A Equação de Van der Waals

A lei dos gases ideais, baseada nas suposições de atrações intermoleculares negligenciáveis e volume desprezível de moléculas de gás, falha em altas pressões e baixas temperaturas.

Aqui, a equação de van der Waals, uma versão modificada da lei dos gases ideais, compensa esses desvios introduzindo correções.

A primeira correção no termo de pressão ajusta para a diferença entre pressão real de gás e pressão de gás ideal. À medida que as moléculas de gás se atraem, a pressão real do gás é menor que o valor ideal.

Essas forças atrativas reduzem tanto a frequência quanto a força das colisões com as paredes do recipiente. Como resultado, a pressão redutora é diretamente proporcional ao quadrado da concentração molar das moléculas.

A segunda correção está no termo de volume, calculando o volume real disponível para moléculas de gás como volume total menos o volume excluído por interações intermoleculares repulsivas.

As constantes 'a' e 'b', conhecidas como coeficientes de van der Waals, representam, respectivamente, a intensidade das interações atrativas e repulsivas entre moléculas de gás. Note que ambos os coeficientes são constantes empíricas características de cada gás e permanecem inalterados pela temperatura.