É o estado físico da matéria (moléculas ou átomos). Partículas com grande espaçamento entre elas (movimentando e assim tendo energia cinética)

Combinando-se as três leis temos
P(inicial). V(inicial)/T(inicial) = P(final). V(final)/ T(final) . Válido para gás ideais (modelo que não existe e é criado para estudarmos gases reais

Dado um gás ideal temos que:
d= PM/RT
d= densidade do gás

PV=mRT/M sendo: N- Número de mols do gás T- temperatura em Kelvin R- constante Universal dos gases perfeitos

Isobáricas: (Lei de Charles): quando temos a pressão constante, o volume do gás é diretamente proporcional à temperatura
V= T . constante
temperatura em K (Kelvin)

Isocóricas: (Lei de Gay-Lussac): Quando temos volume constante, o gás é diretamente proporcional à sua temperatura
P= T . Constante
Temperatura em K (Kelvin)

isotérmicas (Lei de Boyle): Com a temperatura constante o volume será inversamente proposrcional à pressão, temos assim então: V= constante/P

Volume: espaço ocupado por um corpo
SI= m³
V = c . l . a, onde V = volume, c = comprimento, l = largura e a = altura.

Mede o nível de energia cinética das partículas de um corpo Ec= m.v²/2

Pressão: Força que um corpo exerce P= força/ áreas = m.g/A . No SI= Pa(Pascal). Também utilizamos atm, mmHg e bar

Difusão: Processo pelo o qual o gás se passa (espalhamento)

Efusão: tipo de difusão que ocorre quando um gás vaza em pequenos buracos

Lei de Graham: A relação entre as velocidades de difusão ou efusão de dois gases: v1/v2= √d2/√d1. Nas mesmas proporções PM2/RT/PM1/RT = √M2/√M1

“Volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de partículas”