Gás real

O que é um gás real?

A gás real É aquele que existe na natureza com diferentes estruturas químicas e que não mostra comportamento idealizado. Eles podem ser moléculas diatômicas como oxigênio, nitrogênio, etc., bem como moléculas monoatômicas, incluindo hélio, neon e outros. Pode até haver gases mais pesados, por exemplo, dióxido de carbono, metano e amônia.

Os gases ideais são um modelo criado que orienta a compreensão do comportamento dos gases antes de várias condições ambientais. A lei de gases ideal de tão chamado foi estabelecida por Benoit Paul Émile Clapeyron em 1834, enunciada na seguinte fórmula: PV = NRT.

Se o nitrogênio mostrar um comportamento ideal e não real, nunca poderia ser liquefazer e existir como líquido criogênico. Fonte: Stryn via Wikipedia.

A lei é baseada em um conjunto de suposições, incluindo: assumindo que as moléculas de um gás não possuam dimensões, ou seja, que elas são pontuais e que não há forças de atração entre essas moléculas.

Gases reais não atendem a essas suposições. Sob certas condições, como altas pressões e baixas temperaturas, eles escapam do compartimento de gases ideais, aumentando as forças intermoleculares. Também aumenta a proporção do volume das moléculas em relação ao espaço total ocupado pelo gás.

Características de gases reais

Existência de forças intermoleculares

Entre as moléculas de um gás, há uma força de atração que tende a reuni -las restringindo sua mobilidade. Essas forças intermoleculares são conhecidas como forças de van der Waals, em homenagem ao cientista holandês Johannes van der Waals (1837-1923).

Essas forças intermoleculares são a interação dipolo-dipolo e as forças dispersivas de Londres. Da mesma forma, van der Waals em 1873 introduziu o efeito das forças intermoleculares nas equações do estado de um gás.

Ao considerar essas interações, há um importante desvio do comportamento dos gases reais em relação aos gases ideais; especialmente para altas pressões e uma redução no volume de gás, que produz uma interação maior entre moléculas gasosas.

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Volume de moléculas

Entre as características atribuídas aos gases ideais, devem ser consideradas suas moléculas como pontual; E, portanto, o volume que eles ocupam em relação ao espaço total de gás é insignificante.

No entanto, o volume ocupado pelas moléculas de um gás real pode ser importante quando o gás é submetido a uma pressão que produz uma redução em seu volume, aumentando a proporção do volume das moléculas de gás em relação ao espaço total ocupado para o gás.

Esta situação aumenta a magnitude das forças intermoleculares no gás quando suas moléculas se aproximam, o que traz algumas mudanças nas propriedades do gás. Por exemplo, há uma diminuição na pressão teórica do gás exercido nas paredes do recipiente que o contém.

Isso ocorre porque a frequência das colisões das moléculas de gás contra as paredes do recipiente diminui. Enquanto isso, as colisões entre as mesmas moléculas aumentam, então sua mobilidade é diminuída.

Equação de van der Waals

Os gases reais podem abordar a conformidade com a lei ideal para gases (PV = NRT) em condições específicas. Mas não em todas as condições, produzindo a necessidade de modificar a lei estabelecida.

Vários autores deram sua contribuição a uma modificação que poderia se adaptar aos gases reais. Entre essas contribuições está a equação de van der Waals:

(P + An²/V²) (V-nb) = nrt

A expressão (um²/V²) É uma correção devido à diminuição da pressão exercida pelo produto gasoso da interação entre as moléculas de gás. O termo 'a' é uma constante empírica típica de cada gás e que tem como unidade l²· Atm · mol^-2.

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A expressão (V-NB) corrige o efeito de ignorar o volume ocupado pelas moléculas de um gás nas propriedades de um gás real. O termo 'B' é obtido empiricamente e tem como unidade: L · mol^-1, cujo valor varia para cada gás. B. também representa o volume ocupado por moléculas de gás.

Efeito Joule-Thompson

Quando um gás real é forçado a atravessar uma válvula, há uma redução em seu volume; Mas ao deixá -lo se expande, o que produz uma diminuição na temperatura do gás. Este recurso encontrou aplicação em refrigeração.

Fator de compressão (z) ou compressibilidade a gás

O fator de compressão (PV/NRT) é uma relação que, nos gases ideais, tem um valor constante de 1, independentemente da pressão ou temperatura à qual eles são submetidos.

Pelo contrário, gases reais, como: hidrogênio (h₂), nitrogênio (n₂), oxigênio (ou₂) e dióxido de carbono (CO₂), tenha um valor para o fator de compressão maior que 1 quando a pressão exercida neles é maior que 400 atm.

No entanto, dióxido de carbono e oxigênio podem ter um valor de fator de compressão menor que 1 para uma pressão menor menor que 400 atmosferas. Em conclusão: o fator de compressão não é constante em gases reais.

Liquefación

Gases ideais quando sujeitos a um processo de compressão e expansão adiabática diminuem sua temperatura e aumentam sua densidade. Mas sem uma mudança de fase. Por outro lado, os gases reais experimentam uma mudança de fase: eles são liquefeitos, passam para a fase líquida.

Aplicação da equação de van der Waals

Calcule a pressão exercida por um gás metano (gás real) em um contêiner 0.5 L A 25 ºC.

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a) Ao aplicar a equação GASE ideal.

b) Ao aplicar a equação van der Waal com um valor para a constante 'a' de 2.25 l²· Atm · mol^-2 e 0.0428 para a constante 'b'.

Na subseção a)

PV = nrt

P = NRT/V

= (1 mol) (0.082 L · atm · mol^-1· K^-1) (298 K) / (0.50 l)

= 48.87 atm

E na subseção b)

(P + An²/V²) (V-nb) = nrt

A = 225 L²· Atm · mol^-2

B = 0.0428 L · mol^-1

[P + (1 mol)²(2.25 l²· Atm · mol^-2/(0.5 L)²)] [(0.500 L - 0.0428 L)] = (1 mol) (0.082 L · atm · mol^-1) (298 K)

(P + 9 atm) (0.4572 L) = 24.36 atm · l

P = 44.28 atm

Uma diminuição na pressão exercida pelo gás real é observada quando a equação de van der Waals é usada em vez da equação ideal do Gase. Isso é uma conseqüência da existência de forças intermoleculares e do volume de moléculas de gase.

Exemplos de gás reais

Todos os gases que existem na natureza são reais, incluindo gases com moléculas diatômicas, como oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, cloro, flúor, bromo e iodo; e gases monoatômicos, como hélio, argônio, cripton, neon e radônio.

Além de compostos químicos em estado gasoso, como butano, dióxido de carbono, dióxido de enxofre, metano, entre outros.

Referências

1. Walter J. Moore. (1963). Química Física. Em cinética química. Quarta edição, Longmans.
2. Irã. Levine. (2009). Princípios da físico -química. Sexta edição. Mc Graw Hill.
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5. Clark Jim. (2017). Gases ideais e a lei de gás ideal. Recuperado de: Chemguide.co.Reino Unido
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