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L'état gazeux de la matière est facile à retenir car les particules de gaz n'ont pas de forme fixe, pas de volume fixe, et grâce à l'espace vide qui existe entre elles, les gaz sont capables de se déplacer au hasard dans le récipient.
- Cet article traite des gaz réels.
- Tout d'abord, nous allons définir les gaz réels.
- Ensuite, nous aborderons la loi des gaz réels et l'équation de van der Waals.
- Enfin, nous appliquerons la formule des gaz réels pour résoudre des problèmes.
Les gaz idéaux
La théorie cinétique moléculaire est une théorie qui pose des hypothèses sur le comportement des gaz. Les gaz qui se comportent de la même manière que celle énoncée dans cette théorie sont appelés gaz idéaux.
Les principaux points que la théorie moléculaire cinétique énonce sur le comportement des gaz idéaux sont les suivants :
- Les particules des gaz sont en mouvement constant et aléatoire.
- Les molécules de gaz ont une énergie cinétique.
- Les collisions entre les molécules de gaz sont élastiques - les gaz ne perdent ni ne transfèrent d'énergie lors des collisions.
- Le volume des gaz est négligeable en raison de l'énorme quantité d'espace vide entre les particules de gaz.
- Les particules de gaz n' ont aucune force d'attraction ou de répulsion entre les molécules voisines.
À haute température et à basse pression, les gaz ont tendance à se comporter comme des gaz idéaux parce qu'à haute température, les forces intermoléculaires deviennent insignifiantes. Cependant, aucun gaz ne se comporte exactement comme tu t'attendrais à ce qu'un gaz idéal se comporte. Les gaz idéaux sont hypothétiques et ne font pas vraiment partie de la vie réelle !
Avant de plonger dans le monde intéressant des gaz réels, tu dois bien comprendre la "loi des gaz idéaux". Si tu es prêt, nous pouvons passer à la suite, sinon, lis d'abord sur ce sujet !
Quelle est la définition d'un gaz réel ?
Sous haute pression et à basse température, les gaz ne sont pas considérés comme des gaz idéaux . On parle alors de gaz réels.
Lesgaz réels (également appelés gaz non idéaux) sont des gaz qui ne suivent pas la théorie moléculaire cinétique et qui ne sont donc pas des gaz idéaux.
Les facteurs qui en font des gaz réels plutôt que des gaz idéaux sont les suivants :
- Les gaz réels occupent un certain volume.
- Les gaz réels présentent des forces intermoléculaires (attractives).
Les gaz nobles (groupe 18 du tableau périodique), les molécules diatomiques telles queH2, O2, Cl2et les molécules polyatomiques telles que NH3,CO2 et la vapeur d'eau sont des exemples de gaz idéaux. Tous les gaz auxquels tu peux penser sont des gaz réels, à l'exception des gaz idéaux théoriques.
Dans quelles conditions un gaz réel se comporterait-il selon la théorie moléculaire cinétique des gaz ?
Un gaz réel se comporte comme un gaz idéal lorsque la pression est faible et la température élevée.
Écart par rapport aux gaz idéaux
Les gaz s'écartent du comportement des gaz idéaux lorsqu'ils sont à basse température et à haute pression. À haute pression, les particules de gaz se rapprochent les unes des autres. Lorsque la pression augmente, le volume diminue. Lorsque les gaz sont à basse température, leur énergie cinétique est faible puisque la température et l'énergie cinétique sont directement proportionnelles l'une à l'autre. Cette basse température permet aux forces d'attraction d'interagir avec les molécules de gaz en raison de leur vitesse plus lente. La basse température rend également le gaz plus compressible .
Quelles sont les deux propriétés qui font que les gaz réels ne se comportent pas de façon idéale ?
Les gaz idéaux n'occupent pas de volume et n'ont pas de forces d'attraction/répulsion entre les molécules voisines. Les gaz réels ont un volume fini et des forces d'attraction intermoléculaires entre les molécules de gaz.
Il existe deux propriétés utilisées pour mesurer à quel point un gaz s'écarte de la loi des gaz idéaux. L'une est la fugacité et l'autre le facteur de compressibilité. La fugacité fonctionne comme l'activité des gaz et il est difficile d'en trouver les valeurs. Par contre, le facteur de compressibilité (Z) est souvent utilisé dans les applications industrielles et tu peux facilement en obtenir des valeurs mesurées. Voici l'équation correspondante :
$$Z=\frac{R\cdot T}{p\cdot V}$$$.
Si tu y réfléchis, Z ressemble étrangement à n pour les gaz idéaux, n'est-ce pas ? Si Z = 1, il s'agit d'un gaz idéal, et plus l'écart est grand, moins le gaz est idéal. Tu peux vérifier qu'autour de la température ambiante, la plupart des gaz courants sont en fait assez proches des gaz idéaux.
Par exemple, le facteur de compressibilité de l'hydrogène à température et pression normales est d'environ Z = 1,0006 ou en pourcentage, il y a une différence de 0,06 % entre l'hydrogène idéal et l'hydrogène réel à cette température et pression.
Loi sur les gaz réels
Johannes van der Waals, un professeur de physique néerlandais, a voulu adapter la loi des gaz idéaux en une loi qui conviendrait au comportement des gaz réels. C'est ainsi qu'en 1873, van der Waals a dérivé la loi des gaz réels de la loi des gaz idéaux.
Comment Van der Waals a-t-il procédé exactement ? Tout d'abord, il a examiné l'équation des gaz idéaux.
