Gases reais

Premissas da lei do gás ideal

A lei do gás ideal é baseada numa série de premissas sobre partículas de gás.

1. Todas as partículas de gás estão em constante movimento e as colisões entre as moléculas de gás e as paredes do recipiente causam a pressão do gás.
2. As partículas são tão pequenas que o seu volume é insignificante em comparação com o volume ocupado pelo gás.
3. As partículas não interagem. Não há forças atraentes ou repulsivas entre elas.
4. A energia cinética média das partículas de gás é proporcional à temperatura.

A primeira hipótese é verdadeira a qualquer temperatura acima de zero absoluto.
A quarta suposição é verdadeira para pequenas moléculas de gás. Quando há múltiplos átomos numa molécula, parte da energia interna entra em vibrações moleculares em vez de em movimento translacional. Em moléculas muito grandes, esta pode ser uma parte significativa da energia total, então a KEave seria um pouco menor do que o previsto pela lei ideal do gás. (Vamos discutir as vibrações moleculares com mais detalhes na próxima vez.)

Volume Atómico/Molecular

Para a maioria dos gases à pressão atmosférica, o volume da partícula de gás é realmente insignificante. Veja o hélio, por exemplo, com um raio atómico de 31 x 10-12 m.

volume do átomo de hélio = 4/3r3 = (4/3)(3.1415)(29791 x 10-36 m3) = 1.2 x 10-31 m3
volume de 1.0 mol de átomos = 1,2 x 10-31 m3 x 6,02 x 1023
= 7,5 x 10-8 m3 = 7,5 x 10-8 m3 x 103 L/m3 = 7,5 x 10-5 L

Sabemos que 1,0 mol de gás deve ocupar 24,47 L de volume. Os átomos de hélio ocupam 7,5 x 10-5/24,47 ou 0,00031% do volume do gás.Para o hélio a 1 pressão atmosférica, esta é uma excelente hipótese.
Para moléculas de gás muito grandes e a pressões muito altas, o volume das partículas pode tornar-se significativo. Há uma correcção à lei do gás ideal que pode ser aplicada sob estas condições, o que explica o volume real disponível.

Interacções Atómicas/Moleculares

Todos os átomos e moléculas na fase gasosa têm interacções repulsivas e atractivas com outros átomos e moléculas. A maior parte do volume de qualquer átomo deve-se à sua nuvem de electrões carregada negativamente. A interação eletrostática de quaisquer duas áreas da mesma carga é repulsiva, de modo que quando dois átomos se encontram na fase gasosa suas nuvens de elétrons tendem a empurrá-los para o lado. A interação repulsiva é especialmente forte quando o gás está sob alta pressão, porque o número de colisões entre partículas de gás aumenta com a pressão. Como essa interação afeta a pressão? Lembre-se que a pressão é devida à força das partículas de gás com uma área unitária do recipiente. As partículas de gás atingirão a parede do recipiente com um pouco mais de força se tiverem sido empurradas pela nuvem de elétron de outra partícula. A posição de uma nuvem de elétron em torno de uma partícula de gás não é constante. Ela pode flutuar e assim deixar a partícula com partes parcialmente positivas e partes parcialmente negativas. A nuvem de elétron negativa de outro átomo em fase gasosa seria atraída eletrostáticamente para a parte positiva da primeira partícula. Algumas moléculas de gás têm dipolos permanentes, áreas de carga positiva em excesso e carga negativa em excesso, devido a ligações polares. As forças atraentes entre as partículas da fase gasosa são chamadas de forças van der Waals. Na medida em que as partículas de gás se colam, mesmo muito brevemente, o número de partículas livres é reduzido juntamente com a pressão do gás.

Há uma correcção à lei do gás ideal que pode ser aplicada para ter em conta as pequenas alterações de pressão que resultam das forças entre partículas.