Um tanque foi carregado com determinada quantidade de gás natural comprimido à temperatura ambiente e, ao se medir a pressão no tanque, verificou-se que ela era consideravelmente menor que a esperada de acordo com a lei dos gases ideais para a temperatura em questão. Nessa situação, o comportamento descrito deve-se
- A)à ocorrência de interações entre as moléculas de CH4.
Correta, porque as forças intermoleculares entre as moléculas de CH4 reduzem a pressão em relação ao valor previsto pelo modelo ideal.
- B)ao fato de a temperatura ambiente ser superior à temperatura crítica do CH4.
Errada, porque estar acima da temperatura crítica não explica a pressão menor do que a ideal nesse contexto.
- C)à inexistência de interações entre as moléculas de CH4 na fase gasosa.
Errada, porque a pressão real menor mostra que existem interações entre as moléculas, não ausência delas.
- D)ao fato de que as moléculas de CH4 possuem volume diferente de zero.
Errada, porque o volume molecular diferente de zero tende a aumentar a pressão real em relação à ideal, não a diminuí-la.
- E)ao fato de que as moléculas de CH4 possuem volume muito próximo de zero, em comparação com o volume ocupado pelo gás.
Errada, porque o volume molecular não é desprezível; além disso, essa não é a causa da pressão observada menor que a ideal.
Gabarito: A
Quando a gente aplica a lei dos gases ideais, imagina-se um gás bem comportado: moléculas sem volume relevante e sem interação entre si. Na prática, gases reais fogem disso, principalmente quando a pressão é alta ou a temperatura não está tão elevada. Aí o modelo ideal começa a “errar a mão”. No caso do tanque, a pressão medida ficou menor que a prevista pela lei dos gases ideais. Isso costuma acontecer quando predominam forças de atração entre as moléculas. Elas se puxam um pouco para dentro do conjunto, diminuindo o número de choques efetivos contra as paredes do recipiente, e a pressão observada cai. Por isso, o gabarito é a alternativa A. As interações intermoleculares entre as moléculas de CH4 explicam a pressão real menor do que a ideal. É a clássica ideia de gás real: a lei de Boyle e a equação de estado ideal funcionam bem como aproximação, mas não capturam essas atrações. Se você lembrar do “candidato perfeito” da física-química, ele não tem volume próprio nem conversa com os vizinhos. Já o gás real tem personalidade: ocupa espaço e interage. E é justamente essa parte “social” das moléculas que derruba a previsão ideal aqui.