Gaz réels

Les gaz idéaux

La théorie cinétique moléculaire est une théorie qui pose des hypothèses sur le comportement des gaz. Les gaz qui se comportent de la même manière que celle énoncée dans cette théorie sont appelés gaz idéaux.

Les principaux points que la théorie moléculaire cinétique énonce sur le comportement des gaz idéaux sont les suivants :

• Les particules des gaz sont en mouvement constant et aléatoire.
• Les molécules de gaz ont une énergie cinétique.
• Les collisions entre les molécules de gaz sont élastiques - les gaz ne perdent ni ne transfèrent d'énergie lors des collisions.
• Le volume des gaz est négligeable en raison de l'énorme quantité d'espace vide entre les particules de gaz.
• Les particules de gaz n' ont aucune force d'attraction ou de répulsion entre les molécules voisines.

À haute température et à basse pression, les gaz ont tendance à se comporter comme des gaz idéaux parce qu'à haute température, les forces intermoléculaires deviennent insignifiantes. Cependant, aucun gaz ne se comporte exactement comme tu t'attendrais à ce qu'un gaz idéal se comporte. Les gaz idéaux sont hypothétiques et ne font pas vraiment partie de la vie réelle !

Fig. 1 : Comportement attendu d'un gaz idéal - Isadora Santos, StudySmarter Originals.

Quelle est la définition d'un gaz réel ?

Sous haute pression et à basse température, les gaz ne sont pas considérés comme des gaz idéaux . On parle alors de gaz réels.

Les facteurs qui en font des gaz réels plutôt que des gaz idéaux sont les suivants :

• Les gaz réels occupent un certain volume.
• Les gaz réels présentent des forces intermoléculaires (attractives).

Les gaz nobles (groupe 18 du tableau périodique), les molécules diatomiques telles que_H2, O2_, Cl2_et les molécules polyatomiques telles que _NH3,_CO2 et la vapeur d'eau sont des exemples de gaz idéaux. Tous les gaz auxquels tu peux penser sont des gaz réels, à l'exception des gaz idéaux théoriques.

Écart par rapport aux gaz idéaux

Les gaz s'écartent du comportement des gaz idéaux lorsqu'ils sont à basse température et à haute pression. À haute pression, les particules de gaz se rapprochent les unes des autres. Lorsque la pression augmente, le volume diminue. Lorsque les gaz sont à basse température, leur énergie cinétique est faible puisque la température et l'énergie cinétique sont directement proportionnelles l'une à l'autre. Cette basse température permet aux forces d'attraction d'interagir avec les molécules de gaz en raison de leur vitesse plus lente. La basse température rend également le gaz plus compressible .

Loi sur les gaz réels

Johannes van der Waals, un professeur de physique néerlandais, a voulu adapter la loi des gaz idéaux en une loi qui conviendrait au comportement des gaz réels. C'est ainsi qu'en 1873, van der Waals a dérivé la loi des gaz réels de la loi des gaz idéaux.

Comment Van der Waals a-t-il procédé exactement ? Tout d'abord, il a examiné l'équation des gaz idéaux.

$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$

Rappelle-toi que :

• la pression (P) est exprimée en Pascal (Pa)
• Le volume (V) est exprimé en litres
• n est le nombre de moles de gaz
• R est la constante universelle des gaz
• La température (T) est exprimée en Kelvin

Comme les gaz ont un volume, il a fait des ajustements pour corriger le volume. Il a constaté que le volume réel des gaz augmentait avec l'augmentation du nombre de moles de gaz présentes. Van der Waals a proposé que le volume correct soit le volume du gaz moins le nombre de moles(n) de gaz multiplié par une constante b . Ainsi, la formule pour le volume correct :

$$=V-nb$$

Il a également corrigé la pression pour tenir compte des forces d'attraction, qui sont plus fortes à basse pression et à densité plus élevée. Van der Waals a ajouté une nouvelle constante a pour cela . Plus la constante a est grande, plus les forces intermoléculaires qui maintiennent les molécules de gaz ensemble sont importantes. La formule corrigée de la pression était égale à

$$P+\frac{an^{2}}{V^{2}}$$

Van der Walls a ensuite dû modifier l'équation pour tenir compte du volume fini des particules de gaz et de la présence de forces intermoléculaires. Il a donc trouvé une formule pour calculer les gaz réels, qu'il a appelée l'équation de van der Waals pour les gaz réels.

$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$$

Les valeurs des constantes de Van de Waals a et b dépendent du type de gaz auquel on a affaire :

Calculs impliquant l'équation de Van der Waals

Sachant que nous connaissons une formule pour les gaz réels (gaz non idéaux), nous pouvons l'utiliser pour résoudre les problèmes que tu pourrais rencontrer lors de ton examen.

Équation de Van der waals:

$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$$.

Et si la question te demande de comparer la pression de gaz se comportant comme un gaz idéal et un gaz réel ? Dans ce cas, nous devrions trouver la réponse pour le gaz en utilisant à la fois l'équation des gaz idéaux et l'équation de Van der Waals. Une règle générale pour comparer la pression et le volume des gaz se comportant de manière idéale ou non est la suivante :

• La pression d'un gaz réel (_Préal) < Pression d'un gaz idéal (_Pidéal).
• Le volume d'un gaz réel (_Vreal) > Volume d'un gaz idéal (_Videal).

_{Références :}

_{Moore, J. T., & Langley, R. (2021). AP Chemistry. McGraw-Hill.}

_{Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2016). Chemistry. Cengage Learning}