Gaz parfait et gaz réel

Qu'est-ce qu'un gaz parfait ?

Qu'est-ce qu'un gaz réel ?

Le terme "gaz réel" fait généralement référence à un gaz qui ne se comporte pas comme un gaz parfait. Leur comportement peut être expliqué par les interactions entre les molécules gazeuses.

Ainsi, le gaz parfait n'est pas un gaz réel ! (jeu de mots).

Qu'est-ce que la loi des gaz parfaits ?

La loi des gaz parfaits combine l'équation des gaz parfaits avec la théorie cinétique des gaz pour expliquer le comportement d'un gaz parfait.

L'équation donnée par la loi des gaz parfaits est également appelée équation d'état, car elle décrit le comportement du gaz en utilisant des variables d'état telles que la température, la pression et le volume.

Quelle est la différence entre les gaz parfaits et les gaz réels ?

Bien que le gaz parfait et le gaz réel semblent être complètement différents, n'oublions pas que ce sont tous deux des gaz et qu'ils présentent certaines similitudes.

Nous pouvons calculer toutes les différences entre les gaz parfaits et les gaz réels comme suit .

Gaz parfaits : Exemple

Les exemples de gaz parfaits sont l'hydrogène, l'oxygène, l'azote et les gaz nobles comme l'hélium et le néon. Ces gaz ont un comportement très proche de celui des gaz parfaits dans des conditions de température et de pression standard \( (TPS) \) .

Gaz réel : Exemple

Tous les gaz que l'on trouve dans l'environnement sont des exemples de gaz réels. Même l'hydrogène, l'oxygène et l'azote se comportent comme des gaz réels dans des conditions de basse température et de haute pression - c'est pourquoi il est possible de les liquéfier.

Déviation des gaz par rapport au comportement du gaz idéal

Imagine un récipient de grand volume contenant un gaz réel. La température à l'intérieur du récipient est élevée.

Fig. 1- Grand conteneur avec du gaz réel à haute température.

Par "grand volume", nous signifions que la taille de la particule et la distance moyenne entre les particules sont négligeables par rapport à la taille du récipient. Et par "haute température", nous entendons que l'énergie cinétique des particules est suffisamment élevée pour que l'attraction/répulsion intermoléculaire soit négligeable (les longues flèches rouges sont des indicateurs d'une énergie cinétique élevée des particules). Le gaz à l'intérieur du récipient présente les conditions nécessaires pour se comporter comme un gaz parfait.

Par conséquent, la pression de ce gaz peut être déterminée par l'équation du gaz idéal -

\( P\ V\ =\ n\ R\ T \)

Réarrangement -

\( P\ = \frac {n\ R\ T\ }{V} \)

Déviation du comportement du gaz idéal en raison de la basse température

Maintenant, refroidissons le même récipient à une température très basse. Le volume du récipient est le même.

Fig. 2- Grand récipient avec du gaz réel à basse température.

En regardant l'équation de la pression à partir de l'équation du gaz parfait -

\( P= \frac {n\ R\ T}{V} \)

La température est au numérateur. Par conséquent, si nous réduisons la température, la pression devrait diminuer. Comparons cela avec ce qui se passe à l'intérieur du récipient.

Comme la température du gaz est réduite, les particules de gaz ont maintenant une très faible énergie cinétique (les petites flèches bleues sont des indicateurs de la faible énergie cinétique que possèdent les particules). Cela va réduire la vitesse à laquelle ces particules frappent la paroi du récipient, réduisant ainsi la pression. Mais la réduction de la température a eu un autre effet : comme les particules n'ont pas beaucoup d'énergie cinétique, les forces intermoléculaires d'attraction ou de répulsion entre les particules ne sont plus négligeables. Cela réduit encore la vitesse à laquelle les particules entrent en collision avec le récipient. De ce fait, la pression diminue plus que ce qui est prévu par l'équation du gaz parfait. Le comportement du gaz ne peut plus être prédit avec précision par l'équation du gaz parfait, et on dit donc que le gaz s'écarte du comportement du gaz parfait.

Déviation du comportement du gaz parfait en raison de la haute pression

Prenons maintenant un autre récipient contenant la même quantité du même gaz. La température est fixée à un niveau élevé, comme précédemment. Mais cette fois, le volume du récipient est petit, et par "petit" nous voulons dire que la taille des molécules n'est pas négligeable par rapport à la taille du récipient.

Fig. 3- Petit conteneur avec du gaz réel à haute température.

En regardant l'équation de \( P \) à partir de l'équation du gaz idéal -

\( P= \frac {n\ R\ T}{V} \)

Nous pouvons voir que le volume se trouve au dénominateur. Ainsi, lorsque nous avons diminué le volume, la valeur de l'expression globale a augmenté, et donc la pression a augmenté.

Puisque la quantité de gaz est la même qu'avant et que le volume est plus petit, les molécules sont plus denses. Par conséquent, la taille et la distance moyenne entre les molécules ne sont pas négligeables par rapport à la taille du récipient. Cela signifie que l'espace de mouvement des particules est encore plus réduit et que le nombre de collisions moléculaires est plus élevé. De ce fait, les particules entrent en collision avec les parois du récipient avec plus de vigueur. Il en résulte une augmentation de la pression supérieure à celle prévue par l'équation du gaz parfait. Le comportement du gaz ne peut plus être prédit avec précision par la loi du gaz parfait, et on dit que le gaz s'écarte du comportement du gaz parfait.

Tu as donc appris que dans des conditions de basse température ou de haute pression, le comportement des gaz réels a tendance à s'écarter du comportement du gaz parfait.

Potentiel chimique d'un gaz réel

Potentiel chimique

Le potentiel chimique d'une espèce dans un mélange est défini comme le taux de variation de l'énergie libre d'un système thermodynamique par rapport à la variation du nombre d'atomes ou de molécules de l'espèce qui sont ajoutés au système.

Fugacité

En thermodynamique, la fugacité d'un gaz réel est une pression partielle effective qui remplace la pression partielle mécanique. Elle est égale à la pression d'un gaz parfait qui a la même température et la même énergie libre de Gibbs molaire que le gaz réel. Les fugacités sont déterminées expérimentalement ou estimées à partir de divers modèles tels qu'un gaz de Van der Waals qui sont plus proches de la réalité qu'un gaz parfait .

La pression du gaz réel et la fugacité sont liées par le coefficient de fugacité sans dimension \( \phi \) .

\( \phi = \frac{f}{P} \)

où

\( f \) : la fugacité

\( P \) : la pression.