Gases

Com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados a maioria dos gases são compostos moleculares. Fisicamente, os gases possuem grande capacidade de compressão e expansão, não possuindo nem forma nem volume definidos, pois ocupam o volume a forma do recipiente que os contém.

Há uma diferença entre gás e vapor: o vapor é capaz de existir em equilíbrio com a substância em estado líquido e até mesmo sólido; o gás, por sua vez, é um estado fluido impossível de se liquefazer. Temperatura
É a medida da agitação das partículas.
Nos estudos dos gases utiliza-se a escala Kelvin (K), cuja fórmula de conversão em relação à temperatura em graus Celsius (C) é:

K = C+273

Pressão
É a força por unidade de área. No caso dos gases a pressão é resultante do movimento das partículas em choque com as paredes do recipiente que contém o gás. As unidades de medida para a pressão atmosférica medida ao nível do mar são:

Volume ocupado por um gás
Igual ao volume do recipiente que o contém. As unidades são:

Mol
Quantidade de uma substância:

CNTP - condições normais de temperatura e pressão (273 K e 1 atm). Nessas condições 1 mol de gás ocupa 22,4 L (volume molar de gases). Transformações gasosas

Isotérmica (temperatura constante); caso se diminua o volume do gás (diminuindo o volume do recipiente que o contém), a pressão aumenta:

Isobárica (pressão constante); caso se aumente a temperatura o volume também aumenta:

Isocórica ou Isovolumétrica (volume constante); ao se aumentar a temperatura a pressão também aumenta Equação geral dos gases ideais: se as três propriedades (volume, pressão e temperatura) variarem, a equação será:

É chamado de gás ideal a todo gás que se comporta conforme as equações acima descritas. Na maioria das vezes os gases não se comportam como gases ideais, e são chamados de gases reais. Usam-se as equações acima, fazendo a adaptação para os casos de gases reais.

Equação de