Le gaz est un état étrange de la matière. Les gaz prennent la forme du récipient dans lequel ils se trouvent et n'ont pas de volume fixe. Tous les gaz se comportent de manière différente et imprévisible. Il n'existe pas d'équation unique capable de décrire le comportement de tous les gaz dans toutes les conditions de pression et de température. Pour faciliter les choses, il faut un gaz de référence qui se comportera exactement comme prévu, dans toutes les conditions.
Il existe deux types de gaz. Le gaz réel et gaz parfait. C'est quoi un gaz parfait ? Elle décrit le comportement de gaz hypothétique. Pourquoi est-il important d'étudier le comportement des gaz hypothétiques ?
- Tu apprendras ce que sont les gaz parfaits et les gaz réels.
Les différences et similitudes entre les gaz parfaits et les gaz réels.
Les conditions dans lesquelles les gaz réels se comportent comme des gaz parfaits, et les conditions dans lesquelles ils s'écartent du comportement des gaz parfaits.
Des exemples sur les gaz réels et les gaz parfaits.
Le potentiel chimique d'un gaz réel.
Qu'est-ce qu'un gaz parfait ?
Un gaz parfait est un gaz hypothétique qui suit la loi des gaz parfaits dans toutes les conditions de température et de pression.
Qu'est-ce qu'un gaz réel ?
Le terme "gaz réel" fait généralement référence à un gaz qui ne se comporte pas comme un gaz parfait. Leur comportement peut être expliqué par les interactions entre les molécules gazeuses.
Tous les gaz qui existent dans l'environnement sont des gaz réels. Les gaz réels ne suivent la loi des gaz parfaits que dans des conditions de température élevée et de faible pression.
Ainsi, le gaz parfait n'est pas un gaz réel ! (jeu de mots).
C'est quoi la loi des gaz parfaits ?
La loi des gaz parfaits combine l'équation des gaz parfaits avec la théorie cinétique des gaz pour expliquer le comportement d'un gaz parfait.
La loi des gaz parfaits explique le comportement des gaz parfaits. Elle est également appelée l'équation générale des gaz. Elle dit que pour un gaz parfait, \( PV = nRT \) est toujours vraie, où :
- \( P \) - pression ;
- \( V \) - volume;
- \( n \) - quantité de gaz (nombre de moles) ;
- \( R \) - Constante des gaz = \( 8,314 J⋅K^{-1}.mol^{-1} \) ;
- \( T \) - Températur.e
L'équation donnée par la loi des gaz parfaits est également appelée équation d'état, car elle décrit le comportement du gaz en utilisant des variables d'état telles que la température, la pression et le volume.
Différentes équations d'état de la matière sont utilisées pour décrire tous les types de matière - gaz, liquides, solides, et même le plasma ! Le plasma est le quatrième état de la matière, composé de particules chargées telles que des ions et des électrons. Savais-tu que les étoiles sont constituées de plasma ? Dans ce résumé de cours, nous ne parlerons que des gaz.
Calcule le volume d'une mole d'un gaz parfait à \( 0^{o}C \) et à une pression de \( 1 \) atmosphère.
Étant donné :
\( T = 0^{o}C = 273.15 \ K \)
\( P = 1 \ atm = 101325 \ pa \)
\( n = 1 \)
On sait que :
\( R = 8,31441 \ J \ K^{-1} mol^{-1} \)
\( P \ V = n \ R \ T \)
\( V=\frac {n\ R\ T}{P} \)
\( V= \frac {1 \times 8.31441JK^{-1}moL^{-1} \times 273\ K}{101325\ Pa} \)
\( V = \ 0{,}0224\ m^{3} \)
\( V = \ 22{,}4\ L \)
Par conséquent, à \( 0^{o}C \) et à une pression de \( 1 \) atmosphère, un gaz parfait occupe \( 22,4 \) Litres.