$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$
Rappelle-toi que :
- la pression (P) est exprimée en Pascal (Pa)
- Le volume (V) est exprimé en litres
- n est le nombre de moles de gaz
- R est la constante universelle des gaz
- La température (T) est exprimée en Kelvin
Comme les gaz ont un volume, il a fait des ajustements pour corriger le volume. Il a constaté que le volume réel des gaz augmentait avec l'augmentation du nombre de moles de gaz présentes. Van der Waals a proposé que le volume correct soit le volume du gaz moins le nombre de moles(n) de gaz multiplié par une constante b . Ainsi, la formule pour le volume correct :
$$=V-nb$$
Il a également corrigé la pression pour tenir compte des forces d'attraction, qui sont plus fortes à basse pression et à densité plus élevée. Van der Waals a ajouté une nouvelle constante a pour cela . Plus la constante a est grande, plus les forces intermoléculaires qui maintiennent les molécules de gaz ensemble sont importantes. La formule corrigée de la pression était égale à
$$P+\frac{an^{2}}{V^{2}}$$
Van der Walls a ensuite dû modifier l'équation pour tenir compte du volume fini des particules de gaz et de la présence de forces intermoléculaires. Il a donc trouvé une formule pour calculer les gaz réels, qu'il a appelée l'équation de van der Waals pour les gaz réels.
$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$$
L'équation de Van der Waals est une équation qui relie la pression, le volume, la température et la quantité de gaz dans les gaz réels, en tenant compte du volume fini et de la présence de forces intermoléculaires.
Les valeurs des constantes de Van de Waals a et b dépendent du type de gaz auquel on a affaire :
Gaz | Constante a ( ) | Constante b ( ) |
Hélium (He) | 0.0341 | 0.0237 |
Néon (Ne) | 0.211 | 0.0171 |
Argon (Ar) | 1.35 | 0.0322 |
Hydrogène (H2) | 0.244 | 0.0266 |
Azote (N2) | 1.39 | 0.0391 |
Oxygène (O2) | 1.36 | 0.0318 |
Chlore (Cl2) | 6.49 | 0.0562 |
Dioxyde de carbone (CO2) | 3.59 | 0.0428 |
Vapeur d'eau (H2O) | 5.46 | 0.0305 |
Parmi les gaz réels suivants, quels sont ceux qui présentent les forces intermoléculaires les plus fortes ?
a) Ar
b)H2O
c) N2
d) O2
e) Cl2
Plus la valeur de la constante a est faible, plus les forces intermoléculaires qui interagissent avec les molécules de gaz environnantes sont faibles. Par conséquent, le gaz dont la force intermoléculaire est la plus forte est celui dont la valeur de la constante a est la plus élevée .
Calculs impliquant l'équation de Van der Waals
Sachant que nous connaissons une formule pour les gaz réels (gaz non idéaux), nous pouvons l'utiliser pour résoudre les problèmes que tu pourrais rencontrer lors de ton examen.
Équation de Van der waals:
$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$$.
Tu as 0,750 moles d'O2dans 2,000 L à 25,0 °C. En utilisant la formule de Van der Waals, calcule la pression de l'O2.
a = 1,36 atm-L2/mol2
b = 0,0318 atome/mol
R = 0,0821 atm/mol-K
1. convertis 25 °C en Kelvin en utilisant la formule : °K= °C + 273
$$^{o}K=25^{o}C+273$$
$$^{o}K=298K$$$
2. Insère toutes les valeurs dans l'équation pour résoudre la pression (P).
$$P=\frac{n\cdot R\cdot T}{V-nb}-\frac{n^{2}a}{V^{2}}$$
$$P=\frac{(0.750)(0.821)(298)}{2.000-(0.750\cdot 0.0318)}-\frac{(0.750^{2})(1.36)}{(2.000)^{2}}$$
$$P=9.09atm$$$
Et si la question te demande de comparer la pression de gaz se comportant comme un gaz idéal et un gaz réel ? Dans ce cas, nous devrions trouver la réponse pour le gaz en utilisant à la fois l'équation des gaz idéaux et l'équation de Van der Waals. Une règle générale pour comparer la pression et le volume des gaz se comportant de manière idéale ou non est la suivante :
- La pression d'un gaz réel (Préal) < Pression d'un gaz idéal (Pidéal).
- Le volume d'un gaz réel (Vreal) > Volume d'un gaz idéal (Videal).
En utilisant la même question ci-dessus, trouve la pression de O2, en supposant qu'il se comporte comme un gaz idéal.
Nous pouvons utiliser la formule de la loi des gaz idéaux = pour trouver la pression de l'O2.
$$P=\frac{n\cdot R\cdot T}{V}$$
$$P=\frac{0,750\cdot 0,0821\cdot 298}{2.000}$$
$$P=9.17atm$$
Gaz réels - Points clés à retenir
- Un gaz idéal est un gaz qui n'a pas de volume moléculaire et pas d'interaction entre les molécules.
- Les gaz réels ne se comportent pas de façon idéale à basse température et à haute pression.
- Les gaz réels ont un volume défini et des interactions intermoléculaires entre les molécules de gaz voisines, alors que les gaz idéaux n'en ont pas.
- L'équation des gaz réels s'appelle l'équation de Van der Waals.
- La formule de Van der Waals est la suivante
Références :
Moore, J. T., & Langley, R. (2021). AP Chemistry. McGraw-Hill.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2016). Chemistry. Cengage Learning
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