Modifications à léquation des gaz parfaits permettant lapplication aux gaz réels

Facteur de compressibilité et sa relation avec l'équation idéale. Le facteur de compressibilité du gaz est le rapport entre le volume de gaz à une température et une pression données et le volume que le gaz occuperait s'il s'agissait d'un gaz idéal à la même température et à la même pression. Le facteur de compressibilité indique dans quelle mesure le gaz donné s'écarte du gaz idéal à une température et une pression spécifiques.

C'est le rapport entre le volume d'un gaz et le volume d'un gaz idéal à la même pression et à la même température. Pour l'équation du gaz idéal, le facteur de compressibilité peut être dérivé comme suit. Ici, P est la pression, n est le nombre de moles de gaz, T est la température absolue et R est la constante du gaz.

Selon la loi de Boyle, la pression est inversement proportionnelle au volume. Ainsi, le produit de la pression et du volume est constant à l’équilibre. Il est à température standard. Ainsi, pour les gaz idéaux à température constante, PV reste constant malgré les changements de pression. Mais pour les gaz réels, le graphique PV Vs P ne sera pas une ligne droite.

Parce que les gaz réels ont des forces intermoléculaires, donc lors d'une collision les particules de gaz ralentissent. La pression sera donc inférieure à la pression dans des conditions de gaz idéales. Ainsi, le graphique pour les gaz réels va initialement baisser en raison de l'augmentation de la pression, mais commencera ensuite à augmenter.

Plus le creux est important, plus les forces intermoléculaires entre les particules de gaz sont importantes. Cela se produit parce que le gaz réel ne peut être comprimé qu'à un point particulier et après cette pression, aucune diminution de volume ne se produit. Le graphique pour les gaz réels est donc le suivant.

Gaz réels atteignant un comportement idéal à basse pression. Les gaz ont très peu de forces intermoléculaires mais ces forces attractives sont pourtant présentes. Ainsi, les gaz réels s’écartent du comportement des gaz idéaux car les gaz idéaux n’ont pas de forces intermoléculaires. À basse pression, les gaz réels subissent moins de forces intermoléculaires. À basse pression, les molécules de gaz sont très éloignées les unes des autres et la taille des molécules devient moins importante en raison de l'espace entre elles. Les gaz ont donc tendance à se comporter de manière plus idéale à basse pression.

Haute température. Les gaz réels présentent des forces d’attraction entre les molécules qui les éloignent des gaz idéaux. Les gaz idéaux ont des forces d’attraction négligeables entre eux. En appliquant une basse pression et une haute température, les gaz réels se comportent davantage comme des gaz idéaux. À haute température et basse pression, les molécules sont très éloignées les unes des autres et les forces intermoléculaires deviennent négligeables. Les gaz se comportent donc idéalement à basse pression et à haute température. Dans ces conditions, les gaz obéissent à la loi de Boyle et se comportent comme des gaz idéaux.

Équation de Van Der Waals. Cette équation montre la relation entre la pression, le volume, la température et la quantité de gaz réels. Dans cette équation, la constante b est utilisée pour la correction de la fraction volumique dans les gaz réels. Alors que a est utilisé pour mesurer les forces d'attraction entre les molécules de gaz réelles. L'équation de Van der Waals possède deux constantes avec des unités particulières.

Pour la correction du volume et de la pression des gaz réels avec des gaz constants à idéaux, l'équation de Van der Waals est utilisée. Graphique de PV sur RT par rapport à P pour une mole d'hydrogène à différentes températures. Tout d’abord, nous voyons ce graphique pour l’hydrogène à température constante. D'après le graphique, il existe une ligne droite pour les conditions de gaz idéales, mais l'hydrogène est un vrai gaz. Et les gaz réels ne répondent pas aux deux hypothèses des gaz idéaux.

Premièrement, il n’y a pas de force attractive entre les molécules de gaz, mais dans les gaz réels, des forces attractives sont présentes. Deuxièmement, le volume des molécules de gaz est négligeable, mais les molécules de gaz réelles ont un volume particulier. C'est pourquoi la ligne graphique de l'hydrogène s'écarte de la ligne du gaz idéal.

Considérons maintenant le même scénario à différentes températures. Avec l'augmentation de la température, les gaz réels se comportent comme des gaz idéaux à basse pression constante. Ainsi, en augmentant la température, la ligne du graphique pour l'hydrogène sera plus horizontale et proche de la ligne du gaz idéal. Mais en diminuant la température, l'attraction moléculaire augmente, de sorte que le gaz réel s'écarte davantage du comportement du gaz idéal.