Gases reais e equação de Van der Waals

Gases reais se desviam do comportamento previsto pela equação dos gases ideais devido às interações moleculares. A equação de Van der Waals ajusta esse modelo, considerando o volume ocupado pelas moléculas e suas interações, sendo crucial para descrever o comportamento de gases reais em condições não ideais.

São características de um gás real:

a. Suas forças moleculares não são desprezíveis
b. O volume do gás apresenta é menor do que a medida do recipiente que o contém.

No caso de um gás real, por não atender as condições acima, podemos substituir a equação de Clapeyron pela equação de Van der Waals:

Os valores de a e b dependem da natureza do gás. A constante a, é denominada de coesão, ela procura avaliar a intensidade das forças intermoleculares. Já a constante b, é denominada de co-volume, está associada ao espaço real ocupado pelas moléculas do gás.

Um gás real poderá ter um comportamento próximo de um gás ideal em pressões muito baixas e de temperaturas muito altas.

Exemplo:

Compare a pressão exercida por 1,0 mol de etano, apresentando uma volume de 22,4 L à 273 K se comportando como um gás ideal e como um gás de Van der Waals.

Isoterma de um Gás Real

Dado

a = 6 atm ⋅ L² ⋅ mol⁻²
b = 7 · 10⁻² L ⋅ mol⁻¹
R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol⁻¹ ⋅ K⁻¹

Resolução:

O gás se comportando como gás ideal:

P(22,4) = (1)(0,082)(273) → P = 0,999 atm

O gás se comportando como de Van der Waals: