Gás

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Mecânica do contínuo
Leis Conservação da massa Conservação do momento Conservação da energia Desigualdade da entropia
Mecânica dos sólidos Sólidos Tensão Deformação Compatibilidade Deformação finita Deformação infinitesimal Elasticidade linear Plasticidade Flexão Lei de Hooke Teoria de falha dos materiais Mecânica da fratura Mecânica do contato Sem fricção Friccional
Mecânica dos fluidos Fluidos Estática dos fluidos Dinâmica dos fluidos Empuxo Equações de Navier-Stokes Pressão Princípio de Bernoulli Princípio de Arquimedes Princípio de Pascal Turbulência Líquidos Tensão superficial Capilaridade Gases Atmosfera Lei de Boyle-Mariotte Lei de Charles Lei de Gay-Lussac Lei combinada dos gases Plasma
Reologia Viscosidade Newtoniano Não newtoniano Viscoelasticidade Fluidos inteligentes Magnetoreológico Eletroreológico Ferrofluidos Reometria Reômetro
Cientistas Bernoulli Boyle Cauchy Charles Euler Gay-Lussac Hooke Navier Newton Pascal Poiseuille Stokes
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Em física, gás é um dos estados da matéria. Não tem forma nem volume definidos e consiste em uma coleção de partículas, tais como moléculas, átomos, íons e elétrons, cujos movimentos são aproximadamente aleatórios.

Ao descrever um recipiente que contém um gás, o termo pressão (ou pressão absoluta) refere-se à razão entre a força média que o gás exerce na superfície do recipiente e a área dessa superfície. Dentro deste recipiente as partículas que constituem o gás movem-se em linhas retas até colidirem com outra partícula ou com uma parede do recipiente. A força aplicada sobre uma partícula do gás durante a colisão com uma das paredes provoca uma variação do momento linear dessa partícula.^[1] Note-se que durante a colisão apenas a componente normal da velocidade muda e, portanto, uma partícula viajando paralela à parede nunca tem seu momento alterado. Assim, a força média sobre a superfície é o valor médio da taxa de variação, em relação ao tempo, do momento linear das partículas do gás. Mais precisamente, a pressão é a soma de todos os componentes normais das forças exercidas pelas partículas impactando as paredes do recipiente dividida pela área da superfície da parede.

A velocidade de uma partícula de gás é proporcional à sua temperatura absoluta. A temperatura de qualquer sistema físico está relacionada aos movimentos das partículas (moléculas e átomos) que compõem o gás. Em mecânica estatística, a temperatura é a medida da energia cinética média das partículas. Os métodos de armazenar essa energia são ditados pelos graus de liberdade da própria partícula. A energia cinética adicionada às partículas de gás devido às colisões produz movimento linear, rotacional, e vibracional também. Por outro lado, uma molécula em estado sólido só pode ter aumentado pela adição de calor o seu modo de vibração, pois a estrutura cristalina reticulada impede movimentos lineares e rotacionais. Estas moléculas de gás aquecido têm uma faixa maior de velocidades, que variam constantemente devido a colisões constantes com outras partículas. A faixa de velocidade pode ser descrita pela distribuição de Maxwell-Boltzmann, sendo essa distribuição uma aproximação para um gás ideal próximo do equilíbrio termodinâmico para o sistema de partículas considerado.

A teoria cinética provê intuições sobre as propriedades macroscópicas dos gases, considerando sua composição molecular e movimento. Começando com as definições de momento e energia cinética,^[2] e usando a conservação de momento e relações geométricas de um cubo para para relacionar propriedades do sistema macroscópicas de temperatura e pressão com propriedades microscópicas de energia cinética por molécula. A teoria fornece valores médios para estas duas propriedades.

A teoria também explica como o sistema gasoso responde a mudanças. Quando um gás é aquecido, a velocidade das partículas aumenta. Isto resulta em um número maior de colisões por segundo com as paredes do recipiente devido às velocidades serem maiores com a temperatura mais elevada. E isto explica o aumento de pressão com o aumento da temperatura.

O movimento browniano é o modelo matemático usado para descrever o movimento aleatório de partículas suspensas em um fluido. Em 1905, Albert Einstein, por meio da teoria cinética dos gases, explicou os movimentos que foram observados por Brown.^[3]

Se for desejado refinar ou medir o comportamento de um gás que escapa de um comportamento ideal, deve-se recorrer às equações de gases reais, que são mais variadas, e quanto mais precisas também são mais complicadas.

