal, pode-se calcular o volume de um gás ideal a qualquer temperatura e pressão.
Em 1801, o professor inglês John Dalton