Gas reale

Cos'è un vero gas?

UN Gas reale È uno che esiste in natura con diverse strutture chimiche e che non mostra un comportamento idealizzato. Possono essere molecole diatomiche come ossigeno, azoto, ecc., così come molecole monoatomiche, tra cui elio, neon e altri. Potrebbero anche esserci gas più pesanti, ad esempio anidride carbonica, metano e ammoniaca.

Ideal Gases è un modello creato che guida la comprensione del comportamento dei gas prima di varie condizioni ambientali. La legge sui gas ideali così chiamata fu istituita da Benoit Paul Émile Clapeyron nel 1834, enunciata nella seguente formula: PV = NRT.

Se l'azoto mostra un comportamento ideale e non reale, non potrebbe mai essere liquefatto ed esistere come liquido criogenico. Fonte: Stryn via Wikipedia.

La legge si basa su una serie di ipotesi, tra cui: supponendo che le molecole di un gas non abbiano dimensioni, cioè che siano puntuali e che non ci sono forze di attrazione tra queste molecole.

I gas reali non soddisfano questi presupposti. In determinate condizioni, come elevate pressioni e basse temperature, sfuggono al compartimento dei gas ideali aumentando le forze intermolecolari. Aumenta inoltre la proporzione del volume delle molecole in relazione allo spazio totale occupato dal gas.

Caratteristiche dei gas reali

Esistenza di forze intermolecolari

Tra le molecole di un gas c'è una forza di attrazione che tende a raccoglierle limitando la loro mobilità. Queste forze intermolecolari sono conosciute come forze di van der Waals, in onore dello scienziato olandese Johannes van der Waals (1837-1923).

Queste forze intermolecolari sono l'interazione dipolo-dipolo e le forze dispersive di Londra. Allo stesso modo, Van der Waals nel 1873 introdusse l'effetto delle forze intermolecolari sulle equazioni statali di un gas.

Quando si considerano tali interazioni, esiste un'importante deviazione del comportamento dei gas reali in relazione ai gas ideali; Soprattutto alle alte pressioni e una riduzione del volume del gas, che produce una maggiore interazione tra molecole gassose.

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Volume delle molecole

Tra le caratteristiche attribuite ai gas ideali devono essere considerate le loro molecole come puntuali; E quindi, il volume che occupano in relazione allo spazio del gas totale è trascurabile.

Tuttavia, il volume occupato dalle molecole di un gas reale può essere importante quando il gas è sottoposto a una pressione che produce una riduzione del suo volume, aumentando la proporzione del volume delle molecole di gas in relazione allo spazio occupato totale per il gas.

Questa situazione aumenta l'entità delle forze intermolecolari nel gas quando le loro molecole si avvicinano, che porta alcuni cambiamenti nelle proprietà del gas. Ad esempio, vi è una diminuzione della pressione teorica del gas esercitata sulle pareti del contenitore che lo contiene.

Questo perché la frequenza delle collisioni delle molecole di gas contro le pareti del contenitore diminuisce. Nel frattempo, le collisioni tra le stesse molecole aumentano, quindi la loro mobilità è diminuita.

Equazione di Van der Waals

I gas reali possono affrontare la conformità con la legge sui gas ideali (PV = NRT) in condizioni specifiche. Ma non in tutte le condizioni, producendo la necessità di modificare la legge stabilita.

Diversi autori hanno dato il loro contributo a una modifica che potrebbe adattarsi ai gas reali. Tra questi contributi c'è l'equazione di Van der Waals:

(P + an²/V²) (V-nb) = NRT

L'espressione (un²/V²) È una correzione a causa della diminuzione della pressione esercitata dal prodotto del gas dell'interazione tra le molecole di gas. Il termine "a" è una costante empirica tipica di ogni gas e che ha come unità l²· Atm · Mol^-2.

