Modèle de gaz idéal et modèles comportementaux réelsGaz

Comprenons la différence entre les propriétés du solide, du liquide et du gaz. Ces trois états de la matière sont interchangeables. Solides. Le solide est cet état de la matière qui a une forme fixe parce que tous ses atomes sont étroitement liés les uns aux autres. Les atomes ne se déplacent pas librement. En raison de sa forme fixe, son volume est également fixe. La force intermoléculaire entre les particules solides est maximale. Par conséquent, l’espace intermoléculaire entre les particules de solides est minimal.

La distance entre les particules solides est faible. Cela est dû au fait que les particules sont disposées de manière compacte à proximité les unes des autres. Ces particules intermoléculaires étroitement regroupées confèrent aux solides des densités élevées. Les atomes dans les solides sont liés par des liaisons fortes. C'est pourquoi les solides ne sont pas compressibles. Savez-vous ce qu'est la compressibilité ? La compressibilité est la mesure de la diminution d'un volume donné de matière lorsqu'il est placé sous pression. Si nous exerçons une pression sur les solides, il n’y a pratiquement aucun changement de volume.

Prenons un exemple. Ici, nous voyons une brique. Il a une forme définie et un volume fixe. Les atomes sont disposés d’une manière définie. Il ne peut pas être comprimé car il ne possède pas d’espace intermoléculaire libre. C'est pourquoi la brique a une densité élevée. Prenons un autre exemple. Le sable est également solide car il a une forme et un volume fixes. Sa densité est élevée. En appliquant une pression, son volume ne diminue pas. Il n'est donc pas compressible.

Liquides. Les particules liquides sont en contact étroit. Leur espace intermoléculaire est inférieur à celui des gaz. C'est pour cela qu'il a un volume défini. Mais les particules liquides peuvent se déplacer librement. Ils n’ont donc pas de forme définie. Les liquides s'écoulent et remplissent la partie inférieure du récipient, prenant sa forme. Cependant, cela ne change pas le volume. Les particules liquides peuvent se déplacer et glisser les unes sur les autres très facilement. Ils prennent donc la forme de la partie du récipient qu’ils occupent. Les particules de liquide restent proches les unes des autres. Par conséquent, il n'y a qu'une faible augmentation de volume dans les liquides par rapport aux solides. Que pensez-vous de la densité et de la compressibilité des liquides ?.

La même masse de liquide aura un volume légèrement plus grand que celui des solides. C’est la raison pour laquelle un liquide a une densité légèrement inférieure à celle de son état solide. Mais les liquides ont une densité bien supérieure à celle de leur état gazeux correspondant. Bien que les particules soient disposées de manière aléatoire, elles sont étroitement regroupées. Cela donne aux liquides des densités élevées mais légèrement inférieures à celles des solides. La compressibilité est un changement de volume avec une augmentation de la pression. Ainsi, le volume des liquides diminue lorsqu'on applique une pression. Mais cela se produit dans une très petite fraction. Les particules de liquide sont compactées, mais un peu lâchement, et peuvent donc être comprimées. Les liquides sont donc légèrement compressibles.

Exemple 1. L'eau est un liquide avec un volume fixe mais avec une forme définie. Si on le place dans un verre, il prend la forme du verre. Si on le place dans la bouteille, il prend la forme de la bouteille. Il a une densité élevée. Le lait est également compressible mais le changement ou la diminution de volume est très faible. Exemple 2. Le sang est également liquide, il n’a pas de forme et contient la forme des artères qu’il occupe. Sa densité est de 1 g/m², ce qui est plus élevé que n'importe quelle herbeil est également compressible.

Gaz. Un gaz possède un espace intermoléculaire maximal. C'est pourquoi il n'a pas de volume défini. Parce que ses particules ne sont pas serrées, elles se déplacent librement. Par conséquent, un gaz n’a pas de forme définie. Un gaz prend la forme du récipient qu'il occupe. Dans la plupart des cas, il n’y a pas de forces d’attraction entre les particules. Cela signifie qu’un gaz n’a rien pour maintenir une forme ou un volume spécifique.

