Fisico-quimica

Experimento de Victor Meyer
Determinação de massa molar

João Gabriel Araújo Garcia
Yuri Smith Mehmere
Profª Ilma Ventura Cirne

Abril de 2011 – Salvador – BA 1. Introdução
Entre os estados físicos da matéria, a fase gasosa é aquela na qual as moléculas possuem baixas forças de interação e alta energia cinética de translação, que dão características peculiares aos gases, como o volume e a forma dependerem do recipiente em que estão contidos. Pressão (P), Volume (V), Temperatura (T) e número de mols (n) são as variáveis que caracterizam a fase gasosa, e diversas equações de estado que as envolvem foram obtidas.
O comportamento ideal de um gás foi definido considerando-o como monoatômico e com cada molécula desprovida de volume próprio e não haveria forças atrativas ou repulsivas. Essas características tendem a ocorrer em altas Temperaturas e baixas pressões. A equação que caracteriza esse comportamento é conhecida como Lei dos Gases Ideais, explicitada abaixo:
PV=nRT

Como na prática dificilmente os gases agem dessa maneira, estudos sobre o comportamento real dos gases foram necessários para obter um modelo mais aplicável em situações gerais.
As moléculas de gás real possuem volume próprio devido à existência de forças de repulsão (comprimindo um gás com um êmbolo, nota-se que chega ao ponto em que não é mais possível empurrá-lo), portanto esses gases ocupam um volume maior do que o ideal, o que implica na introdução de um fator de correção (b) para as interações repulsivas:

VIdeal = V - nb

A pressão de um gás real é menor do que o ideal, pois as forças de interação não são compensadas em partículas próximas da parede de um recipiente, o que resulta em menos colisões contra essa parede, devido à atração exercida por outras moléculas. Logo um fator de correção diretamente proporcional à molaridade do gás deve ser utilizado para corrigir tal fato:
Pideal= P + a(n²v²)

Com base nessas observações, a equação de estado de Van der Waals foi