Gaze reale

Ipoteze ale legii gazului ideal

Legea gazului ideal se bazează pe o serie de ipoteze privind particulele de gaz.

1. Toate particulele de gaz sunt în continuă mișcare, iar ciocnirile dintre moleculele de gaz și pereții recipientului determină presiunea gazului.
2. Particulele sunt atât de mici încât volumul lor este neglijabil în comparație cu volumul ocupat de gaz.
3. Particulele nu interacționează. Nu există forțe atractive sau repulsive între ele.
4. Energia cinetică medie a particulelor de gaz este proporțională cu temperatura.

Prima ipoteză este adevărată la orice temperatură peste zero absolut.
Cea de-a patra ipoteză este adevărată pentru moleculele mici de gaz. Atunci când există mai mulți atomi într-o moleculă, o parte din energia internă se transformă în vibrații moleculare mai degrabă decât în mișcare de translație. În cazul moleculelor foarte mari, aceasta poate reprezenta o parte semnificativă din energia totală, astfel încât KEave ar fi puțin mai mică decât cea prezisă de legea gazului ideal. (Vom discuta mai în detaliu despre vibrațiile moleculare data viitoare.)

Volumul atomic/molecular

Pentru majoritatea gazelor la presiune atmosferică, volumul particulei de gaz este într-adevăr nesemnificativ. Să ne uităm la heliu, de exemplu, cu o rază atomică de 31 x 10-12 m.

volumul atomului de heliu = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
volumul de 1.0 mol de atomi de He = 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

Știm că 1,0 mol de gaz ar trebui să ocupe 24,47 L de volum. Atomii de heliu ocupă 7,5 x 10-5/24,47 sau 0,00031% din volumul gazului.Pentru heliu la presiunea de 1 atmosferă, aceasta este o presupunere excelentă.
Pentru molecule de gaz foarte mari și la presiuni foarte mari, volumul particulelor poate deveni semnificativ. Există o corecție la legea gazului ideal care poate fi aplicată în aceste condiții și care ține cont de volumul real disponibil.

Interacțiuni atomice/moleculare

Toți atomii și moleculele din faza gazoasă au interacțiuni atât de respingere cât și de atracție cu alți atomi și molecule. Cei mai mulți dintre volumele oricărui atom se datorează norului său electronic încărcat negativ. Interacțiunea electrostatică a oricăror două zone cu aceeași sarcină este repulsivă, astfel încât atunci când doi atomi se întâlnesc în faza gazoasă norii lor electronici tind să îi îndepărteze. Interacțiunea repulsivă este deosebit de puternică atunci când gazul se află sub presiune ridicată, deoarece numărul de coliziuni între particulele de gaz crește odată cu presiunea. Cum afectează această interacțiune presiunea? Amintiți-vă că presiunea se datorează forței pe care o exercită particulele de gaz cu o unitate de suprafață a recipientului. Particulele de gaz vor lovi peretele recipientului cu o forță ceva mai mare dacă au fost împinse de norul de electroni al unei alte particule. Posibilitatea unui nor de electroni în jurul unei particule de gaz nu este constantă. Ea poate fluctua și astfel să lase particula cu părți parțial pozitive și părți parțial negative. Norul de electroni negativi al unui alt atom în fază gazoasă ar fi atras în mod electrostatic de partea pozitivă a primei particule. Unele molecule de gaz au dipoli permanenți, zone cu exces de sarcină pozitivă și exces de sarcină negativă, datorită legăturilor polare. Forțele de atracție dintre particulele din faza gazoasă se numesc forțe van der Waals. În măsura în care particulele de gaz se lipesc între ele, chiar și pentru foarte scurt timp, numărul de particule libere se reduce odată cu presiunea gazului.

Există o corecție la legea gazului ideal care poate fi aplicată pentru a ține cont de micile schimbări de presiune care rezultă din forțele dintre particule.