Différence entre le gaz idéal et le gaz réel

Gas idéal vs gaz réel

Les états de matière sont liquides, solides et gazeux qui peuvent être reconnus par leurs caractéristiques clés. Les solides ont une forte composition de l'attraction moléculaire, ce qui leur donne une forme et une masse précises, les liquides prennent la forme de leur récipient car les molécules se déplacent qui correspondent les unes aux autres, et les gaz sont diffusés à l'air car les molécules se déplacent librement. Les caractéristiques des gaz sont très distinctes. Il y a des gaz qui sont suffisamment forts pour réagir avec d'autres matières, il y a même avec une très forte odeur, et certains peuvent être dissous dans l'eau. Ici, nous serons en mesure de noter quelques différences entre le gaz idéal et le gaz réel. Le comportement des gaz réels est très complexe tandis que le comportement des gaz idéaux 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 où sa masse est presque nulle. Par conséquent, la particule de gaz idéale n'a pas de volume tandis qu'une véritable particule de gaz a un volume réel car les gaz réels sont constitués de molécules ou d'atomes qui prennent généralement de la place même si elles sont extrêmement petites. Dans le gaz idéal, la collision ou l'impact entre les particules serait élastique. En d'autres termes, il n'y a ni énergie attrayante ni répulsive incluse tout au long de la collision des particules. Puisqu'il y a un manque d'énergie interparticule, les forces cinétiques resteront inchangées dans les molécules de gaz. En revanche, les collisions des particules dans les gaz réels sont censés être 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 et etc.

La pression est beaucoup plus grande 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'ils se heurteront à 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 considérés le plus clairement lorsque la pression sera élevée, ces molécules de gaz sont grandes, la température est basse et lorsque les molécules de gaz extraient fortes forces d'attraction fortes.

PV = NRT est l'équation du gaz idéal. Cette équation est importante dans sa capacité à connecter toutes les propriétés fondamentales des gaz. T signifie la température et doit toujours être mesuré à Kelvin. «N» signifie le nombre de moles. V est le volume qui est généralement mesuré en litres. P signifie une pression dans laquelle il est généralement mesuré dans les atmosphères (ATM), mais peut également être mesuré en pascaux. 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 de gaz idéale (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.

RÉSUMÉ:

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

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

3.La collision de particules de gaz idéales est élastique bien que non élastique pour le gaz réel.

4.Aucune énergie impliquée pendant la collision de particules dans le gaz idéal. La collision de particules dans le gaz réel a attiré 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.