À température et pression normales, les gaz purs de molécules diatomiques telles que l'hydrogène, l'oxygène, l'azote et les gaz nobles tels que l'hélium et le néon présentent un comportement proche de celui des gaz parfaits. Ces gaz sont proches du comportement idéal parce que les molécules sont légères et petites. En outre, la distance moyenne entre les molécules est beaucoup plus grande que leur taille. Par conséquent, l'interaction entre les molécules est minimale.
La température et la pression standard \( (TPS) \) sont définies comme la température de \( 273.25 \ K (0^{o}C) \) et la pression absolue de \( 105 \ Pa (1 bar) \) . Cette définition est celle de \( l'UICPA \) (Union internationale de chimie pure et appliquée).
Comme il n'existe pas de forces d'attraction intermoléculaires entre les particules d'un gaz parfait, celui-ci ne peut jamais être liquéfié. À l'inverse, les gaz réels peuvent être liquéfiés, car dans certaines conditions, les forces d'attraction intermoléculaires l'emportent sur l'énergie cinétique des particules et se regroupent pour former un liquide.
Quelle est la différence entre les gaz parfaits et les gaz réels ?
Bien que le gaz parfait et le gaz réel semblent être complètement différents, n'oublions pas que ce sont tous deux des gaz et qu'ils présentent certaines similitudes.
|
|---|
| Gaz parfait | Gaz réel |
| Les particules d'un gaz parfait ont une énergie cinétique. | Les particules d'un gaz réel ont également une énergie cinétique. |
Les particules ont un mouvement aléatoire. | Les particules de gaz réel présentent également un mouvement aléatoire. |
| La distance entre les particules est beaucoup plus grande que leur taille. | La distance entre les particules est beaucoup plus grande que leur taille à la plupart des températures et des pressions. |
| La collision des particules est parfaitement élastique, c'est-à-dire que la quantité de mouvement et l'énergie cinétique des particules sont conservées. | La collision des particules est parfaitement élastique, c'est-à-dire que la quantité de mouvement et l'énergie cinétique des particules se conservent. |
Nous pouvons calculer toutes les différences entre les gaz parfaits et les gaz réels comme suit .
| Différences : Gaz parfaits et gaz réels |
| Gaz parfait | Gaz réel |
| Suivre la loi du gaz parfait à toutes les températures et pressions. | Suivre la loi des gaz parfaits uniquement à des températures élevées et à des pressions faibles. |
| Les particules sont de taille ponctuelle et n'occupent pas d'espace. | Les particules ont un volume et occupent de l'espace. |
| Aucune interaction intermoléculaire, quelles que soient les conditions de température et de pression. | Les forces intermoléculaires sont présentes. Négligeables à haute température et basse pression, mais non négligeables à basse température et pression. |
| Ne peut pas être liquéfié. | Peut être liquéfié. |
| La taille des particules est négligeable par rapport à la distance qui les sépare. | La taille des particules ne peut être négligée dans des conditions de basses températures et de hautes pressions. |
Le mouvement aléatoire des particules dans un gaz à la suite de collisions avec les particules environnantes est appelé mouvement brownien.
Gaz parfaits : Exemple
Les exemples de gaz parfaits sont l'hydrogène, l'oxygène, l'azote et les gaz nobles comme l'hélium et le néon. Ces gaz ont un comportement très proche de celui des gaz parfaits dans des conditions de température et de pression standard \( (TPS) \) .
Gaz réel : Exemple
Tous les gaz que l'on trouve dans l'environnement sont des exemples de gaz réels. Même l'hydrogène, l'oxygène et l'azote se comportent comme des gaz réels dans des conditions de basse température et de haute pression - c'est pourquoi il est possible de les liquéfier.
Il est important de se rappeler que le gaz parfait est un gaz théorique et qu'il n'existe pas !
Les points suivants t'aideront à comprendre le comportement idéal des gaz réels qui t'entourent en ce moment.
- La plupart des gaz réels se comportent comme des gaz parfaits dans des conditions de température élevée et de faible pression.
