Quais são as diferenças entre um gás ideal e um gás real?
Passo 1
Beleza, o que a questão pede é só comparar gás ideal com gás real. Isso cai dentro de Termodinâmica e Teoria Cinética dos Gases. Para resolver, a gente vai precisar entender:
- Quais são as hipóteses (pressupostos) do gás ideal;
- O que muda num gás real (volume das moléculas, forças intermoleculares, comportamento em altas pressões e baixas temperaturas);
- A equação de Van der Waals para ilustrar essas diferenças.
Passo 2
Gás ideal na teoria é um modelo “chapado” que faz duas suposições principais:
- As moléculas são pontuais (ou seja, não ocupam volume próprio).
- Não existe força de atração ou repulsão entre elas — só colisões elásticas.
Com isso a gente chega à famosa lei dos gases ideais:
onde P é pressão, V volume, n nº de mols, R constante dos gases, T temperatura absoluta.
Passo 3
Num gás real, as moléculas têm tamanho finito e interagem entre si. Isso traz dois efeitos chaves:
a) Volume ocupado pelas moléculas não entra em V livre (o “espaço” para se mover diminui);
b) Forças de atração/repsulsão mudam a pressão efetiva no recipiente.
a) Volume ocupado pelas moléculas não entra em V livre (o “espaço” para se mover diminui);
b) Forças de atração/repsulsão mudam a pressão efetiva no recipiente.
Esses efeitos são pequenos em baixas pressões e altas temperaturas, mas crescem quando você comprime o gás ou esfria muito.
Passo 4
Para levar esses fatores em conta, um modelo simples é a equação de Van der Waals:
– O termo
– O termo
Se
e
fossem zero, volta a ser o gás ideal.
Passo 5
Podemos ver desvios do gás ideal através do fator de compressibilidade:
Se
Resposta
As principais diferenças são:
- Gás ideal: moléculas pontuais, sem interações, segue
em qualquer condição. - Gás real: moléculas têm volume próprio e interagem (atração e repulsão).
- Em alta pressão/baixa temperatura, o gás real desvia do modelo ideal.
- A equação de Van der Waals incorpora essas correções via parâmetros
e .