Gaz réels

Hypothèses de la loi des gaz idéaux

La loi des gaz idéaux est basée sur une série d’hypothèses sur les particules de gaz.

1. Toutes les particules de gaz sont en mouvement constant et les collisions entre les molécules de gaz et les parois du récipient provoquent la pression du gaz.
2. Les particules sont si petites que leur volume est négligeable par rapport au volume occupé par le gaz.
3. Les particules n’interagissent pas. Il n’y a pas de forces attractives ou répulsives entre elles.
4. L’énergie cinétique moyenne des particules du gaz est proportionnelle à la température.

La première hypothèse est vraie à toute température supérieure au zéro absolu.
La quatrième hypothèse est vraie pour les petites molécules de gaz. Lorsqu’il y a plusieurs atomes dans une molécule, une partie de l’énergie interne va dans les vibrations moléculaires plutôt que dans le mouvement de translation. Dans les très grandes molécules, cela peut représenter une part importante de l’énergie totale, de sorte que le KEave serait un peu plus faible que ce que prévoit la loi des gaz idéaux. (Nous discuterons des vibrations moléculaires plus en détail la prochaine fois.)

Volume atomique/moléculaire

Pour la plupart des gaz à la pression atmosphérique, le volume de la particule de gaz est vraiment insignifiant. Regardez l’hélium, par exemple, avec un rayon atomique de 31 x 10-12 m.

volume des atomes d’hélium = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
volume de 1.0 mol d’atomes d’He = 1,2 x 10-31 m3 x 6,02 x 1023
= 7,5 x 10-8 m3 = 7,5 x 10-8 m3 x 103 L/m3 = 7,5 x 10-5 L

Nous savons que 1,0 mol de gaz doit occuper 24,47 L de volume. Les atomes d’hélium occupent 7,5 x 10-5/24,47 ou 0,00031% du volume du gaz.Pour l’hélium à la pression de 1 atmosphère, cette hypothèse est excellente.
Pour les très grosses molécules de gaz et à très haute pression, le volume des particules peut devenir significatif. Il existe une correction à la loi des gaz idéaux qui peut être appliquée dans ces conditions et qui tient compte du volume réel disponible.

Interactions atomiques/moléculaires

Tous les atomes et molécules en phase gazeuse ont des interactions répulsives et attractives avec d’autres atomes et molécules. La majeure partie du volume de tout atome est due à son nuage électronique chargé négativement. L’interaction électrostatique de deux zones de même charge est répulsive, donc lorsque deux atomes se rencontrent dans la phase gazeuse, leurs nuages d’électrons ont tendance à les repousser. L’interaction répulsive est particulièrement forte lorsque le gaz est sous haute pression car le nombre de collisions entre les particules de gaz augmente avec la pression. Comment cette interaction affecte-t-elle la pression ? Rappelez-vous que la pression est due à la force des particules de gaz avec une unité de surface du récipient. Les particules de gaz frapperont la paroi du récipient avec un peu plus de force si elles ont été poussées par le nuage d’électrons d’une autre particule. La position d’un nuage d’électrons autour d’une particule de gaz n’est pas constante. Elle peut fluctuer et ainsi laisser la particule avec des parties partiellement positives et des parties partiellement négatives. Le nuage électronique négatif d’un autre atome en phase gazeuse serait attiré électrostatiquement par la partie positive de la première particule. Certaines molécules de gaz ont des dipôles permanents, des zones de charge positive excédentaire et de charge négative excédentaire, en raison des liaisons polaires. Les forces d’attraction entre les particules en phase gazeuse sont appelées forces de van der Waals. Dans la mesure où les particules de gaz se collent entre elles, même très brièvement, le nombre de particules libres est réduit en même temps que la pression du gaz.

Il existe une correction à la loi des gaz idéaux qui peut être appliquée pour tenir compte des petites variations de pression qui résultent des forces interparticulaires.