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L'espressione (V-NB) corregge l'effetto di ignorare il volume occupato dalle molecole di un gas sulle proprietà di un gas reale. Il termine "b" è ottenuto empiricamente e ha come unità: l · mol^-1, il cui valore varia per ogni gas. B. rappresenta anche il volume occupato dalle molecole di gas.

Effetto Joule-Thompson

Quando un gas reale è costretto ad attraversare una valvola, c'è una riduzione del suo volume; Ma quando lo lascia si espande, il che produce una diminuzione della temperatura del gas. Questa funzione ha trovato l'applicazione in refrigerazione.

Fattore di compressione (z) o compressibilità del gas

Il fattore di compressione (PV/NRT) è una relazione che nei gas ideali ha un valore costante di 1, indipendentemente dalla pressione o dalla temperatura a cui sono sottoposti.

Al contrario, gas reali, come: idrogeno (H₂), azoto (n₂), ossigeno (o₂) e anidride carbonica (CO₂), avere un valore per il fattore di compressione maggiore di 1 quando la pressione esercitata su di essi è maggiore di 400 atm.

Tuttavia, l'anidride carbonica e l'ossigeno possono avere un valore del fattore di compressione inferiore a 1 per una pressione inferiore inferiore a 400 atmosfere. In conclusione: il fattore di compressione non è costante nei gas reali.

Liquefación

I gas ideali quando sono soggetti a un processo di espansione di compressione e adiabatica riducono la temperatura e aumentano la densità. Ma senza un cambio di fase. Al contrario, i gas reali sperimentano un cambiamento di fase: sono liquefatti, passano alla fase liquida.

Applicazione di equazione di Van der Waals

Calcola la pressione esercitata da un gas metano (gas reale) in un contenitore 0.5 L a 25 ºC.

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a) Quando si applica l'equazione di gassa ideale.

b) Quando si applica l'equazione di Van der Waal con un valore per la costante 'A' di 2.25 l²· Atm · Mol^-2 e 0.0428 per la costante 'B'.

Nella sottosezione a)

Pv = nrt

P = nrt/v

= (1 mol) (0.082 l · atm · mol^-1· K^-1) (298 K) / (0.50 L)

= 48.87 atm

E nella sottosezione b)

(P + an²/V²) (V-nb) = NRT

A = 225 l²· Atm · Mol^-2

B = 0.0428 L · mol^-1

[P + (1 mol)²(2.25 l²· Atm · Mol^-2/(0.5 l)²)] [(0.500 L - 0.0428 l)] = (1 mol) (0.082 l · atm · mol^-1) (298 K)

(P + 9 atm) (0.4572 l) = 24.36 atm · l

P = 44.28 atm

Viene osservata una diminuzione della pressione esercitata dal gas reale quando viene utilizzata l'equazione di van der Waals al posto dell'equazione di gassa ideale. Questa è una conseguenza dell'esistenza di forze intermolecolari e del volume delle molecole di gassa.

Esempi di gas vero

Tutti i gas che esistono in natura sono reali, compresi i gas con molecole diatomiche, come ossigeno, azoto, idrogeno, cloro, fluoro, bromo e iodio; e gas monoatomici, come elio, argon, cripton, neon e radon.

Oltre ai composti chimici in stato gassoso come butano, anidride carbonica, biossido di zolfo, metano, tra gli altri.

Riferimenti

1. Walter J. Moore. (1963). Chimica fisica. In cinetica chimica. Quarta edizione, Longmans.
2. Iran. Levine. (2009). Principi di fisica. Sesta edizione. Mc Graw Hill.
3. Wikipedia. (2020). Gas reale. Recuperato da: in.Wikipedia.org
4. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (25 agosto 2020). Definizione e esami del gas reale. Recuperato da: Thoughtco.com
5. Clark Jim. (2017). Gas ideali e la legge ideale per il gas. Recuperato da: ChemGuide.co.UK
6. Chimica librettexts. (10 maggio 2019). Gas reali. Recuperato da: Chem.Librettexts.org
7. Enciclopedia di esempi (2019). Gas ideale e gas reale. Recuperato da: esempi.co