- Toute pression, y compris la pression atmosphérique, est considérée comme une basse pression. La pression n'est considérée comme élevée que lorsqu'elle oblige les particules à se trouver à proximité les unes des autres. Des exemples de gaz à haute pression sont :
- Les bouteilles de gaz \( GNC \) dans les voitures.
- Les bouteilles d'oxygène pour la plongée sous-marine.
- L'énergie cinétique des particules de gaz est directement proportionnelle à la température. Plus la température est élevée, plus l'énergie cinétique des particules de gaz est élevée. Lorsque les particules ont une énergie cinétique élevée, les forces intermoléculaires ont un effet minimal sur le mouvement des particules.
- La température ambiante est une température suffisamment élevée pour que les particules de gaz aient suffisamment d'énergie cinétique pour surmonter les forces intermoléculaires et se comporter comme des gaz parfaits.
Déviation des gaz par rapport au comportement du gaz idéal
Imagine un récipient de grand volume contenant un gaz réel. La température à l'intérieur du récipient est élevée.
Fig. 1- Grand conteneur avec du gaz réel à haute température.
Par "grand volume", nous signifions que la taille de la particule et la distance moyenne entre les particules sont négligeables par rapport à la taille du récipient. Et par "haute température", nous entendons que l'énergie cinétique des particules est suffisamment élevée pour que l'attraction/répulsion intermoléculaire soit négligeable (les longues flèches rouges sont des indicateurs d'une énergie cinétique élevée des particules). Le gaz à l'intérieur du récipient présente les conditions nécessaires pour se comporter comme un gaz parfait.
Par conséquent, la pression de ce gaz peut être déterminée par l'équation du gaz idéal -
\( P\ V\ =\ n\ R\ T \)
Réarrangement -
\( P\ = \frac {n\ R\ T\ }{V} \)
Tu t'es déjà demandé pourquoi le gaz exerce une pression sur le récipient dans lequel il se trouve ? Les particules du gaz entrent toujours en collision avec les parois du récipient et rebondissent sur celui-ci. Ainsi, chaque particule exerce une force sur le récipient. Tu te souviens peut-être que la pression est une force par unité de surface. La pression du gaz est la force nette qui est exercée (par le gaz) sur le récipient par unité de surface du récipient.
Parmi les gaz réels, l'hélium est celui qui se comporte le plus comme un gaz parfait. Cela est dû au fait que l'hélium est un gaz monoatomique, ce qui signifie qu'il existe sous la forme d'un seul atome et non d'une molécule. En outre, l'atome d'hélium est très petit et possède une enveloppe électronique externe complètement remplie, ce qui minimise les interactions intermoléculaires.
Déviation du comportement du gaz idéal en raison de la basse température
Maintenant, refroidissons le même récipient à une température très basse. Le volume du récipient est le même.
Fig. 2- Grand récipient avec du gaz réel à basse température.
En regardant l'équation de la pression à partir de l'équation du gaz parfait -
\( P= \frac {n\ R\ T}{V} \)
La température est au numérateur. Par conséquent, si nous réduisons la température, la pression devrait diminuer. Comparons cela avec ce qui se passe à l'intérieur du récipient.
Comme la température du gaz est réduite, les particules de gaz ont maintenant une très faible énergie cinétique (les petites flèches bleues sont des indicateurs de la faible énergie cinétique que possèdent les particules). Cela va réduire la vitesse à laquelle ces particules frappent la paroi du récipient, réduisant ainsi la pression. Mais la réduction de la température a eu un autre effet : comme les particules n'ont pas beaucoup d'énergie cinétique, les forces intermoléculaires d'attraction ou de répulsion entre les particules ne sont plus négligeables. Cela réduit encore la vitesse à laquelle les particules entrent en collision avec le récipient. De ce fait, la pression diminue plus que ce qui est prévu par l'équation du gaz parfait. Le comportement du gaz ne peut plus être prédit avec précision par l'équation du gaz parfait, et on dit donc que le gaz s'écarte du comportement du gaz parfait.
