Différence entre le gaz parfait et le gaz réel

GAZ IDÉAL vs GAZ RÉEL

Les états de la matière sont liquides, solides et gaz reconnaissables à leurs caractéristiques clés. Les solides ont une forte composition d'attraction moléculaire leur donnant une forme et une masse définies, les liquides prennent le forme de leur contenant puisque les molécules se déplacent qui correspondent les unes aux autres, et que les gaz sont diffusés sur l'air puisque les molécules se déplacent librement. Les caractéristiques des gaz sont très distinctes. Il y a des gaz suffisamment forts pour réagir avec d'autres matières, il y en a même avec une odeur très forte, et certains peuvent être dissous dans l'eau. Ici, nous pourrons noter quelques différences entre le gaz parfait et le gaz réel. Le comportement des gaz réels est très complexe tandis que le comportement des gaz parfaits est beaucoup plus simple. Le comportement du gaz réel peut être plus tangible en comprenant pleinement le comportement du gaz idéal.



Ce gaz idéal peut être considéré comme une «masse ponctuelle». Cela signifie simplement que la particule est extrêmement petite là où son Masse est presque nul. Par conséquent, la particule de gaz idéal n'a pas de volume alors qu'une particule de gaz réel a un volume réel puisque les gaz réels sont constitués de molécules ou les atomes qui prennent généralement de la place même s'ils sont extrêmement petits. Dans le gaz parfait, la collision ou l'impact entre les particules est dit élastique. En d'autres termes, il n'y a ni énergie attractive ni répulsive incluse tout au long de la collision des particules. Puisqu'il y a un manque d'énergie inter-particules, les forces cinétiques resteront inchangées dans les molécules de gaz. En revanche, les collisions de particules dans les gaz réels sont dites non élastiques. Les vrais gaz sont constitués de particules ou de molécules qui peuvent s'attirer très fortement les unes les autres avec la dépense d'énergie répulsive ou de force d'attraction, tout comme l'eau vapeur, ammoniac, dioxyde de soufre, etc.



La pression est beaucoup plus élevée dans le gaz idéal par rapport à la pression d'un gaz réel car les particules n'ont pas les forces d'attraction qui permettent aux molécules de se retenir lorsqu'elles entreront en collision lors d'un impact. Par conséquent, les particules entrent en collision avec moins d'énergie. Les différences distinctes entre les gaz idéaux et les gaz réels peuvent être considérées plus clairement lorsque la pression sera élevée, ces molécules de gaz sont grandes, la température est basse et lorsque les molécules de gaz extraient de fortes forces d'attraction.

PV = nRT est l'équation du gaz parfait. Cette équation est importante dans sa capacité à relier toutes les propriétés fondamentales des gaz. T signifie température et doit toujours être mesuré en Kelvin. «N» représente le nombre de moles. V est le volume généralement mesuré en litres. P représente la pression dans laquelle elle est généralement mesurée en atmosphères (atm), mais peut également être mesurée en pascals. R est considéré comme une constante de gaz idéale qui ne change jamais. D'un autre côté, puisque tous les gaz réels peuvent être convertis en liquides, le physicien néerlandais Johannes van der Waals a proposé une version modifiée de l'équation des gaz parfaits (PV = nRT):



(P + a / V2) (V - b) = nRT. La valeur de «a» est constante ainsi que «b», et doit donc être déterminée expérimentalement pour chaque gaz.

SOMMAIRE:

1.Le gaz idéal n'a pas de volume défini tandis que le gaz réel a un volume défini.



Le gaz idéal n'a pas de masse alors que le gaz réel a une masse.

3.La collision des particules de gaz idéal est élastique alors qu'elle n'est pas élastique pour le gaz réel.

Aucune énergie impliquée lors de la collision de particules dans le gaz idéal. La collision de particules dans du gaz réel a une énergie attirante.

5.La pression est élevée dans le gaz idéal par rapport au gaz réel.

6.Le gaz idéal suit l'équation PV = nRT. Le gaz réel suit l'équation (P + a / V2) (V - b) = nRT.

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