Vrais gaz

Qu'est-ce qu'un vrai gaz?

UN vrais gaz C'est celui qui existe dans la nature avec différentes structures chimiques et qui ne montre pas de comportement idéalisé. Ils peuvent être des molécules diatomiques telles que l'oxygène, l'azote, etc., ainsi que les molécules monoatomiques, y compris l'hélium, le néon et d'autres. Il peut même y avoir des gaz plus lourds, par exemple le dioxyde de carbone, le méthane et l'ammoniac.

Ideal Gases est un modèle créé qui guide la compréhension du comportement des gaz avant diverses conditions environnementales. La loi sur les gaz idéaux, a été établie par Benoit Paul Émile Clapeyron en 1834, énoncée dans la formule suivante: PV = NRT.

Si l'azote montre un comportement idéal et non réel, il ne pourrait jamais être liquéfié et exister sous forme de liquide cryogénique. Source: Stryn via Wikipedia.

La loi est basée sur un ensemble d'hypothèses, notamment: en supposant que les molécules d'un gaz manquent de dimensions, c'est-à-dire qu'elles sont ponctuelles et qu'il n'y a pas de forces d'attraction entre ces molécules.

Les gaz royaux ne répondent pas à ces hypothèses. Dans certaines conditions, telles que des pressions élevées et des températures basses, elles échappent au compartiment des gaz idéaux en augmentant les forces intermoléculaires. Il augmente également la proportion du volume des molécules par rapport à l'espace total occupé par le gaz.

Caractéristiques des gaz réels

Existence de forces intermoléculaires

Parmi les molécules d'un gaz, il y a une force d'attraction qui a tendance à les rassembler restreignant leur mobilité. Ces forces intermoléculaires sont connues sous le nom de forces de van der Waals, en l'honneur du scientifique néerlandais Johannes van der Waals (1837-1923).

Ces forces intermoléculaires sont l'interaction dipolo-dipolo et les forces dispersives de Londres. De même, Van der Waals en 1873 a introduit l'effet des forces intermoléculaires sur les équations d'État d'un gaz.

Lorsque vous envisagez de telles interactions, il existe un écart important du comportement des gaz réels par rapport aux gaz idéaux; en particulier aux pressions élevées et à une réduction du volume de gaz, qui produit une plus grande interaction entre les molécules gazeuses.

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Volume de molécules

Parmi les caractéristiques attribuées aux gaz idéaux, il faut considérer que leurs molécules sont ponctuelles; Et par conséquent, le volume qu'ils occupent par rapport à l'espace de gaz total est négligeable.

Cependant, le volume occupé par les molécules d'un gaz réel peut être important lorsque le gaz est soumis à une pression qui produit une réduction de son volume, augmentant la proportion du volume des molécules de gaz par rapport à l'espace total occupé pour le gaz.

Cette situation augmente l'ampleur des forces intermoléculaires dans le gaz lorsque leurs molécules s'approchent, ce qui apporte quelques changements dans les propriétés du gaz. Par exemple, il y a une diminution de la pression théorique du gaz exercé sur les murs du conteneur qui le contient.

En effet, la fréquence des collisions des molécules de gaz contre les parois du conteneur diminue. Pendant ce temps, les collisions entre les mêmes molécules augmentent, donc leur mobilité est diminuée.

Équation de van der Waals

Les gaz réels peuvent aborder la conformité à la loi idéale sur les gaz (PV = NRT) dans des conditions spécifiques. Mais pas dans toutes les conditions, produisant la nécessité de modifier la loi établie.

Plusieurs auteurs ont apporté leur contribution à une modification qui pourrait s'adapter aux gaz réels. Parmi ces contributions figure l'équation de Van der Waals:

(P + an²/ V²) (V-nb) = nrt

L'expression (un²/ V²) C'est une correction due à la diminution de la pression exercée par le produit gazier de l'interaction entre les molécules de gaz. Le terme «a» est une constante empirique typique de chaque gaz et qui a comme unité L²· Atm · mol^-2.

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L'expression (V-NB) corrige l'effet d'ignorer le volume occupé par les molécules d'un gaz sur les propriétés d'un gaz réel. Le terme «b» est obtenu empiriquement et a comme unité: l · mol^-1, dont la valeur varie pour chaque gaz. B. représente également le volume occupé par les molécules de gaz.

Effet Joule-Thompson

Lorsqu'un réel gaz est obligé de traverser une valve, il y a une réduction de son volume; Mais lorsque vous le quittez, il se dilate, ce qui produit une diminution de la température du gaz. Cette fonction a trouvé une application en réfrigération.

Facteur de compression (z) ou compressibilité du gaz

Le facteur de compression (PV / NRT) est une relation qui dans les gaz idéaux a une valeur constante de 1, quelle que soit la pression ou la température à laquelle ils sont soumis.

Au contraire, des gaz réels, tels que: hydrogène (h₂), azote (n₂), oxygène (ou₂) et le dioxyde de carbone (CO₂), avoir une valeur pour le facteur de compression supérieur à 1 lorsque la pression exercée sur eux est supérieure à 400 atm.

Cependant, le dioxyde de carbone et l'oxygène peuvent avoir une valeur de facteur de compression inférieur à 1 pour une pression inférieure inférieure à 400 atmosphères. En conclusion: le facteur de compression n'est pas constant dans les gaz réels.

Liquéfación

Les gaz idéaux lorsqu'ils sont soumis à une compression et à un processus d'expansion adiabatique diminuent leur température et augmentent leur densité. Mais sans changement de phase. En revanche, les gaz réels subissent un changement de phase: ils sont liquéfiés, ils passent à la phase liquide.

Application d'équation de van der Waals

Calculez la pression exercée par un gaz de méthane (gaz réel) dans un conteneur 0.5 L A 25 ºC.

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a) Lors de l'application de l'équation de gaze idéale.

b) Lors de l'application de l'équation de van der Waal avec une valeur pour la constante «A» de 2.25 L²· Atm · mol^-2 et 0.0428 pour la constante 'B'.

Dans le paragraphe a)

PV = NRT

P = nrt / v

= (1 mol) (0.082 L · atm · mol^-1· K^-1) (298 k) / (0.50 L)

= 48.87 ATM

Et dans le paragraphe b)

(P + an²/ V²) (V-nb) = nrt

A = 225 L²· Atm · mol^-2

B = 0.0428 L · Mol^-1

[P + (1 mol)²(2.25 L²· Atm · mol^-2/ (0.5 L)²)] [(0.500 L - 0.0428 l)] = (1 mol) (0.082 L · atm · mol^-1) (298 K)

(P + 9 atm) (0.4572 l) = 24.36 atm · l

P = 44.28 ATM

Une diminution de la pression exercée par le gaz réel est observée lorsque l'équation de van der Waals est utilisée à la place de l'équation de gaze idéale. Ceci est une conséquence de l'existence de forces intermoléculaires et du volume de molécules de gaze.

Exemples de gaz réels

Tous les gaz qui existent dans la nature sont réels, y compris les gaz avec des molécules diatomiques, comme l'oxygène, l'azote, l'hydrogène, le chlore, le fluor, le brome et l'iode; et les gaz monoatomiques, comme l'hélium, l'argon, le crypton, le néon et le radon.

En plus des composés chimiques à l'état gazeux comme le butane, le dioxyde de carbone, le dioxyde de soufre, le méthane, entre autres.

Les références

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