La densité est la masse occupant un volume unitaire à une pression et une température spécifiques. Un gaz a une densité négligeable. Elle est 1000 fois inférieure à la densité d'un solide ou d'un liquide. Les gaz ont donc généralement des densités exceptionnellement faibles. Les gaz sont hautement compressibles car la majeure partie du volume de gaz est composée de grandes quantités d’espace entre les particules de gaz. En appliquant une pression, le volume des gaz diminue.

Exemples. Prenons l’exemple du soda. Dans les sodas, il y a du gaz carbonique. Ce gaz prend également la forme d'une bouteille et d'un volume où il n'y a pas de soude liquide. Il a une faible densité et se trouve dans une bouteille de soda par compression. Saviez-vous que les câbles WiFi contiennent de l’hélium ? Ce gaz hélium présent dans les câbles WiFi prend la forme et le volume du câble qu'il occupe. Il a la densité la plus faible et réside dans ces câbles sous forme compressée.

L'équation du gaz idéal. L'équation du gaz idéal est formulée comme suit PV=nRT. On l'appelle aussi la loi des gaz parfaits. C'est l'équation d'un gaz idéal hypothétique. Il indique une approximation du comportement de nombreux gaz dans de nombreuses conditions. Il y a aussi certaines limites. Il s’agit d’une combinaison de lois empiriques telles que la loi de Charles et la loi de Boyle. Cela nous aide à décrire les gaz dans des conditions particulières. Il est utilisé pour trouver le volume et la densité des gaz.

Cette équation est également utilisée pour effectuer une conversion entre les quantités molaires et les volumes dans une équation de réaction chimique. Un gaz idéal est un gaz hypothétique qui n’est pas visible dans la réalité. Son but est de simplifier les calculs. Dans un scénario de gaz idéal, les molécules ou particules de gaz se déplacent librement dans toutes les directions grâce à la collision élastique entre elles. Dans des conditions de gaz idéales, il n’y a pas de perte d’énergie lorsque les particules entrent en collision les unes avec les autres.

En réalité, un tel gaz idéal n’existe pas. Tous les gaz réels tentent d’atteindre des propriétés de gaz idéales à une densité suffisamment faible. Les molécules de gaz sont très éloignées les unes des autres et n’interagissent pas, ce qui aide dans un cas de faible densité. L’hypothèse des gaz parfaits est donc utilisée pour comprendre les gaz réels. Si nous voulons étudier les gaz, nous avons besoin d’un gaz standard. Grâce à lui, nous comparons tous les autres gaz et étudions leurs propriétés. Disons que nous voulons étudier l’hydrogène, l’azote, l’oxygène, l’hélium ou tout autre gaz. Nous prenons une mole de ce gaz et la mettons dans un récipient. Nous avons également maintenu sa température et sa pression. Ensuite, à faible densité, les petites différences de mesure disparaissent également.

Il est prouvé qu'à faible densité, les gaz réels ont tendance à se comporter comme un gaz idéal et à obéir à une loi universelle connue sous le nom de loi des gaz parfaits. Cette loi est présentée par une équation appelée équation des gaz parfaits. PV=nRT. Ici, P est la pression et V est le volume des gaz idéaux. n représente les moles d'un gaz idéal. T est la température et R est la constante des gaz. R a une valeur fixe de 8.3144(48)JK⁻¹mol⁻¹.

La loi des gaz parfaits comporte plusieurs limites. Cela n'est applicable que lorsque la densité est faible. À haute densité, les gaz réels s'écartent de la loi des gaz parfaits. Dans l'équation des gaz idéaux, n représente le nombre total de moles de particules de gaz dans un mélange donné. Alors que dans l’équation d’états d’un gaz idéal, il existe une relation entre des propriétés simples qui sont très génériques. L'équation d'état simple du gaz est connue sous le nom d'équation d'état du gaz idéal. Pouvez-vous calculer le volume ou la pression à partir de l’équation du gaz idéal ?.

Exemple 1. Quel sera le volume de gaz absorbé par 5 grammes de dioxyde de carbone à température et pression standard ? Tout d’abord, écrivez l’équation du gaz idéal et réorganisez-la pour déterminer le volume. V=nRT/P. Ensuite, nous calculons comme vu ici. Exemple 2. Voyons un autre exemple de recherche de température. Dans ce cas, 0,8 mole de gaz oxygène occupe 15 litres de 2 atmosphères. Pour déterminer la température, réorganisons l’équation du gaz idéal. T = PV/nR