Todos os dias, sem perceber, experimentamos as leis da termodinâmica dos gases. Quando você enche um pneu de bicicleta ou a válvula de uma panela de pressão libera um jato de vapor, o comportamento do gás segue uma relação fundamental: a lei dos gases ideais. Esta lei, estabelecida gradualmente por vários físicos, relaciona de forma simples três grandezas físicas essenciais: a pressão, o volume ocupado pelo gás e a temperatura absoluta.
Um gás ideal é um modelo teórico idealizado no qual as moléculas são assimiladas a pontos materiais sem volume próprio nem interações, exceto colisões perfeitamente elásticas. Seu movimento aleatório e agitação térmica relacionam diretamente pressão, volume e temperatura, levando a uma relação de estado simples e universal: \(PV = nRT\).
Este modelo é chamado de "ideal" porque descreve com boa aproximação o comportamento dos gases a baixa pressão e alta temperatura, quando as interações reais se tornam desprezíveis.
Todos os gases físicos são gases reais, e o gás ideal não existe como substância. Ele existe apenas como modelo teórico. Mas este modelo não é uma ficção arbitrária: é uma aproximação limite fisicamente bem definida.
Todos os gases existentes se afastam do modelo ideal, porque suas moléculas possuem um volume próprio e exercem interações entre si. Em alta pressão, o volume ocupado pelas moléculas não é mais desprezível: o gás se torna menos compressível do que o previsto pelo modelo ideal. Em baixa temperatura, as forças de atração intermoleculares reduzem a pressão exercida sobre as paredes.
A lei ou equação dos gases ideais é uma das mais fundamentais em termodinâmica. Ela relaciona quatro variáveis importantes para descrever um gás: a pressão (\(P\)), o volume (\(V\)), a temperatura (\(T\)) e a quantidade de gás (\(n\)).
Nota:
A temperatura deve sempre ser expressa em kelvins na equação. Usar graus Celsius produzirá sistematicamente um resultado falso.
A equação dos gases ideais é uma aproximação válida a temperatura e pressão moderadas, onde os gases reais se comportam quase como gases ideais. A equação nos diz que, para uma quantidade dada de gás (\(n\)) e temperatura constante (\(T\)), a pressão e o volume são inversamente relacionados. Isso significa que, se você aumentar o volume, a pressão diminui, e vice-versa, desde que a temperatura e a quantidade de gás permaneçam constantes.
Quando você usa uma bomba de bicicleta, a pressão do gás dentro da bomba aumenta à medida que você comprime o ar. O efeito térmico observado, ou seja, a bomba esquenta, é uma consequência direta da lei dos gases ideais (\(PV = nRT\)).
Quando você opera a bomba, exerce uma força para reduzir o volume do gás dentro da bomba. De acordo com a equação dos gases ideais, se o volume (\(V\)) diminui enquanto a quantidade de gás (\(n\)) permanece constante, a pressão (\(P\)) deve aumentar. Quando um gás é comprimido, ele libera energia na forma de calor.
O fenômeno pelo qual a porta da geladeira fica difícil de abrir depois de deixá-la aberta por um tempo, especialmente no verão, pode ser explicado pela lei dos gases ideais (\(PV = nRT\)).
Quando você deixa a porta da geladeira aberta por um tempo, o ar dentro da geladeira se mistura com o ar quente ambiente. Esta mistura de ar quente aumenta a temperatura dentro da geladeira. Quando você fecha a porta, o gás dentro começa a esquentar novamente e sua pressão diminui. Consequentemente, o ar externo exerce uma pressão maior sobre a porta fechada, o que dificulta sua abertura.
Quando você vira um pote de geleia quente depois de fechá-lo, o ar dentro do pote esfria rapidamente. Ao esfriar, o ar dentro do pote se contrai.
De acordo com a lei dos gases ideais (\(PV = nRT\)), se a temperatura diminui a volume constante, a pressão dentro do pote também diminui. Isso ocorre porque o gás perde energia cinética e as moléculas de ar ocupam menos espaço. Esta redução de temperatura e pressão cria uma subpressão dentro do pote em relação à pressão atmosférica externa.
Devido a essa subpressão dentro do pote, pode-se ouvir um leve "pop" quando o pote é virado e a tampa se deforma levemente para dentro. Isso ocorre porque a pressão externa é maior que a pressão dentro do pote. Este fenômeno não é um vácuo perfeito, mas uma pressão muito baixa que permite criar um selo hermético.
A equação dos gases ideais (\(PV = nRT\)) mostra que a pressão está diretamente relacionada à temperatura e ao volume em um gás. No caso da ebulição da água, o vapor de água escapa da superfície da água. Quando a pressão do vapor de água iguala a pressão atmosférica, o ponto de ebulição é atingido e a evaporação mantém essa temperatura de ebulição.
Em altitudes elevadas, a pressão atmosférica diminui em relação ao nível do mar. Isso afeta o ponto de ebulição da água, que está intimamente ligado à pressão ambiente. Em altas altitudes, onde a pressão atmosférica é menor, a água ferve a uma temperatura mais baixa. Por exemplo, a 2000 metros de altitude, a água ferve a cerca de 93°C, e a 4000 metros, a 86°C.
O cozimento do macarrão depende da temperatura em que a água permanece durante a ebulição. Como a água ferve a uma temperatura mais baixa em altitude, a temperatura em que o macarrão é cozido também é mais baixa. Como a água não pode atingir as temperaturas mais altas encontradas ao nível do mar (100°C), o cozimento do macarrão em altitude será mais lento.
O funcionamento da panela de pressão ilustra perfeitamente a aplicação da lei dos gases ideais (\(PV = nRT\)).
Uma panela de pressão funciona aumentando a pressão em seu interior. À medida que a água esquenta, sua temperatura aumenta e o vapor de água gera uma pressão cada vez maior dentro da panela. Quando a pressão aumenta (o volume permanece constante porque a tampa está fechada), a temperatura de ebulição da água também aumenta. Em outras palavras, na panela de pressão, a água pode atingir uma temperatura mais alta que 100°C antes de começar a ferver. Por exemplo, a uma pressão de cerca de 2 bares (o dobro da pressão atmosférica), a água ferve a cerca de 120°C.
Na lei dos gases ideais (\(PV = nRT\)), as três variáveis \(P\), \(V\) e \(T\) são interdependentes: modificar uma necessariamente afeta pelo menos outra. Não se pode aumentar a pressão em um volume fixo sem que a temperatura suba. Ao contrário, não se pode reduzir o volume a temperatura constante sem que a pressão aumente. Da mesma forma, não se pode resfriar um gás confinado sem que a pressão diminua.
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