Gases Reais - Desvio da Lei do Gás Ideal

Os gases ideais seguem a relação PV sobre nRT igual a um. Recordemos a lei de Boyle, que estabelece que quando a quantidade e a temperatura de um gás são mantidas constantes, o aumento da pressão irá invariavelmente diminuir o volume de forma a manter uma proporção constante. Mas quando esta proporção é traçada em função da pressão para um mol de vários gases reais, iguala o valor ideal um"apenas a baixas pressões.

À medida que a pressão aumenta, as curvas desviam-se significativamente da idealidade. A baixas pressões, o volume combinado de partículas de gás é insignificante em relação ao volume do recipiente como uma ervilha dentro de uma bola de basquetebol. Portanto, o volume disponível para as partículas de gás ideais é igual ao volume total do recipiente.

A pressões mais elevadas, a densidade do gás é muito maior. Assim, o volume combinado das partículas de gás torna-se significativo como uma ervilha dentro de uma bola de pingue-pongue. Portanto, o pressuposto da teoria molcular cinética de que as partículas de gás ocupam um volume insignificante é inválido a pressões elevadas.

O volume ocupado por um gás real é maior do que o volume disponível para as suas partículas, que é o volume que ocuparia num caso ideal, por nb, onde b é uma constante determinada experimentalmente que depende do gás e tem unidades de litros por mol. Deduzir o nb ajusta o volume de um gás real para baixo até ao disponível para as suas partículas, que é equivalente ao volume ideal. Outro pressuposto da teoria molcular cinética-que as forças intermolculares entre as moléculas de gás são insignificantes só é válido sob altas temperaturas e condições de baixa pressão.

Tipicamente, os gases exercem forças atrativas muito fracas. Em condições de baixa pressão, as partículas de gás são separadas por grandes distâncias e, por conseguinte, não percebem as forças atrativas das outras partículas. Do mesmo modo, sob condições de altas temperaturas, as partículas têm elevadas energias cinéticas em relação às forças atrativas e movem-se muito rapidamente.

Quando as partículas colidem, elas afastam-se umas das outras porque a elevada energia cinética supera as pequenas forças atrativas. No entanto, quando o gás está a pressões mais elevadas, a densidade das partículas é maior. As partículas são, portanto, separadas por distâncias mais curtas, e a probabilidade de interagirem aumenta.

As forças atrativas entre as partículas consequentemente, tornam-se mais significativas a pressões elevadas. Isto é mais evidente à medida que a temperatura é reduzida. A energia cinética das partículas diminui, e movem-se mais lentamente.

Quando a atração intermolcular se torna significativa, é cada vez mais suscetível que as partículas se colem'umas às outras quando colidem. À medida que as partículas de gás passam mais tempo a interagir com partículas vizinhas, a frequência de colisões com a superfície do recipiente diminui. Consequentemente, a pressão exercida por um gás real é mais baixa do que a de um gás ideal por a-n-quadrado sobre V-quadrado.

Aqui, a é uma constante determinada experimentalmente que depende do gás e tem unidades de litros quadrados de mols ao quadrado, e V é o volume real. Adicionar este termo ajusta a pressão real para cima até à exercida por um gás ideal. A equação modificada com os fatores de correção da pressão e do volume é denominada de equação Van Der Waals para gases não ideais ou reais.