O estudo de gases é uma das bases da físico-química e, para gases ideais, o modelo matemático segue a equação de Clapeyron. Quando se passa a estudar gases reais, usa-se o modelo que insere um fator de compressibilidade, ou a equação de Van der Waals, que insere termos:
- A)de covolume e copressão;
Correta, pois a equação de Van der Waals inclui a correção de volume molecular (covolume) e a correção de pressão devido às interações intermoleculares.
- B)de gravimetria;
Errada, porque gravimetria é uma técnica de análise química por massa, sem relação com a modelagem do comportamento de gases.
- C)derivados da termodinâmica estatística;
Errada, pois a termodinâmica estatística pode fundamentar modelos mais profundos, mas não é o par de termos inseridos na equação de Van der Waals.
- D)derivados da constante de Boltzmann;
Errada, porque a constante de Boltzmann aparece em abordagens microscópicas da energia térmica, não como os termos característicos da correção de Van der Waals.
- E)um processo endotérmico sempre será isocórico;
Errada, pois mistura conceitos de transformação endotérmica e isocórica, sem relação com a equação dos gases reais.
Gabarito: A
Para gases ideais, a equação de Clapeyron (PV = nRT) funciona bem porque ela supõe partículas sem volume próprio e sem interação entre si. Na vida real, os gases reais fogem um pouco desse “mundo perfeito”, principalmente quando a pressão aumenta ou a temperatura diminui. Aí entram correções para aproximar o modelo do comportamento observado. Na equação de Van der Waals, aparecem dois ajustes clássicos: um termo ligado ao volume das moléculas, chamado covolume, porque as partículas ocupam espaço e não podem ser tratadas como pontos; e um termo ligado à pressão, que corrige as forças intermoleculares de atração, pois essas interações reduzem a pressão efetiva exercida pelo gás nas paredes do recipiente. É o tipo de correção que faz o modelo ficar mais realista sem perder a simplicidade. Por isso, a alternativa A está correta: ela descreve exatamente os dois ajustes fundamentais da equação de Van der Waals, covolume e correção de pressão. A ideia é: moléculas ocupam espaço e ainda “puxam” umas às outras, então o gás real não se comporta como o ideal bonzinho do livro. Em provas, vale lembrar que a equação de Van der Waals é uma versão corrigida da equação dos gases ideais, muito cobrada quando a banca quer testar se você reconhece as duas limitações principais do modelo ideal: volume molecular desprezível e ausência de forças intermoleculares.