A teoria cinética-molecular dos gases faz várias suposições sobre o comportamento das moléculas de gás, que são idealizações que funcionam bem para muitos gases reais sob certas condições. No entanto, os gases reais se desviam dessas suposições, especialmente em altas pressões e baixas temperaturas. Aqui estão as principais características dos gases reais que contradizem as suposições da teoria cinética-molecular:

1. Forças atraentes e repulsivas:

* Suposição: A teoria cinética-molecular assume que as moléculas de gás têm forças intermoleculares desprezíveis.
* Realidade: As moléculas de gás reais experimentam forças atraentes (como as forças de van der Waals) a distâncias estreitas e forças repulsivas a distâncias muito curtas. Essas forças se tornam significativas em altas pressões ou baixas temperaturas quando as moléculas estão mais próximas.

2. Volume molecular diferente de zero:

* Suposição: A teoria cinética-molecular assume que as moléculas de gás têm volume desprezível em comparação com o volume do recipiente.
* Realidade: As moléculas de gás reais têm um volume finito. Este volume se torna significativo em altas pressões quando as moléculas são empacotadas mais próximas.

3. Colisões não ideais:

* Suposição: A teoria cinética-molecular pressupõe que as colisões entre moléculas de gás sejam perfeitamente elásticas, sem perda de energia.
* Realidade: Colisões reais de gás podem envolver alguma perda de energia devido às forças intermoleculares. Essas forças podem fazer com que as moléculas "se juntem" por breves períodos, afetando a transferência de energia durante as colisões.

4. Distribuição de velocidade não uniforme:

* Suposição: A teoria cinética-molecular assume que as moléculas de gás têm uma distribuição uniforme de velocidades a uma determinada temperatura.
* Realidade: Em gases reais, a distribuição de velocidades se desvia da distribuição ideal de Maxwell-Boltzmann, especialmente em altas pressões e baixas temperaturas.

Consequências desses desvios:

* gases reais são mais compressíveis do que os gases ideais: Isso se deve às forças atraentes entre as moléculas, que permitem que elas sejam embaladas mais próximas.
* gases reais têm pontos de ebulição diferentes do que os gases ideais: As forças atraentes entre as moléculas afetam a energia necessária para superar essas forças e entrar na fase gasosa.
* O comportamento real do gás pode se desviar significativamente das leis ideais de gás: A lei ideal de gás (PV =NRT) é apenas uma aproximação para gases reais, especialmente em altas pressões e baixas temperaturas.

Quando esses desvios se tornam significativos?

* Alta pressão: Em altas pressões, as moléculas estão mais próximas, tornando as forças intermoleculares e o volume molecular mais significativo.
* baixa temperatura: Em baixas temperaturas, as moléculas têm menos energia cinética, tornando as forças intermoleculares mais significativas.

Como explicar o comportamento real do gás:

* Equações de estado: Equações como a equação de van der Waals e a equação de Redlich-Kwong tentam explicar os desvios de gases reais do comportamento ideal do gás, introduzindo fatores de correção para forças intermoleculares e volume molecular.

Em resumo, enquanto a teoria cinética-molecular fornece uma base útil para a compreensão do comportamento do gás, os gases reais exibem desvios dessas suposições ideais, especialmente em altas pressões e baixas temperaturas. Esses desvios são importantes a considerar para previsões precisas do comportamento do gás em várias aplicações.