Gases reais se comportam de maneira diferente
Em outra lição, aprendemos como o comportamento real do gás se desvia do comportamento ideal do gás em condições não ideais. Eles se comportam de maneira diferente porque essas condições não ideais são muito estressantes – pressões e densidades muito altas e temperaturas muito baixas. Para dar conta dessa mudança, precisamos modificar ligeiramente a lei dos gases ideais. Essas mudanças incluem constantes que quantificam o volume das moléculas de gás, bem como as forças de atração entre essas moléculas, sendo que ambas são consideradas desprezíveis em condições ideais.
Originalmente, a lei dos gases ideais era assim: PV = nRT . P é a pressão em atmosferas, V é o volume do recipiente em litros, n é o número de moles de gás, R é a constante de gás ideal (0,0821 L-atm / mol-K) e T é a temperatura em Kelvin .
Para gases reais, fazemos duas alterações adicionando uma constante ao termo de pressão ( P ) e subtraindo uma constante diferente do termo de volume ( V ). A nova equação se parece com esta: ( P + an 2 ) ( V – nb ) = nRT . Aqui, a é a constante para a atração entre as moléculas de um determinado gás (pense em a para atração ) eb é o volume que essas moléculas ocupam dentro do recipiente.
Pode ter notado alguns extra n s etiquetagem juntamente com aquelas duas constantes, e que é porque uma e b são valores para uma mole desse gás. Portanto, temos que multiplicar as constantes pelo número total de moles para obter o valor correto. E lembre-se, as constantes são diferentes para cada gás, já que cada gás tem propriedades diferentes.
Usando a equação de Van Der Waals
Essa nova equação é chamada de equação de van der Waals , em homenagem ao cientista holandês Johannes van der Waals, que trabalhou duro para descobrir como os gases reais se comportavam. Embora essa equação pareça diferente da lei dos gases ideais, você ainda pode resolvê-la da mesma maneira, desde que conheça as outras variáveis. A diferença aqui é que você também precisa saber os valores para as constantes a e b , que, felizmente para nós, estão disponíveis e podem ser facilmente olhou para cima.
Para ver como os gases reais se comportam, vamos começar com um exemplo simples usando a lei dos gases ideais. Digamos que temos o gás CO 2 . Temos 1,00 moles ( n ), a 273 K ( T ), e está em um recipiente com volume de 22,4 L ( V ). Para resolver a pressão ( P ), simplesmente reorganizamos a equação e fazemos as contas.
O que descobrimos é que:
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Agora vamos encontrar a pressão usando a equação de van der Waals. Lembre-se de que tudo é igual, exceto que agora temos que incorporar a e b . Para CO 2 ,
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Veja como está agora:
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O que descobrimos agora é que P = 0,995 atm. Isso é muito próximo da nossa primeira resposta, então o que está acontecendo aqui? Bem, em temperaturas e pressões normais, obteremos essencialmente o mesmo resultado usando a lei dos gases ideais ou a equação de van der Waals. Portanto, o que precisamos fazer é testar esse gás em algumas condições bastante extremas.
Vamos tentar novamente, mas desta vez, vamos mudar o volume do recipiente para que seja muito menor, digamos 0,100 L. Esperamos que a pressão aumente porque há menos espaço para o gás ser absorvido, o que significa que as moléculas irão colidir nas paredes do contêiner com mais frequência.
Usando a lei dos gases ideais, descobrimos que
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É muita pressão!
Agora vamos ver como isso se desvia quando usamos a equação de van der Waals para o comportamento real do gás. Se inserirmos nossas variáveis, obtemos:
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Nossa pressão agora é de apenas 31,5 atm. Você vê como P é muito diferente do que se usássemos a lei dos gases ideais?
Ainda é uma pressão maior do que nas condições ideais, mas por que é tão inferior ao nosso resultado obtido da equação do gás ideal? Isso porque, ao usar a equação de van der Waals, levamos em consideração as fortes forças de atração entre as moléculas de CO 2 . À medida que as moléculas são forçadas a entrar em um espaço mais apertado, elas de fato colidem com as paredes do recipiente com mais frequência, mas também ficam mais próximas porque as forças de atração aumentam à medida que são espremidas em um espaço mais apertado.
Resumo da lição
Usando a lei dos gases ideais, podemos encontrar a pressão, o volume, a temperatura ou o número de moles de um gás ideal. Mas para gases reais, precisamos usar a equação de van der Waals porque ela leva em consideração os efeitos relativos do volume das moléculas do gás, bem como a atração entre essas moléculas. No entanto, uma vez que inserimos essas constantes na equação, o processo de resolução da variável perdida é o mesmo.
A equação de van der Waals é escrita assim: ( P + an 2 / V 2 ) ( V – nb ) = nRT . É muito semelhante à lei dos gases ideais ( PV = nRT ), exceto que agora contabilizamos a atração entre as moléculas de gás com a e o volume dessas moléculas com b . n é usado mais algumas vezes também porque o volume e a atração são valores para apenas um mol daquele gás específico. Então, simplesmente multiplicamos cada constante que procuramos pelo número total de moles de gás para obter a quantidade correta.
Resultados de Aprendizagem
A conclusão desta vídeo aula pode prepará-lo para usar a equação de van der Waals para resolver o comportamento do gás real versus a equação do gás ideal.