Os gases reais não obedecem exatamente à lei dos gases perfeitos. Explique como a equação de estado de van der Waals pode ser usada como uma primeira aproximação para obter dados mais precissos de pressão dos gases.

Passo 1

Vamos lá! A questão pede para explicar como a equação de estado de van der Waals pode ser usada para obter uma pressão mais precisa dos gases reais, já que eles não seguem exatamente a lei dos gases perfeitos. Para isso, vamos precisar entender a diferença entre gases ideais e reais, além de conhecer a fórmula de van der Waals e como ela ajusta a pressão levando em conta as interações entre as moléculas e o volume ocupado por elas.

Passo 2

Primeiro, vamos relembrar a lei dos gases perfeitos, que é uma relação simples entre pressão §, volume (V), temperatura (T) e a quantidade de gás (n):
PV = nRT
Essa equação funciona bem para gases ideais, mas na realidade, os gases têm moléculas que ocupam espaço e interagem umas com as outras, o que faz com que a pressão real seja diferente da calculada pela lei dos gases perfeitos.

Passo 3

Para corrigir essas diferenças, a equação de van der Waals foi criada. Ela ajusta a equação dos gases perfeitos adicionando dois termos: um para corrigir o volume e outro para corrigir a pressão. A fórmula fica assim:
( P + a n^2V^2 ) (V - n b) = nRT
Aqui, $ a $ e $ b $ são constantes específicas para cada gás. O termo $ \frac{a n2}{V2} $ ajusta a pressão considerando as forças de atração entre as moléculas, enquanto $ n b $ corrige o volume ocupando as moléculas.

Passo 4

Vamos entender cada termo:
  • $ a \frac{n2}{V2} $: Representa a força de atração entre as moléculas. Quanto maior for a atração, maior será esse termo, o que reduz a pressão real $ P $ observada no gás.
  • $ b $: É o volume ocupado por um mol de moléculas. Subtraindo $ n b $ do volume total $ V $, obtemos o volume efetivamente disponível para o movimento das moléculas, aumentando a precisão na estimativa da pressão.

Passo 5

Usando a equação de van der Waals, conseguimos uma aproximação melhor da pressão real dos gases porque ela leva em conta as interações moleculares e o volume finito das partículas, aspectos que a lei dos gases perfeitos ignora. Isso faz com que os cálculos sejam mais precisos, especialmente em condições de alta pressão e baixa temperatura, onde essas interações são mais significativas.

Resposta

Portanto, a equação de estado de van der Waals, ao incluir os termos de correção para as forças intermoleculares e o volume ocupado pelas moléculas, fornece uma estimativa mais precisa da pressão dos gases reais em comparação com a lei dos gases perfeitos.

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