10.9: Gases Reais – Desvios do Comportamento Ideal

Relações de Pressão, Volume e Temperatura em Gases Reais

Para um gás ideal, uma trama de PV/nRT versus P dá uma linha horizontal com uma intercepção de 1 no eixo PV/nRT. Os gases reais, entretanto, mostram desvios significativos do comportamento esperado para um gás ideal, particularmente a altas pressões (Figura 1a). Apenas a pressões relativamente baixas (menos de 1 atm) os gases reais aproximam-se do comportamento do gás ideal (Figura \PageIndex{1b}}}).

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Figure \PageIndex{1}): Os gases reais não obedecem à lei do gás ideal, especialmente em altas pressões. (a) Nestas parcelas de PV/NRT versus P a 273 K para vários gases comuns, observam-se grandes desvios negativos para C2H4 e CO2 por se liquefazerem a pressões relativamente baixas. (b) Estes gráficos ilustram a concordância relativamente boa entre os dados experimentais para gases reais e a lei do gás ideal a baixas pressões.

Gases reais também se aproximam mais do comportamento do gás ideal a temperaturas mais altas, como mostrado na Figura \PageIndex (2) para \PageIndex (N_2). Por que os gases reais se comportam de forma tão diferente dos gases ideais a altas pressões e baixas temperaturas? Sob estas condições, as duas suposições básicas por trás da lei do gás ideal –nomeadamente, que as moléculas de gás têm volume insignificante e que as interações intermoleculares são insignificantes- já não são válidas.

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Figure {2}(\PageIndex{2}}): O Efeito da Temperatura sobre o Comportamento dos Gases Reais. Um gráfico de \(PV/nRT) versus P\) para o gás nitrogênio a três temperaturas mostra que a aproximação ao comportamento ideal do gás se torna melhor à medida que a temperatura aumenta.

Porque as moléculas de um gás ideal são assumidas como tendo volume zero, o volume disponível para o movimento é sempre o mesmo que o volume do recipiente. Em contraste, as moléculas de um gás real têm volumes pequenos mas mensuráveis. A baixas pressões, as moléculas gasosas estão relativamente distantes, mas à medida que a pressão do gás aumenta, as distâncias intermoleculares tornam-se cada vez menores (Figura 3). Como resultado, o volume ocupado pelas moléculas torna-se significativo em comparação com o volume do recipiente. Consequentemente, o volume total ocupado pelo gás é maior do que o volume previsto pela lei do gás ideal. Assim, a pressões muito elevadas, o valor de PV/nRT medido experimentalmente é superior ao valor previsto pela lei do gás ideal.

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Figure {3}(\PageIndex{3}): O Efeito do Volume Não Zero de Partículas de Gás no Comportamento dos Gases em Pressões Baixas e Altas. (a) Em baixas pressões, o volume ocupado pelas próprias moléculas é pequeno em comparação com o volume do recipiente. (b) Em altas pressões, as moléculas ocupam uma grande porção do volume do recipiente, resultando numa diminuição significativa do espaço no qual as moléculas podem se mover.

Mais ainda, todas as moléculas são atraídas umas pelas outras por uma combinação de forças. Estas forças tornam-se particularmente importantes para gases a baixas temperaturas e altas pressões, onde as distâncias intermoleculares são mais curtas. Atrações entre moléculas reduzem o número de colisões com a parede do recipiente, um efeito que se torna mais pronunciado à medida que o número de interações atraentes aumenta. Como a distância média entre as moléculas diminui, a pressão exercida pelo gás na parede do recipiente diminui, e a pressão observada é menor do que o esperado (Figura \PageIndex{4}}). Assim, como mostrado na Figura 2, a baixas temperaturas, a razão de PV/NRT é inferior à prevista para um gás ideal, um efeito que se torna particularmente evidente para gases complexos e para gases simples a baixas temperaturas. A pressões muito elevadas predomina o efeito de volume molecular não nulo. A competição entre esses efeitos é responsável pelo mínimo observado no gráfico \(PV/nRT\) versus P\) para muitos gases.

Volume molecular não nulo torna o volume real maior do que o previsto em altas pressões; atrações intermoleculares tornam a pressão menor do que o previsto.

Em altas temperaturas, as moléculas têm energia cinética suficiente para superar as forças atrativas intermoleculares, e os efeitos do volume molecular não nulo predominam. Por outro lado, à medida que a temperatura é baixada, a energia cinética das moléculas de gás diminui. Eventualmente, chega-se a um ponto onde as moléculas não conseguem mais superar as forças de atratividade intermoleculares, e o gás se liquefaz (condensa-se a um líquido).

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