Síntese
Explicação da equação de estado de Van der Waals, que tem em conta as não idealidades de um gás real, sendo por isso uma correcção à equação de estado de um gás ideal.
Palavras-chave
- Temperatura
- Pressão
- Volume
- Van der Waals
Objectivos de aprendizagem
A aprendizagem neste tópico envolve o seguinte objectivo:
- Definir e deduzir a equação de estado de Van der Waals.
Pré-requisitos
Os seguintes conhecimentos são essenciais para a compreensão deste tópico:
A equação de estado de um gás ideal não tem em consideração dois factos que estão presentes em sistemas constituídos por gases reais (como o oxigénio, o azoto, entre outros):
- as moléculas formam o gás e têm volume, por isso ocupam espaço;
- as moléculas possuem forças de interacção entre elas, sendo essencialmente forças atractivas.
Sendo assim, com o objectivo de corrigir a equação de estado de um gás ideal, surge a equação de estado de Van der Waals.
Equação de estado de Van der Waals
A equação de Van der Waals permite descrever de forma mais satisfatória o comportamento termodinâmico de muitos gases, não só a altas temperaturas e baixas pressões, mas num domínio mais extenso de temperaturas e pressões, nomeadamente quando o gás está próximo da condensação.
Para se corrigir o facto das moléculas terem volume, substitui-se na equação do gás ideal, o volume V pela quantidade:
V – nb
onde b é o volume ocupado por cada molécula que constitui o gás.
Deste modo, o volume que o gás real pode ocupar é menor que o do gás ideal, uma vez que as moléculas que constituem o gás real têm dimensão finita.
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