Différence entre le gaz idéal et le gaz réel

GAZ IDÉAL vs GAZ RÉEL

Les états de la matière sont liquide, solide et gaz, ce qui se reconnaît à leurs caractéristiques clés. Les solides ont une forte composition d'attraction moléculaire qui leur donne forme et masse définies, les liquides prennent la forme de leur contenant puisque les molécules en mouvement se correspondent les unes les autres et les gaz se diffusent dans l'air puisque les molécules se déplacent librement. Les caractéristiques des gaz sont très distinctes. Certains gaz sont suffisamment puissants pour réagir avec d'autres matières, il en existe même avec une odeur très forte et certains peuvent être dissous dans de l'eau. Ici, nous pourrons noter quelques différences entre le gaz idéal et le gaz réel. Le comportement des gaz réels est très complexe tandis que celui des gaz parfaits est beaucoup plus simple. Le comportement du gaz réel peut être plus concret en comprenant parfaitement le comportement du gaz idéal.

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

La pression dans le gaz idéal est beaucoup plus grande que celle d'un gaz réel, car les particules ne possèdent 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 parfaits et les gaz réels peuvent être considérées plus clairement lorsque la pression est élevée, que les molécules de gaz sont grandes, que la température est basse et que les molécules de gaz extraient des forces d'attraction fortes..

PV = nRT est l'équation du gaz idéal. Cette équation est importante dans sa capacité à relier ensemble toutes les propriétés fondamentales des gaz. T représente la 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 habituellement 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'autre part, comme 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 de même que "b" et doit donc être déterminée expérimentalement pour chaque gaz.

RÉSUMÉ:

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

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

3.La collecte des particules de gaz idéales est élastique mais non élastique pour le gaz réel.

4. Pas d’énergie impliquée lors de la collision de particules dans un gaz idéal. La collision de particules dans le gaz réel a attiré de l'énergie.

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.