Modèle de gaz idéal, comportement, exemples

UN Gaz idéal soit Gaz parfait C'est celui dans lequel la force d'attraction ou de répulsion moléculaire est considérée comme insignifiante entre les particules qui la composent, par conséquent, toute son énergie interne est cinétique, c'est-à-dire l'énergie associée au mouvement.

Dans un tel gaz, les particules sont généralement assez éloignées les unes des autres, bien que se heurtent occasionnellement et avec les murs du récipient.

Dans le gaz idéal, les particules sont éloignées les unes des autres

D'un autre côté, dans le gaz idéal, la taille ou la masse des particules n'a pas d'importance, car le volume occupé par eux est censé être très petit par rapport au volume du gaz lui-même.

Ceci, bien sûr, n'est qu'une approche, car en réalité, il y a toujours un certain degré d'interaction entre les atomes et les molécules. Nous savons également que les particules occupent l'espace et ont une masse.

Cependant, ces hypothèses fonctionnent assez bien dans de nombreux cas, comme les gaz de faible poids moléculaire, dans une bonne gamme de pressions et de températures.

Cependant, les gaz de poids moléculaire élevé, en particulier à des pressions élevées ou à des températures basses, ne se comportent pas du tout comme des gaz idéaux et ont besoin d'autres modèles créés dans le but de les décrire avec une plus grande précision.

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Premières expériences

Les lois qui régissent les gaz sont empiriques, c'est-à-dire qu'ils sont issus de l'expérimentation. Les expériences les plus notables ont été réalisées au cours des XVIIe, XVIIIe et début du XIXe siècle.

Les premiers sont ceux de Robert Boyle (1627-1691) et d'Edme Mariote (1620-1684), qui modifiaient indépendamment le pression dans un gaz et enregistré leur changement de volume, constatant qu'ils étaient inversement proportionnels: à une plus grande pression, moins de volume.

Robert Boyle

Pour sa part, Jacques Charles (1746-1823) a établi ce volume et température absolu était directement proportionnel, tant que la pression est restée constante.

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Amadeo Avogadro (1776-1856) a découvert que deux volumes identiques de gaz différents contenaient la même quantité de particules, tant que la pression et la température étaient les mêmes. Et enfin Joseph de Gay Lussac (1778-1850), a déclaré qu'en gardant le volume fixe, la pression dans un gaz est directement proportionnelle à la température.

Les lois des gaz idéaux

Ces découvertes sont exprimées par des formules simples, appelant p à la pression, V au volume, n au nombre de particules et T La température de gaz idéale:

Loi de Boyle-Maleotte

À condition que la température soit fixe, ce qui suit se produit:

P⋅v = constant

Law Charles

Lorsque le gaz est sous pression constante:

V / t = constant

Loi gay lussac

Garder le gaz à un volume fixe est vrai que:

p / t = constant

Loi Avogadro

Les volumes de gaz identiques, dans les mêmes conditions de pression et de température, ont le même nombre de particules. Par conséquent, nous pouvons écrire:

V ∝ n

Où n est le nombre de particules et ∝ est le symbole de la proportionnalité.

Modèle de gaz idéal

Le modèle de gaz idéal décrit un gaz tel que:

-Lorsque les particules interagissent le font pendant très peu de temps, à travers des affrontements élastiques, dans lesquels l'énergie et l'énergie cinétique sont préservées.

-Ses particules constituantes sont ponctuelles, en d'autres termes, son diamètre est bien inférieur à la distance moyenne qu'ils parcourent entre l'une et l'autre collision.

-Les forces intermoléculaires ne sont pas existantes.

-L'énergie cinétique est proportionnelle à la température.

Gases monoatómicos -cuyos átomos no están ligados entre sí- y de bajo peso molecular, en condiciones estándar de presión y temperatura (presión atmosférica y 0 º C de temperatura), tienen un comportamiento tal que el modelo de gas ideal es una muy buena descripción pour eux.

