Por que as conclusões das leis empíricas não se aplicam aos gases reais? Isto é, em que as leis reais falham quando aplicadas aos gases reais?
Passo 1
Então, você está perguntando por que as leis empíricas dos gases, como a Lei de Boyle, a Lei de Charles e a Lei de Avogadro, não funcionam perfeitamente quando aplicadas aos gases reais. A gente vai explorar quais são esses desvios e entender por que essas leis, que são ótimas para gases ideais, ficam um pouco fora da realidade com os gases que a gente encontra no dia a dia.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar que as leis empíricas dos gases são simplificações que assumem que os gases se comportam de maneira ideal. Ou seja, elas partem do princípio de que as moléculas do gás não ocupam espaço e não interagem entre si. Mas na verdade, isso não acontece com os gases reais.
Passo 3
Uma das principais razões pelas quais as leis ideais falham com os gases reais é porque elas não consideram o volume das próprias moléculas do gás. Em condições reais, especialmente em altas pressões, o espaço entre as moléculas diminui e o volume ocupado por elas se torna significativo. Isso significa que o volume total do gás não é apenas o espaço vazio entre as moléculas, mas inclui também o volume das próprias moléculas.
Passo 4
Além disso, as leis empíricas não levam em conta as forças de atração ou repulsão entre as moléculas do gás. Nos gases reais, essas interações moleculares influenciam o comportamento do gás. Por exemplo, forças de atração podem fazer com que as moléculas se aproximem mais umas das outras do que o previsto pelas leis ideais, afetando assim propriedades como a pressão e a temperatura do gás.
Passo 5
Devido a esses fatores—volume molecular e interações entre moléculas—os gases reais desviam-se das previsões das leis empíricas. Para descrever melhor o comportamento dos gases reais, usamos equações de estado mais complexas, como a equação de Van der Waals, que ajusta as leis ideais levando em conta o volume das moléculas e as forças intermoleculares.
Resposta
As leis empíricas dos gases não se aplicam perfeitamente aos gases reais porque elas ignoram o volume das moléculas e as interações intermoleculares. Em condições reais, o volume ocupado pelas moléculas e as forças de atração ou repulsão entre elas fazem com que o comportamento do gás desvie-se das previsões das leis ideais, tornando-as inadequadas para descrever com precisão os gases reais.