Différence entre le gaz idéal et le gaz réel
GAZ IDEAL ou GAZ RÉEL
Les états de la matière sont liquides, solides et gazeux qui peuvent être identifiés à travers leurs caractéristiques clés. Les solides ont une forte composition d'attraction moléculaire qui leur donne une forme et une masse bien définies, les liquides prennent la forme de leur récipient puisque les molécules se déplacent les unes par rapport aux autres, et les gaz sont diffusés dans l'air puisque les molécules se déplacent librement. Les caractéristiques des gaz sont très distinctes. Il y a des gaz suffisamment forts pour réagir avec d'autres matières, il y en a même avec une odeur très forte, et certains peuvent être dissous dans l'eau. Ici, nous pourrons noter quelques différences entre le gaz idéal et le gaz réel. Le comportement des gaz réels est très complexe alors que celui des gaz idéaux est beaucoup plus simple. Le comportement du gaz réel peut être plus tangible si l'on comprend bien le comportement du gaz idéal.
Ce gaz idéal peut être considéré comme une "masse ponctuelle". Cela signifie simplement que la particule est extrêmement petite là où sa masse est presque nulle. Par conséquent, les particules de gaz idéales n'ont pas de volume alors que les particules de gaz réelles ont un volume réel, car les gaz réels sont composés de molécules ou d'atomes qui, bien qu'ils soient extrêmement petits, occupent généralement de l'espace. Dans un gaz idéal, la collision ou l'impact entre les particules est dit élastique. En d'autres termes, il n' y a ni énergie attrayante ni énergie répulsive incluse dans la collision des particules. Comme il n' y a pas d'énergie interparticulaire, les forces cinétiques resteront inchangées dans les molécules de gaz. En revanche, les collisions de particules dans des gaz réels sont considérées comme non élastiques. Les gaz réels sont composés de particules ou de molécules qui peuvent s'attirer très fortement les unes les autres avec la dépense d'énergie répulsive ou de force d'attraction, tout comme la vapeur d'eau, l'ammoniac, le dioxyde de soufre, etc.
La pression est beaucoup plus élevée dans le gaz idéal que dans le gaz réel, car les particules n'ont pas les forces attractives qui permettent aux molécules de retenir le gaz lorsqu'elles entrent en collision lors d'un impact. Par conséquent, les particules entrent en collision avec moins d'énergie. Les différences qui distinguent les gaz idéaux des gaz réels peuvent être considérées plus clairement lorsque la pression sera élevée, que ces molécules de gaz sont grosses, que la température est basse et que les molécules de gaz excèdent des forces d'attraction fortes.
PV=nRT est l'équation du gaz idéal. Cette équation est importante dans sa capacité à relier entre elles toutes les propriétés fondamentales des gaz. T signifie Température et doit toujours être mesuré en Kelvin. "n" représente le nombre de grains de beauté. V est le volume habituellement mesuré en litres. P représente la pression, où elle est généralement mesurée dans des atmosphères (atm), mais peut également être mesurée en pascals. R est considérée comme une constante de gaz idéale qui ne change jamais. D'autre part, comme tous les gaz réels peuvent être convertis en liquides, le physicien hollandais Johannes van der Waals a mis au point une version modifiée de l'équation du gaz idéal (PV = nRT):
(P + a/V2) (V - b) = nRT. La valeur de "a" est constante et de "b" et doit donc être déterminée expérimentalement pour chaque gaz.
Les idées Clis
Le gaz idéal n' a pas de volume défini alors que le gaz réel a un volume défini.
2. le gaz idéal n' a pas de masse alors que le gaz réel a une masse.
3. la collision des particules de gaz idéales est élastique alors que non élastique pour le gaz réel.
4. pas d'énergie impliquée lors de la collision des particules dans le gaz idéal. La collision de particules dans le gaz réel attire l'énergie.
La pression est élevée dans le gaz idéal par rapport au gaz réel.
Le gaz idéal suit l'équation PV=nRT. Le gaz réel suit l'équation (P + a/V2) (V - b) = nRT.
Une question ? Nous avons oublié quelque chose ? n'hésitez pas à participer aux commentaires. Nous compléterons cet article avec plaisir.
