Gases reais: desvio da idealidade

O termo "gases reais" entre químicos e físicoscostuma-se chamar tais gases, cujas propriedades dependem mais diretamente de sua interação intermolecular. Embora em qualquer livro de referência especializado possa ser lido que uma mole destas substâncias em condições normais e estado estacionário ocupa um volume de aproximadamente 22,41108 litros. Tal afirmação é válida apenas para os chamados gases "ideais", para os quais, de acordo com a equação de Clapeyron, as forças de atração mútua e repulsão de moléculas não atuam, e o volume ocupado por estas últimas é insignificantemente pequeno.

Naturalmente, tais substâncias na natureza não sãoexiste, portanto, todos esses argumentos e cálculos têm uma orientação puramente teórica. Mas os gases reais, que em certa medida se desviam das leis da idealidade, são encontrados com muita frequência. Entre as moléculas de tais substâncias há sempre forças de atração mútua, das quais se segue que seu volume difere um pouco do modelo perfeito derivado. E todos os gases reais têm diferentes graus de desvio da idealidade.

Mas aqui podemos ver uma claratendência: quanto mais o ponto de ebulição da substância estiver próximo de zero grau Celsius, mais forte será essa conexão do modelo ideal. A equação de estado do gás real, pertencente ao físico holandês Johannes Diederik van der Waals, foi derivada por ele em 1873. Nesta fórmula, tendo a forma (p + n²a / V²) (V - nb) = nRT, dois muito significativoscorreções em comparação com a equação de Clapeyron (pV = nRT), determinada experimentalmente. O primeiro deles leva em conta as forças de interação molecular, influenciadas não apenas pelo tipo de gás, mas também pelo seu volume, densidade e pressão. A segunda correção determina a massa molecular da substância.

O papel mais significativo desses ajusteseles adquirem gases a alta pressão. Por exemplo, para nitrogênio a uma taxa de 80 atm. os cálculos diferirão da idealidade em cerca de cinco por cento, e com um aumento na pressão para quatrocentos ambientes, a diferença chegará a cem por cento. Segue-se que as leis de um modelo de gás ideal são muito aproximadas. O desvio deles é quantitativo e qualitativo. O primeiro se manifesta no fato de que a equação de Clapeyron é satisfeita para todas as substâncias gasosas reais muito aproximadamente. Retiros de natureza qualitativa são muito mais profundos.

Gases reais podem muito bem ser transformados emlíquido, e em um estado sólido agregado, o que seria impossível se eles seguem estritamente a equação de Clapeyron. Forças intermoleculares que atuam sobre essas substâncias levam à formação de vários compostos químicos. Isso novamente é impossível no sistema de gás ideal teórico. As ligações assim formadas são chamadas de ligações químicas ou de valência. No caso em que o gás real é ionizado, as forças de atração de Coulomb começam a se manifestar nele, o que determina o comportamento, por exemplo, de um plasma que é uma substância ionizada quase neutra. Isto é especialmente verdadeiro à luz do fato de que a física do plasma é hoje uma disciplina científica vasta e em rápido desenvolvimento, que tem uma aplicação extremamente ampla em astrofísica, a teoria da propagação de sinais de ondas de rádio, no problema de reações nucleares e termonucleares controladas.

Ligações químicas em gases reais em suaa natureza praticamente não se diferencia das forças moleculares. Ambos, em geral, são reduzidos a uma interação elétrica entre cargas elementares, das quais toda a estrutura atômica e molecular da matéria é construída. No entanto, uma compreensão completa das forças moleculares e químicas tornou-se possível apenas com o advento da mecânica quântica.

Vale a pena reconhecer que nem todo estado da matéria,compatível com a equação do físico holandês, pode ser realizado na prática. Para isso, um fator de estabilidade termodinâmico também é necessário. Uma das condições importantes para tal estabilidade da substância é que a equação de pressão isotérmica deve aderir estritamente à tendência de reduzir o volume total do corpo. Em outras palavras, à medida que o valor de V aumenta, todas as isotermas do gás real devem ser reduzidas constantemente. Enquanto isso, nas parcelas isotérmicas de Van der Waals abaixo da marca de temperatura crítica, observam-se áreas em crescimento. Os pontos situados em tais zonas correspondem ao estado instável da substância, que na prática não pode ser realizado.