Déviation du comportement du gaz parfait en raison de la haute pression
Prenons maintenant un autre récipient contenant la même quantité du même gaz. La température est fixée à un niveau élevé, comme précédemment. Mais cette fois, le volume du récipient est petit, et par "petit" nous voulons dire que la taille des molécules n'est pas négligeable par rapport à la taille du récipient.
Fig. 3- Petit conteneur avec du gaz réel à haute température.
En regardant l'équation de \( P \) à partir de l'équation du gaz idéal -
\( P= \frac {n\ R\ T}{V} \)
Nous pouvons voir que le volume se trouve au dénominateur. Ainsi, lorsque nous avons diminué le volume, la valeur de l'expression globale a augmenté, et donc la pression a augmenté.
Puisque la quantité de gaz est la même qu'avant et que le volume est plus petit, les molécules sont plus denses. Par conséquent, la taille et la distance moyenne entre les molécules ne sont pas négligeables par rapport à la taille du récipient. Cela signifie que l'espace de mouvement des particules est encore plus réduit et que le nombre de collisions moléculaires est plus élevé. De ce fait, les particules entrent en collision avec les parois du récipient avec plus de vigueur. Il en résulte une augmentation de la pression supérieure à celle prévue par l'équation du gaz parfait. Le comportement du gaz ne peut plus être prédit avec précision par la loi du gaz parfait, et on dit que le gaz s'écarte du comportement du gaz parfait.
Tu as donc appris que dans des conditions de basse température ou de haute pression, le comportement des gaz réels a tendance à s'écarter du comportement du gaz parfait.
Potentiel chimique d'un gaz réel
Potentiel chimique
Le potentiel chimique d'une substance chimique, \( \mu \) , peut être défini simplement comme l'énergie chimique \( (Uc) \) possédée par \( 1 \ mole \) de la substance.
Le potentiel chimique d'une espèce dans un mélange est défini comme le taux de variation de l'énergie libre d'un système thermodynamique par rapport à la variation du nombre d'atomes ou de molécules de l'espèce qui sont ajoutés au système.
Fugacité
La fugacité est une propriété thermodynamique d'un gaz réel qui, si elle est substituée à la pression ou à la pression partielle dans les équations d'un gaz parfait, donne des équations applicables au gaz réel.
En thermodynamique, la fugacité d'un gaz réel est une pression partielle effective qui remplace la pression partielle mécanique. Elle est égale à la pression d'un gaz parfait qui a la même température et la même énergie libre de Gibbs molaire que le gaz réel. Les fugacités sont déterminées expérimentalement ou estimées à partir de divers modèles tels qu'un gaz de Van der Waals qui sont plus proches de la réalité qu'un gaz parfait .
La pression du gaz réel et la fugacité sont liées par le coefficient de fugacité sans dimension \( \phi \) .
\( \phi = \frac{f}{P} \)
où
\( f \) : la fugacité
\( P \) : la pression.
Gaz réel et gaz parfait - Points clés
- Le gaz parfait est un gaz hypothétique, qui n'existe pas dans l'environnement.
- Le gaz parfait suit la loi des gaz parfaits \( P \ V=n \ R \ T \) à toutes les valeurs de température et de pression.
- Les gaz réels sont réels, comme leur nom l'indique, et existent dans l'environnement.
- Les gaz réels se comportent comme les gaz parfaits dans des conditions de haute température et de basse pression.
- Les gaz diatomiques (hydrogène, oxygène, azote) et les gaz nobles (hélium, néon) sont des exemples des gaz parfaits à la température et à la pression standard \( (0^{o}C \ et 1 \ bar) \) .
- Le comportement des gaz réels commence à s'écarter du comportement des gaz parfaits avec la diminution de la température ou l'augmentation de la pression.
- Les différences entre les gaz parfaits et les gaz réels s'apparaître à cause des changements des conditions tel que la température et la pression.
- Les collisions élastiques et la conservation de l'énergie cinétique sont des propriétés des gaz parfaits.
- Le potentiel chimique d'une substance chimique est l'énergie chimique \( U_c \) possédée par \( 1 \ mole \) de la substance.
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