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A lei dos gases ideais é a equação de estado do gás ideal, um gás hipotético formado por partículas pontuais, sem atracção nem repulsão entre elas e cujos choques são perfeitamente elásticos (conservação do momento e da energia cinética). Os gases reais que mais se aproximam ao comportamento do gás ideal são os gases monoatómicos em condições de baixa pressão e alta temperatura.
Empiricamente, observam-se uma série de relações entre a temperatura, a pressão e o volume que dão lugar à lei dos gases ideais, deduzida pela primeira vez por Émile Clapeyron, em 1834.
Índice [esconder]
1 A equação de estado
2 A equação de estado para gases reais
2.1 Valores de R em diferentes unidades
2.2 Teoria cinética molecular
3 Equação geral dos gases ideais
4 Processos gasosos particulares
4.1 Lei de Boyle-Mariotte
4.2 Leis de Charles e Gay-Lussac
4.2.1 Processo isobárico (de Gay Lussac)
4.2.2 Processo isocórico (isovolumétrico) de Charles
4.3 Lei de Avogadro
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A equação de estado[editar | editar código-fonte]

A equação que descreve normalmente a relação entre a pressão, e volume, a temperatura e a quantidade (em moles) de um gás ideal é:
P \cdot V = n \cdot R \cdot T \,\! onde: P\! = Pressão
V\! = Volume n\! = Mols de gás.
R\!= Constante universal dos gases perfeitos
T\! = Temperatura em Kelvin.
A equação de estado para gases reais[editar | editar código-fonte]

Tomando em conta as forças intermoleculares e volumes intermoleculares finitos, obtém-se a equação para gases reais, também chamada equação de Van der Waals:
(P+\frac{a\cdot n^2} { V^2}) \cdot (V-nb) = n \cdot R \cdot T \,\!
Onde:
P\! = Pressão do gás ideal
V\! = Volume do gás ideal n\! = Mols de gás
R\!= Constante universal dos gases perfeitos
T\! = Temperatura a\! eb\! são constantes determinadas pela natureza do gás com o fim de que haja a maior congruência possível entre a equação dos gases reais e o comportamento observado experimentalmente.
Valores de R em