Transformações gasosas
Equação geral: $\frac{p_1V_1}{T_1}=\frac{p_2V_2}{T_2}$, com $T$ sempre em kelvin. Casos particulares: isotérmica (Boyle, $pV$ constante), isobárica (Gay-Lussac/Charles, $\frac{V}{T}$ constante) e isovolumétrica ($\frac{p}{T}$ constante). Equação de Clapeyron: $pV=nRT$.
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Por trás das equações que resumem as transformações gasosas existe uma idéia central: um gás ideal é descrito por três variáveis de estado — pressão, volume e temperatura — que não variam de forma independente, mas sim amarradas pela equação de estado $pV = nRT$. Quando um gás passa de um estado inicial (1) a um final (2), a relação $\frac{p_1V_1}{T_1} = \frac{p_2V_2}{T_2}$ funciona como uma "lei de conservação" entre esses estados, e os casos particulares nada mais são do que essa mesma lei com uma das variáveis mantida constante: se a temperatura não muda (isotérmica), $pV$ se conserva, o que significa que comprimir o gás à metade do volume dobra a pressão; se a pressão é fixa (isobárica), o volume cresce proporcionalmente à temperatura absoluta, comportamento que explica por que um balão de ar quente infla ao ser aquecido; e se o volume é rígido (isovolumétrica), aquecer o gás eleva a pressão, princípio usado na panela de pressão.