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Équation de statut de gaz idéal

Les lois des gaz ci-dessus sont combinées pour former l'équation générale qui régit le comportement du gaz idéal:

V ∝ n

V ∝ t

Donc:

V ∝ n⋅t

De plus, de la loi de Boyle:

V = constante / p

Ensuite, nous pouvons affirmer cela:

V = (constant x n⋅t) / p

La constante est appelée le constante Et il est indiqué par la lettre R. Avec ce choix, l'équation de gaz idéale relie quatre variables qui décrivent l'état du gaz, à savoir N, R, P et T, en partant:

P⋅v = n⋅r⋅t

Cette équation relativement simple est cohérente avec les lois des gaz idéaux. Par exemple, si la température est constante, l'équation est réduite à la loi de Boyle-Maleotte.

La constante de gaz

Comme nous l'avons dit auparavant, dans des conditions de température et de pression standard, c'est-à-dire à 0 ° C (273.15 k) et 1 atmosphère de pression, le comportement de nombreux gaz est proche du gaz idéal. Dans ces conditions, le volume de 1 mol de gaz est 22.414 L.

Dans ce cas:

R = (p⋅v) / (n⋅t) = (1 atm x 22.414 l) / (1 mol x 273.15 k) = 0.0821 atm ⋅ l / mol ⋅ k

La constante de gaz peut également être exprimée dans d'autres unités, par exemple dans le système international si elle vaut:

R = 8,314 J⋅ mol^-1⋅ K^-1

Lorsqu'un problème est résolu par la loi idéale sur les gaz, il est pratique de prêter attention aux unités dans lesquelles la constante est exprimée, car comme nous pouvons le voir, il existe de nombreuses possibilités.

Comportement d'un gaz idéal

Comme nous l'avons dit, tout gaz dans des conditions de pression et de température standard qui est à faible poids moléculaire, se comporte très près du gaz idéal. Par conséquent, l'équation p⋅v = n⋅r⋅t est applicable pour trouver la relation entre les quatre variables qui le décrivent: n, p, v et t.

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De cette façon, nous pouvons imaginer une partie de gaz idéale verrouillée dans un récipient et formé par de minuscules particules, qui entrent parfois en collision les unes avec les autres et avec les parois du récipient, toujours élastique.

C'est ce que nous voyons dans l'animation suivante d'une partie d'hélium, un gaz noble et monoatomique:

L'hélium est un gaz noble, en animation, une partie des atomes d'hélium est indiquée dans un conteneur. Les rouges servent à mieux distinguer le mouvement. Source: Wikimedia Commons.

Exemples de gaz idéaux

Un gaz idéal est un gaz hypothétique, c'est-à-dire que c'est une idéalisation, cependant, dans la pratique, de nombreux gaz se comportent de manière très étroite, ce qui permet au modèle P⋅v = n⋅r⋅t précis.

gaz nobles

Exemple de gaz qui se comportent comme des idéaux dans des conditions standard sont les gaz nobles, ainsi que les gaz légers: hydrogène, oxygène et azote.

Le ballon aérostatique

Le modèle de gaz idéal explique comment la montgolfière. Source: Wikimedia Commons.

Au ballon aérostatique de la figure 1 peut être appliqué par la loi de Charles: le gaz est chauffé, donc l'air qui remplit le globe se dilate et, par conséquent, il augmente.

Ballons d'hélium

L'hélium est, avec l'hydrogène, l'élément le plus courant de l'univers, et pourtant il est rare sur Terre. Comme un gaz noble est inerte, contrairement à l'hydrogène, les ballons pleins d'hélium sont largement utilisés comme éléments décoratifs.

Les références

1. Atkins, P. 1999. Chimie physique. Éditions Omega.
2. Chang, R. 2013. Chimie. 11va. Édition. Mc Graw Hill Education.
3. Cengel, et. 2012. Thermodynamique. 7e édition. McGraw Hill.
4. Cimbala, C. 2006. Mécanique des fluides, des fondamentaux et des applications. MC. Graw.
5. Giambattista, un. 2010. La physique. 2e. Élégant. McGraw Hill.