Os gases reais não se expandem infinitamente. Isto se deve a que entre suas partículas, quer sejam átomos como nos gases nobres ou moléculas como no (O₂) e na maioria dos gases, se estabelecem umas forças bastante pequenas, devido aos mudanças aleatórias de suas carga eletrostáticas, a que se chama forças de Van der Waals.

O comportamento de um gás geralmente concorda mais com o comportamento ideal quanto mais simples for sua fórmula química e quanto menor for sua reatividade (tendência a formar compostos). Assim, por exemplo, os gases nobres por serem compostos de moléculas monoatômicas e terem baixíssima reatividade, sobre tudo o hélio, têm um comportamento bastante próximo ao ideal. Os seguem os gases diatômicos, em particular o menos denso, o hidrogênio. Menos ideais são os triatômicos, como o dióxido de carbono; o caso do vapor de água é ainda pior, já que a molécula, por ser polar, tende a estabelecer pontes de hidrogênio, o que reduz ainda mais a idealidade. Dentre os gases orgânicos, o que tem o comportamento mais próximo do ideal é o metano perdendo idealidade a medida que se engrossa a cadeia de carbono. Assim, o butano tem um comportamento bem distante da idealidade. Isso ocorre porque quanto maiores os constituintes da partícula do gás, maior a probabilidade de colisão e interação entre eles, um fator que diminui a idealidade. Alguns desses gases podem ser razoavelmente bem aproximados pelas equações ideais, enquanto em outros casos exigirão o uso de equações obtidas empiricamente, muitas vezes a partir do ajuste de parâmetros. Também se perde idealidade em condições extremas, tais como pressão muito alta ou temperaturas muito baixas. Por outro lado, o acordo com a idealidade pode aumentar em pressões baixas ou altas temperaturas.

Para uma certa quantidade de gás a temperatura constante, sua pressão é inversamente proporcional ao volume que ocupa.

Matematicamente:

${\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,}$

A uma pressão dada, o volume ocupado por uma certa quantidade de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura.

Matematicamente:

${\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}}$   ou   ${\displaystyle {\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}}$.

A pressão de uma certa quantidade de gás, que se mantém a volume constante, é diretamente proporcional à temperatura:

${\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}}$

A pressão de uma mistura de gases é igual a soma das pressões de todos os gases constituintes.

Matematicamente:

P_total = P₁ + P₂ + ... + P_n

A viscosidade, uma propriedade física, é uma medida de quão bem as moléculas adjacentes atém umas as outras. Um sólido pode resistir a uma força de cisalhamento devido à intensidade dessas forças intermoleculares "pegajosas". Um fluido ira continuamente deformar-se quando submetido à mesma intensidade. Já num gás, apesar de ter um valor de viscosidade menor que o de um líquido, ainda é uma propriedade observável. Se os gases não tivessem viscosidade, então eles não grudariam na superfície de uma asa e nem formariam uma camada limite. Mas um estudo das asas deltas em imagens Schlieren revela que as partículas de gás grudam-se umas as outras.

Em dinâmica dos fluidos, a turbulência' ou fluxo turbulento é um regime de fluxo caracterizado por alterações caóticas e estocásticas. Isto inclui a difusão de baixo impulso, convecção de alto impulso e rápida variação da pressão e da velocidade no espaço e no tempo. A visão de satélite do tempo ao redor das Ilhas Robinson Crusoe ilustra apenas um exemplo.

Outra classificação possível para os gases é aquela que considera os efeitos para a saúde humana, quando inalados. Assim, há os inofensivos (oxigênio, hélio), quando dispersos em quantidade normal na atmosfera, e os venenosos (capazes de matar). Dentre os últimos podemos citar:

• Tóxicos: ácido cianídrico (produz a morte quase instantaneamente), amoníaco do anidro sulfuroso, benzina, iodacetona, cianetos alcalinos de potássio, sódio etc.
• Asfixiantes: que provocam a cessação das trocas orgânicas (provocando a redução do teor de oxigênio e o consequente aumento de gás carbônico no sangue) tais como oxicloreto, tetraclorossulfureto de carbono, cloroformiato de metila clorado, bromo, fosgênio.

Outros projetos Wikimedia também contêm material sobre este tema:
	Definições no Wikcionário
	Livros e manuais no Wikilivros

• Termodinâmica

Referências

1. ↑ MAXWELL, J. Clerk (1904). Theory of Heat (em inglês). Mineola: Dover. p. 319–20. ISBN 0486417352 
2. ↑ For assumptions of Kinetic Theory see McPherson, pp.60–61
3. ↑ http://e-fisica.fc.up.pt/edicoes/2a-edicao/projectos/movimento-browniano/apresentacao