Um gás ideal é aquele que obedecendo aos princípios da cinética molecular teoria, onde o volume ocupado pelas partículas de gás é desprezível em relação ao volume total do recipiente, e não há apreciável atrações intermoleculares ou repulsions.os gases reais podem desviar-se do comportamento ideal, especialmente a altas pressões e baixas temperaturas. A extensão do desvio é medida utilizando o factor de compressibilidade. O Fator de compressibilidade é obtido resolvendo para n na lei do gás ideal: dividindo o produto da pressão e do volume pelo produto da constante e temperatura do gás (PV/RT) por um mole de uma dada substância. Em condições ideais, esta proporção de PV / RT deve ser exatamente igual a 1.

Gases reais a alta pressão

a altas pressões, as moléculas de gás estão mais próximas num espaço. Como resultado desta aglomeração, as moléculas de gás experimentam forças intermoleculares mais atraentes. Forças intermoleculares mantêm as moléculas Unidas mais, diminuindo a força e a frequência das colisões com a parede do recipiente e, assim, baixando a pressão abaixo dos valores ideais. Além disso, a maior pressão, as moléculas ocupam uma maior proporção do volume do recipiente. Com outras moléculas de gás ocupando uma maior proporção do volume do recipiente, o volume desocupado do recipiente disponível para qualquer molécula é menor do que em condições ideais. Esta diminuição no volume disponível causa um aumento na pressão além das condições ideais.

figura 6.14. Factores de compressibilidade aproximados de três gases a 250 K.

Gases reais a baixa temperatura

temperatura também influencia os desvios do comportamento dos gases ideais (figura 6.15). À medida que a temperatura diminui, a energia cinética média das partículas de gás diminui. Uma maior proporção de moléculas de gás, portanto, têm energia cinética insuficiente para superar forças intermoleculares atrativas de átomos vizinhos. Isto significa que as moléculas de gás tornam-se “mais esticantes” umas às outras, e colidem com as paredes do recipiente com menos frequência e força, diminuindo a pressão abaixo da dos valores ideais.

figura 6.15. Factor de compressibilidade aproximado do azoto a diferentes temperaturas.

A Equação de van der Waals

Figura 6.16 Johannes Diderik van der Waals

Em 1873, o cientista holandês Johannes van der Waals desenvolveu uma equação que compensa os desvios de comportamento de gás ideal. A equação de van der Waals usa duas constantes adicionais determinadas experimentalmente: a, que é um termo para corrigir forças intermoleculares, e b, que corrige o volume das moléculas de gás (tabela 6.3 “constantes selecionadas de van der Waals para moléculas de gás”).

deve-se notar que se os novos termos a e b são iguais a zero (em condições ideais), a equação simplifica de volta à Lei do gás ideal: PV = nRT.

tabela 6.3 constantes selecionadas de van der Waals para moléculas de gás.