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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 10
Lição 3: Comportamento de um gás não idealGases reais: desvios do comportamento ideal
Neste vídeo, examinamos as condições sob as quais os gases reais têm maior probabilidade de desviar do comportamento ideal: baixas temperaturas e altas pressões (volumes pequenos). Em baixas temperaturas, as atrações entre as partículas de gases fazem com que as partículas colidam menos frequentemente contra as paredes do recipiente, o que resulta em uma pressão mais baixa que o valor do gás ideal. Em altas pressões (volumes pequenos), os volumes de partículas finitas reduzem o volume real disponível para as partículas de gás, o que resulta em uma pressão mais alta que o valor do gás ideal. Versão original criada por Sal Khan.
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Transcrição de vídeo
RKA10C Olá! Vamos iniciar
mais uma videoaula. Já passamos algum tempo
analisando a lei do gás ideal e também pensando em cenários em que as coisas podem divergir daquilo
que a lei do gás ideal pode prever. O que vamos fazer neste vídeo
é ir um pouco mais fundo em cenários em que podemos
divergir um pouco, ou até bastante,
da lei dos gases ideais. Tenho três cenários aqui.
Neste primeiro cenário, tenho uma temperatura alta
e tenho um grande volume. São situações em que o volume
das próprias partículas é insignificante em relação
ao volume do recipiente. Pelo menos aqui, parece
que pode ser o caso porque estamos lidando
com um volume muito grande, mesmo que não seja
desenhado em escala. Eu apenas desenhei as partículas deste
tamanho para que você pudesse vê-las. A alta temperatura também
nos ajuda a perceber que talvez as interações
intermoleculares, ou atrações entre as partículas,
não serão tão significativas. Portanto, em um cenário de grande
volume e de alta temperatura, isto pode ser muito
próximo do ideal. Não será perfeitamente ideal porque
os gases reais têm certo volume e têm algumas interações
intermoleculares. Vamos mudar as coisas um pouco,
vamos usar o mesmo volume. Então, estamos lidando
com um grande volume, mas vamos baixar
a temperatura. E podemos ver por que
a temperatura é proporcional à energia cinética
média das partículas. Aqui, estas setas são,
em média, um pouco menores. Digamos que baixemos a temperatura
próxima ao ponto de condensação. Lembre-se que o ponto
de condensação de um gás é uma situação em que as moléculas estão se atraindo
e começando a se agrupar. Podemos pensar no vapor d'água,
em que as moléculas estão começando a se transformar
em pequenas gotas de água porque estão ficando cada vez
mais atraídas umas pelas outras. Nesta situação em que acabamos
de baixar a temperatura, a lei do gás ideal já previa
que, se você mantivesse todo o resto constante,
a pressão diminuiria. Se resolvermos
isso pela pressão, teremos que “P”
é igual a nRT sobre “V”. Então, se você apenas
diminuir a temperatura, a lei do gás ideal já prevê
que a pressão será menor. Mas, nesta situação,
com um gás real, quando estamos perto
deste ponto de condensação, estes gases,
estas partículas são cada vez mais
atraídas umas pelas outras. Por isso é menos provável que colidam
com as laterais do recipiente ou, se fizerem isso,
farão com menos força. Nesta situação,
para um gás real, por causa da atração
intermolecular entre as partículas, você teria uma menor pressão do que
até mesmo a lei do gás ideal previa. O gás ideal já previa que, se você
diminuir a temperatura, a pressão diminui, mas você veria um gás real neste
cenário com “P” ainda mais baixa. Vamos para outro cenário, para um cenário
em que mantemos a alta temperatura que tínhamos no cenário original,
mas agora temos um pequeno volume. Talvez este topo do recipiente seja
um pistão e o empurramos para baixo. Assim, na lei dos gases ideais,
se apenas trabalhamos com “P”, ela já iria prever que, se você
diminuir o denominador aqui, isso vai aumentar o valor
de toda a expressão. Então, já iria prever que você
teria uma pressão maior, que as partículas iriam saltar
para os lados do recipiente com mais frequência
e com mais força. Mas, se tivermos um volume
real pequeno do recipiente, não podemos mais supor que
o volume das próprias partículas será insignificante em comparação
com o volume do recipiente. Assim, o volume
efetivo para se mover é ainda mais baixo do que
estamos vendo nesta equação. Portanto, estas partículas têm
ainda menos espaço para pular e vão ricochetear
nas laterais do recipiente com mais frequência
e ainda mais força. Aqui, a pressão é ainda
mais alta para um gás real do que o que é previsto
pela lei dos gases ideais. E esta foi a nossa aula.
Até a próxima!