Propriedade dos gases

O estado mais simples da matéria é um gás, forma da matéria que enche qualquer recipiente que a contenha. Analisaremos primeiro o conceito básico (lei dos gases ideais) e partiremos para um conceito mais completo, que envolve outros fatores de um gás além da cinética das moléculas.

A teoria dos gases perfeitos é um modelo idealizado observado a priori por Robert Boyle e Edme Mariotte e complementada por Gay-Lussac, Avogadro entre outros Químicos do século 19. A teoria diz que a pressão de um gás é dada em função do Volume em que ele ocupa, Temperatura e unidades de moléculas/átomos de um sistema, portanto: P(V,T,n)

Sabendo que a pressão consiste no choque de moléculas na parede de um recipiente, temos que quando o volume desse recipiente diminui, ocorre um maior número de choques átomo/molécula-parede, gerando maior pressão. Portanto quando aumentamos o volume (considerando as outras variáveis constantes) a pressão diminui. Sabendo que a temperatura atua na energia cinética das moléculas, e essa energia cinética por sua vez atua na força na parede do recipiente, temos que o crescimento da temperatura aumenta a pressão, mantendo-se volume constante, o mesmo acontece quando se aumenta o número de moléculas mantendo-se as outras variáveis(V,T) constantes.

Entendendo esse fenômeno, Bernoit Clapeyron estabeleceu a seguinte equação:


Onde R é uma constante, cuja função é relacionar as unidades de T, V e n para a de pressão


porem, essa equação difere-se do real, visto pelo menos dois fatos que não foram levados em conta:

1. Interações intermoleculares;
2. Volume em que as moléculas ocupam.

As interações moleculares podem ser repulsivas ou atrativas, podendo gerar uma diferença na pressão final, e o volume em que as moléculas ocupam influencia no volume final do recipiente. Utilizou-se desses dois fatos para uma série de equações cuja função é encontrar uma relação matemática que se mais aproxima do real, do obtido experimentalmente.

Uma delas é a Equação de Van Der Waals:


Nessa equação, nb subtrai de V, nb é o volume em que todas as consideradas “esferas” moleculares ocupam, isto é, b é o volume molar ocupado pelas moléculas.

O termo que subtrai dá à equação o efeito das interações intermoleculares, e o termo a é a característica da substância que se está analisando.

Porem, não quer dizer que a equação dos gases ideais não deva mais ser utilizada, visto que para Volume grande (ou pressões baixas) a Equação de Van Der Waals possui a mesma característica da equação dos gases ideais, visto que as moléculas ficam tão afastadas de modo que suas interações não atuam de forma a causar uma variação considerável na medida. Prova-se isso matematicamente pois com V muito grande, nb torna-se desprezível, e o termo que subtrai na equação tende a zero, usamos através desse raciocínio o limite: