Gases de Van der Waals

Segundo a teoria cinética dos gases ideias, não existem forças intermoleculares, atrativas ou repulsivas, agindo nas partículas do gás. Contudo, foi observado que os gases reais apresentam desvios em relação a lei dos gases perfeitos, e, portanto, essa lei não correspondia exatamente ao comportamento desses gases.

Através dessa observação, J. D. Van der Waals propôs um implemento a equação geral dos gases, PV = nRT, introduzindo dois parâmetros relacionados com o tamanho molecular e as forças intermoleculares. Essa nova equação ficou conhecida como equação de Van der Waals, e é dada por:

P=RT/(v-b)-a/v²

Na expressão acima,

P = pressão;

R = constante dos gases perfeitos;

T = temperatura;

v = volume molar;

a = constante que representa as forças atrativas entre as moléculas. (Diferente para cada gás);

b = constante que representa as forças repulsivas. É a soma dos volumes individuais das partículas que formam o gás. (Diferente para cada gás).

Uma maneira de analisar os desvios em relação aos gases perfeitos é através do fator de compressibilidade, que relacionando o volume molar observado e o seu volume molar ideal. Sendo representado por:

Z=v/V=pv/RT

Na expressão acima, os novos dados são:

V = volume molar do gás ideal;

Z = fator de compressibilidade.

Para um gás ideal, o fator de compressibilidade tem o valor unitário, independente da sua pressão e temperatura. Já para o gás real, o valor de Z varia de acordo com essas medidas. Quando a pressão tende a zero em qualquer temperatura, os gases têm comportamento ideal, assim como a uma alta temperatura em baixas pressões.

Em uma temperatura intermediária, a temperatura de Boyle, o coeficiente angular da isoterma no gráfico ZxP é nulo, fazendo com que o gás real em uma determinada faixa de pressão comporte-se como um gás ideal. Essa temperatura é calculada da seguinte forma:

Tb=a/Rb

Sendo,

Tb = temperatura de Boyle.