Gases Reais vs Gases Ideais

No estudo dos gases e das leis dos gases, é importante distinguir entre gases reais e gases ideais. O conceito de gases ideais é derivado de algumas suposições simplificadoras que nos permitem prever e entender o comportamento dos gases usando modelos matemáticos. Por outro lado, gases reais desviam-se desses modelos em certas situações. Vamos analisar esses conceitos em detalhe.

Entendendo os gases ideais

Um gás ideal é um gás teórico composto por muitas partículas pontuais em movimento aleatório que interagem apenas através de colisões elásticas. O conceito de um gás ideal ajuda a simplificar o estudo dos gases ao assumir o seguinte:

• As partículas do gás estão em movimento constante e aleatório.
• Não há força de atração ou repulsão entre as partículas.
• O volume das partículas do gás é desprezível em comparação com o volume do recipiente.
• As colisões entre as partículas do gás e entre partículas e as paredes do recipiente são perfeitamente elásticas, ou seja, nenhuma energia é perdida na colisão.

O comportamento de um gás ideal pode ser completamente descrito pela lei dos gases ideais:

PV = nRT

Onde:

• P = pressão do gás
• V = volume do gás
• n = quantidade de substância (em mols)
• R = constante dos gases ideais (aproximadamente 8.314 J/(mol K))
• T = temperatura do gás (em Kelvin)

Características do comportamento dos gases ideais

Um gás ideal comporta-se de forma previsível e uniforme sob todas as condições de temperatura e pressão. Quando plotado em um diagrama PV, a relação entre pressão e volume é linear, assumindo uma temperatura constante. Essa simplicidade nos permite prever o comportamento dos gases com um alto grau de precisão sob muitas situações. No entanto, é importante lembrar que os gases reais apenas aproximam o comportamento do gás ideal sob certas condições.

Exemplo: Calculando o volume a partir da lei dos gases ideais

Suponha que você tenha 2 mols de um gás ideal a uma temperatura de 273 Kelvin (0 graus Celsius) e uma pressão de 101,3 kPa. Você pode calcular o volume do gás usando a fórmula da lei dos gases ideais:

PV = nRT

Substituindo os valores:

V = (nRT)/P = (2 mols × 8.314 J/(mol·K) × 273 K) / 101.3 kPa = 44,8 litros

Assumindo o comportamento do gás ideal, o volume calculado para as condições dadas é de 44,8 litros.

Entendendo os gases reais

Ao contrário dos gases ideais, gases reais têm contato físico entre partículas e ocupam espaço. Essas desvios tornam-se significativos em condições de alta pressão ou baixa temperatura, onde as moléculas de gás estão próximas umas das outras. Gases reais desviam-se do comportamento dos gases ideais porque:

• As moléculas de gás ocupam espaço e também têm volume.
• Existem forças atrativas ou repulsivas entre as partículas, especialmente quando elas estão próximas umas das outras.

Características do comportamento dos gases reais

Gases reais nem sempre seguem exatamente a lei dos gases ideais. Eles podem mostrar desvios que são especialmente notáveis quando os gases são comprimidos ou próximos de se condensarem. Esses desvios são frequentemente corrigidos em cálculos usando a equação de van der Waals, que leva em conta o volume molecular e as forças atrativas:

(P + a(n/V)^2) (V - nb) = nRT

onde a e b são constantes específicas para cada gás, (n/V) é a concentração molar das partículas de gás, e (P + a(n/V)^2) leva em conta as forças intermoleculares.

Exemplo: Calculando a pressão com a equação de van der Waals

Suponha que você tenha 1 mol de dióxido de carbono (CO₂) a 300 Kelvin em um recipiente de 10 litros. As constantes para CO₂ são a = 3.592 L²·atm/mol² e b = 0.0427 L/mol. Calcule a pressão usando a equação de van der Waals:

(P + a(n/V)^2) (V - nb) = nRT

Substitua os valores:

(P + (3.592 atm L²/mol² × (1 mol / 10 L)²) (10 L - 0.0427 L/mol × 1 mol) = 1 mol × 0.0821 L atm/(mol K) × 300 K

Ao simplificar a equação:

(P + 0.03592 atm) (9.9573 L) = 24.63 L atm

Finalmente, resolva para P:

P = (24.63 L atm / 9.9573 L) - 0.03592 atm = 2.439 atm

A pressão calculada para o CO₂ nessas condições reais é de 2.439 atm.

Explicações visuais

Para entender visualmente as diferenças, considere dois recipientes idênticos cheios de gases nas mesmas condições de temperatura e volume, um contendo um gás ideal e o outro contendo um gás real:

Nesses exemplos:

• Os círculos azuis no recipiente de gás ideal representam partículas de gás movendo-se sem interagir entre si, obedecendo completamente as suposições da lei dos gases ideais.
• Os círculos vermelhos no recipiente de gás real representam partículas de gás que têm forças atrativas entre elas, representadas por linhas de conexão. Isso mostra uma interação mais realista entre as partículas, o que leva a desvios do modelo de gás ideal.

Condições que afetam o comportamento de um gás

A diferença entre gases reais e ideais é mais acentuada em certas situações:

• Alta Pressão: Sob alta pressão, as moléculas de gás se aproximam mais umas das outras. O volume ocupado pelas moléculas de gás torna-se significativo e as forças intermoleculares são mais acentuadas.
• Baixas Temperaturas: Em baixas temperaturas, as moléculas de gás movem-se mais lentamente, o que aumenta o efeito das forças atrativas à medida que se aproximam umas das outras.

Cenário de exemplo: Gás oxigênio em um cilindro de mergulho

Imagine o tanque de um mergulhador cheio de gás oxigênio a alta pressão e baixa temperatura sob o mar. Nessas condições, o gás no tanque se comportará mais como um gás real do que como um gás ideal. Esse entendimento é importante para engenheiros e fabricantes que projetam equipamentos que devem operar de forma segura sob condições ambientais variáveis.

As principais diferenças em resumo

Vamos resumir as principais diferenças entre gases reais e gases ideais:

Aspecto	Gás ideal	Gás real
Volume das partículas	Insignificante	Importante em alta pressão
Forças intermoleculares	Ignoradas	Consideráveis e importantes em baixas temperaturas
Termos aplicáveis	Alta temperatura, baixa pressão	Variável; requer ajuste para alta pressão e baixas temperaturas

Conclusão

Compreender a diferença entre gases reais e gases ideais é importante para prever com precisão o comportamento dos gases em aplicações práticas. Enquanto a lei dos gases ideais fornece uma estrutura útil para compreender o comportamento dos gases em muitas situações, é o reconhecimento do comportamento dos gases reais através de equações como a de van der Waals que permite cálculos mais precisos em engenharia, química e ciência ambiental.

Em conclusão, embora o conceito de um gás ideal proporcione simplicidade e facilidade de compreensão, gases reais exibem interações complexas que ocorrem em nível microscópico. Ao reconhecer essas diferenças e saber como contabilizá-las nos cálculos, ganhamos uma compreensão mais profunda de como os gases se comportam no mundo real.

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