5.10: Gas reali: effetti delle forze intermolecolari e del volume molecolare derivanti dall'equazione di Van der Waals

Finora, la legge dei gas ideali, PV = nRT, è stata applicata a una varietà di diversi tipi di problemi, che vanno dalla stechiometria delle reazioni e problemi di formule empiriche e molecolari alla determinazione della densità e della massa molare di un gas. Tuttavia, il comportamento di un gas è spesso non ideale, il che significa che le relazioni osservate tra pressione, volume e temperatura non sono descritte accuratamente dalle leggi sui gas.

Secondo la teoria cinetica molecolare, le particelle di un gas ideale non esercitano tra loro forze attrattive o repulsive. Si assume che abbiano un volume trascurabile rispetto a quello del contenitore. A temperatura ambiente e a 1 atm o meno, i gas seguono il comportamento ideale, come indicato dall'equazione dei gas ideali.

A pressioni più elevate o temperature più basse, tuttavia, si verificano deviazioni dalla legge dei gas ideali, il che significa che le relazioni osservate tra pressione, volume e temperatura non vengono seguite accuratamente.

Riorganizzando l'equazione dei gas ideali per risolverla per n si ottiene:

Per 1 mole di gas ideale, il rapporto PV/RT = 1, indipendentemente dalla pressione. Qualsiasi deviazione di questo rapporto da uno è un'indicazione di comportamento non ideale.

La legge dei gas ideali non descrive bene il comportamento del gas a pressioni relativamente elevate. Ciò significa che il rapporto è uguale a 1 solo a basse pressioni. Ma quando la pressione aumenta, PV/RT inizia a deviare da 1 e le deviazioni non sono uniformi. Ad alte pressioni, la deviazione dal comportamento ideale è ampia e diversa per ciascun gas. I gas reali, in altre parole, non si comportano in modo ideale ad alta pressione. A pressioni più basse (solitamente inferiori a 10 atm), tuttavia, la deviazione dal comportamento ideale è piccola e possiamo utilizzare l'equazione del gas ideale.

Le particelle di un ipotetico gas ideale non hanno un volume significativo e non si attraggono né si respingono. In generale, i gas reali si avvicinano a questo comportamento a pressioni relativamente basse e temperature elevate. Tuttavia, ad alte pressioni, le molecole di un gas sono più vicine tra loro e la quantità di spazio vuoto tra le molecole si riduce. A queste pressioni più elevate, il volume delle molecole di gas stesse diventa apprezzabile rispetto al volume totale occupato dal gas. Il gas, quindi, diventa meno comprimibile a queste alte pressioni, e sebbene il suo volume continui a diminuire all’aumentare della pressione, questa diminuzione non è proporzionale come previsto dalla legge di Boyle.

A pressioni relativamente basse, le molecole di gas non hanno praticamente alcuna attrazione reciproca perché sono (in media) così distanti e si comportano quasi come particelle di un gas ideale. A pressioni più elevate, tuttavia, anche la forza di attrazione non è più insignificante. Questa forza avvicina leggermente le molecole, diminuendo leggermente la pressione (se il volume è costante) o diminuendo il volume (a pressione costante). Questo cambiamento è più pronunciato alle basse temperature perché le molecole hanno KE inferiore rispetto alle forze attrattive e quindi sono meno efficaci nel superare queste attrazioni dopo la collisione tra loro.

Esistono diverse equazioni che approssimano meglio il comportamento dei gas rispetto alla legge dei gas ideali. La prima, e la più semplice, fu sviluppata dallo scienziato olandese Johannes van der Waals nel 1879. L'equazione di van der Waals migliora la legge dei gas ideali aggiungendo due termini: uno per tenere conto del volume delle molecole di gas e un altro per le forze attrattive tra di loro.

La costante a corrisponde alla forza dell'attrazione tra le molecole di un particolare gas e la costante b corrisponde alla dimensione delle molecole di un particolare gas. La “correzione? al termine di pressione nella legge dei gas ideali è an²/V², e la “correzione” al volume è nb. Si noti che quando V è relativamente grande e n è relativamente piccolo, entrambi questi termini di correzione diventano trascurabili e l'equazione di van der Waals si riduce alla legge dei gas ideali, PV = nRT. Tale condizione corrisponde ad un gas in cui un numero relativamente basso di molecole occupa un volume relativamente grande, cioè un gas a pressione relativamente bassa.

