Gás ideal vs gás real

Gás ideal vs gás real se resume a uma pergunta: quando $PV = nRT$ é uma boa aproximação? Um gás ideal é um modelo em que as partículas têm volume desprezível e não há forças intermoleculares, exceto durante colisões. Um gás real é um gás de verdade, então suas moléculas têm tamanho finito e podem se atrair ou se repelir.

É por isso que

$$PV = nRT$$

funciona bem apenas nas condições certas. Em geral, os gases se comportam de forma mais ideal em pressões relativamente baixas e temperaturas mais altas, quando as moléculas estão mais afastadas e têm menor chance de condensar.

Gás ideal vs gás real: a diferença central

O modelo de gás ideal elimina duas complicações do mundo real.

Primeiro, ele trata as partículas do gás como se ocupassem essencialmente nenhum espaço em comparação com o volume do recipiente. Segundo, ele ignora atrações e repulsões intermoleculares, exceto em colisões perfeitamente elásticas.

Essas hipóteses tornam a matemática simples. Elas não são exatamente verdadeiras para moléculas reais, mas muitas vezes são suficientemente próximas para a química introdutória e muitos cálculos cotidianos com gases.

Por que gases reais desviam da lei dos gases ideais

Gases reais desviam porque as moléculas não são pontos e interagem entre si.

Se as forças de atração forem importantes, as moléculas puxam umas às outras e podem atingir as paredes do recipiente com um pouco menos de força. Nessas condições, a pressão medida pode ser menor do que a prevista pela lei dos gases ideais para os mesmos $n$, $V$ e $T$.

Se o gás for comprimido com intensidade suficiente, o tamanho finito das moléculas começa a importar mais. Então o gás pode resistir à compressão mais do que o modelo ideal sugere. Qual efeito predomina depende do gás e da condição, então a direção do desvio nem sempre é a mesma.

Um exemplo resolvido usando o fator de compressibilidade

Uma forma prática de verificar a idealidade é o fator de compressibilidade:

$$Z = \frac{PV}{nRT}$$

Para um gás ideal, $Z = 1$. Para um gás real, $Z$ pode ser maior ou menor que $1$.

Suponha que $1.00\ \mathrm{mol}$ de um gás esteja a $300\ \mathrm{K}$ em um recipiente de $1.00\ \mathrm{L}$, e a pressão medida seja $24.0\ \mathrm{atm}$.

Se o gás fosse ideal, a pressão seria

$$P_{\text{ideal}} = \frac{nRT}{V} = \frac{(1.00)(0.0821)(300)}{1.00} \approx 24.6\ \mathrm{atm}$$

Agora compare o estado medido com o comportamento ideal:

$$Z = \frac{(24.0)(1.00)}{(1.00)(0.0821)(300)} \approx 0.97$$

Como $Z < 1$, esta amostra mostra um pequeno desvio negativo em relação ao comportamento ideal nessas condições. Isso geralmente significa que as forças de atração estão reduzindo ligeiramente a pressão em comparação com a previsão ideal.

Erros comuns ao comparar gases ideais e reais

Achar que a lei dos gases ideais é inútil para gases reais

A lei dos gases ideais é um modelo, não uma lei exata para todo gás em qualquer condição. Muitos gases reais ainda a seguem de forma suficientemente próxima para cálculos comuns.

Supor que o desvio acontece apenas em alta pressão

Alta pressão é uma causa comum, mas baixa temperatura também importa. À medida que um gás se aproxima da condensação, as atrações intermoleculares se tornam mais importantes.

Supor que o desvio sempre ocorre na mesma direção

Não ocorre. Se as atrações predominam, um gás real frequentemente apresenta $Z < 1$. Se o tamanho finito das moléculas e a repulsão de curto alcance predominam, ele frequentemente apresenta $Z > 1$.

Esquecer que a condição importa

O mesmo gás pode se comportar quase idealmente em uma faixa e de forma claramente não ideal em outra. Você não pode rotular um gás como "ideal" ou "real" sem também considerar pressão e temperatura.

Quando o modelo de gás ideal funciona bem

O modelo de gás ideal geralmente funciona melhor quando a pressão é relativamente baixa e o gás está longe da condensação. Nessas condições, as moléculas estão suficientemente afastadas para que seu tamanho e suas atrações importem menos.

Isso importa menos como estimativa aproximada em problemas simples de livro-texto, mas importa muito mais em sistemas de alta pressão, no comportamento de gases em baixa temperatura, em problemas de liquefação e em qualquer situação em que a precisão seja importante.

Quando você deve pensar no comportamento de gases reais

Comece a ter mais cuidado quando a pressão for alta, a temperatura for baixa ou o gás estiver próximo de uma mudança de fase. Essas são as condições em que as hipóteses por trás do modelo ideal têm maior chance de falhar.

Em cursos de química, o modelo ideal ainda é o ponto de partida correto porque relaciona pressão, volume, temperatura e número de mols de forma clara. O comportamento de gases reais explica quando esse primeiro modelo precisa de correção.

Tente um problema parecido

Tente sua própria versão com os mesmos $n$, $V$ e $T$, mas use uma pressão medida de $26.0\ \mathrm{atm}$. Calcule $Z$ e pergunte o que isso sugere sobre como essa amostra está se desviando do comportamento ideal.

Se você quiser o próximo passo depois desta comparação, a lei dos gases ideais é a continuação natural, porque mostra como o modelo simplificado é usado em cálculos reais.