A basse pressioni, la correzione per l'attrazione intermolecolare, a, è più importante di quella per il volume molecolare, b. Ad alte pressioni e piccoli volumi, la correzione per il volume delle molecole diventa importante perché le molecole stesse sono incomprimibili e costituiscono una frazione apprezzabile del volume totale. Ad una certa pressione intermedia, le due correzioni hanno influenze opposte e il gas sembra seguire la relazione data da PV = nRT su un piccolo intervallo di pressioni.

A rigor di termini, l’equazione dei gas ideali funziona bene quando le attrazioni intermolecolari tra le molecole di gas sono trascurabili e le molecole di gas stesse non occupano una parte apprezzabile dell’intero volume. Questi criteri sono soddisfatti in condizioni di bassa pressione e alta temperatura. In tali condizioni, si dice che il gas si comporti in modo ideale e le deviazioni dalle leggi sui gas sono abbastanza piccole da poter essere ignorate; tuttavia, molto spesso non è così.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 9.2: Non-ideal Gas Behavior.

I gas ideali seguono la relazione PV su nRT è uguale a uno. Ricordate la legge di Boyle, che afferma che quando la quantità e la temperatura di un gas sono mantenute costanti, aumentando la pressione, invariabilmente diminuirà il volume 5 00:00 da un gas risulta dall'impatto di particelle in continuo movimento sulle pareti del suo contenitore. Diminuendo il volume del contenitore, mantenendo costanti il numero di mole e la temperatura, le particelle di gas si avvicinano, riducendo la loro distanza fra le particelle.

In questo volume più piccolo, la densità del gas e la frequenza di collisione. La frequenza delle collisioni fra le pareti delle molecole.aumenta. Pertanto, la pressione esercitata dal gas aumenta.

La relazione inversa fra pressione e volume è data dalla legge di Boyle. L'aggiunta di più moli di gas al contenitore, a temperatura costante, aumenta la densità del gas e, quindi, la frequenza di collisione. Per mantenere la pressione iniziale, il volume deve espandersi.

Questa relazione diretta fra volume e mole è data dalla legge di Avogadro. Ora, consideriamo che il numero di mole viene mantenuto costante e la temperatura viene aumentata. Poiché l'energia cinetica media delle particelle di gas aumenta proporzionalmente alla temperatura, le particelle si scontrano più frequentemente e con maggiore forza.

Se il volume viene mantenuto costante mentre la temperatura viene aumentata, la densità del gas e la frequenza di collisione aumentano e, dunque, anche la pressione aumenta. La relazione diretta fra pressione e temperatura è data dalla legge di Gay-Lussac. Se invece la pressione rimane costante insieme ad un numero costante di moli, allora un aumento di temperatura deve essere accompagnato da un aumento di volume per diffondere le collisioni su una superficie maggiore.

Questa relazione diretta fra volume e temperatura viene data dalla legge di Charles. Infine, secondo la teoria molecolare cinetica, le particelle di gas non si attraggono né si respingono a vicenda. In una miscela di gas diversi, i componenti agiscono in modo indipendente e le loro pressioni individuali rimangono inalterate dalla presenza di un altro gas.

La pressione totale della miscela è quindi la somma delle singole pressioni parziali. Questa è la legge di Dalton. 2:42, 680 00:02:45, 537 e la probabilità che interagiscano in tal modo aumenta.

Le forze attrattive fra le particelle diventano di conseguenza più significative alle alte pressioni. Ciò è più evidente quando la temperatura si abbassa. L'energia cinetica delle particelle diminuisce e si muovono più lentamente.

Quando l'attrazione intermolecolare diventa significativa, è sempre più probabile che le particelle si attacchino"l'una all'altra, dopo una collisione. Poiché le particelle di gas trascorrono più tempo interagendo con le particelle vicine, la frequenza delle collisioni con la superficie del contenitore diminuisce. Di conseguenza, la pressione esercitata da un gas reale è inferiore a quella di un gas ideale da a-n-quadrato su V-quadrato.

Qui, a è una costante determinata sperimentalmente che dipende dal gas e ha unità di litri al quadrato per mole al quadrato del movimento, e V è il volume reale. L'aggiunta di questo termine regola la pressione reale verso l'alto a quella esercitata da un gas ideale. L'equazione modificata con i fattori di correzione della pressione e del volume è chiamata equazione di van der Waals per gas non ideali o reali.