L'air qui nous entoure, les animaux qui nous entourent et même nos propres corps sont constitués de molécules et de divers gaz. Ces gaz font partie intégrante de notre vie. Nous respirons et émettons des gaz à chaque seconde. Mais il existe différents types de gaz. Certains sont même hypothétiques. La différence entre le gaz idéal et le gaz réel nous aide à mieux comprendre les gaz.
Gaz idéal vs gaz réel
La différence entre le gaz idéal et le gaz réel est que le premier est un gaz hypothétique, alors que le second existe en temps réel. Le gaz parfait obéit toujours aux lois du gaz, tandis que le gaz réel obéit à ces lois sous certaines conditions. Les deux gaz diffèrent également par le volume occupé par leurs molécules, la façon dont elles interagissent, etc.
Le gaz idéal est un gaz théorique, ce qui signifie qu'il n'existe pas dans la réalité. Il obéit aux lois des gaz dans toutes les conditions de pression et de température. Un gaz parfait a plusieurs particules minuscules qui se déplacent de manière aléatoire dans toutes les directions car elles ne sont pas soumises à l'interaction entre les particules.
D'autre part, le gaz réel est présent dans l'environnement qui nous entoure. Les vrais gaz obéissent aux lois des gaz uniquement dans des conditions de haute température et de basse pression. Les molécules de ces gaz interagissent entre elles, c'est pourquoi elles ne se comportent pas comme un gaz parfait.
Tableau de comparaison entre le gaz parfait et le gaz réel
| Paramètres de comparaison | Gaz Idéal | Du vrai gaz |
| Définition | Un gaz parfait suit toutes les lois des gaz dans toutes les conditions de pression et de température. | Les vrais gaz ne suivent les lois des gaz que dans des conditions où la pression est basse et la température élevée. |
| Mouvement des molécules | Les molécules d'un gaz parfait sont libres de se déplacer et ne participent pas à l'interaction interparticulaire. | Les molécules d'un gaz réel entrent en collision les unes avec les autres et sont soumises à une interaction interparticulaire. |
| Volume occupé | Le volume occupé par un gaz parfait est négligeable par rapport au volume total. | Le volume occupé par un gaz réel est important par rapport au volume total. |
| Pression | Un gaz parfait a une pression élevée. | La pression réelle dans un gaz réel est inférieure à la pression d'un gaz parfait. |
| Forces présentes | Aucune force d'attraction intermoléculaire n'est présente dans un gaz parfait. | Les forces présentes dans un gaz réel sont soit attractives soit répulsives. |
| Formule | Un gaz parfait suit la formule; PV=nRT | Les gaz réels obéissent à la formule (P+(an2/V2))(V-nb)=nRT. |
Qu'est-ce que le gaz parfait ?
Composé de multiples particules qui se déplacent de manière aléatoire dans toutes les directions, le gaz idéal est celui qui n'est pas soumis à l'interaction interparticulaire. Il obéit aux lois des gaz, ainsi qu'à l'équation d'état. Dans un gaz parfait, les collisions entre molécules sont parfaitement élastiques; cela signifie qu'il n'y a pas de perte d'énergie cinétique lorsqu'une collision se produit.
Un gaz parfait n'a pas de forces d'attraction intermoléculaires. C'est un gaz hypothétique, ce qui signifie qu'il n'existe pas dans l'environnement. Le modèle d'une loi des gaz parfaits a été exploré à la fois en dynamique newtonienne et en mécanique quantique.
On peut théoriquement comprendre qu'un gaz parfait qu'il résulte de la pression cinétique des molécules de gaz. Les molécules entrent en collision avec les parois d'un récipient en suivant les lois de Newton. Il est également entendu que lorsque la pression d'un gaz parfait est réduite dans un processus d'étranglement, aucun changement ne sera observé dans sa température.
Un gaz parfait ne se condense pas car il a un volume négligeable. Il manque également un point triple, qui est un point auquel la température et la pression des phases solide, liquide et gazeuse d'une substance pure peuvent coexister en équilibre. Un gaz parfait obéit à la formule PV=nRT.
Qu'est-ce que le vrai gaz ?
Les vrais gaz sont les gaz qui suivent les lois des gaz sous certaines conditions. Ce ne sont pas les gaz parfaits. Pour que de vrais gaz existent, la pression doit être faible et la température doit être élevée. Les particules gazeuses des gaz réels se déplacent et interagissent les unes avec les autres. Ces collisions sont inélastiques, ce qui signifie qu'il y a une certaine perte d'énergie cinétique.
Les molécules des gaz réels occupent du volume. Les forces intermoléculaires dans un gaz réel peuvent être attractives ou répulsives. Un vrai gaz n'est pas hypothétique, ce qui signifie qu'il existe dans l'atmosphère. Il existe plusieurs modèles pour expliquer l'équation d'état d'un gaz réel mais le plus souvent utilisé est le modèle de Van Der Waal.
Le volume d'un gaz réel reste considérablement élevé à haute pression par rapport à un gaz parfait. De plus, lorsque la pression d'un gaz réel est réduite dans un processus d'étranglement, la température est susceptible d'augmenter ou de diminuer selon que Joule-Thompson est positif ou négatif.
Contrairement au gaz idéal, un gaz réel se condense lorsqu'il est refroidi jusqu'à son point d'ébullition. Les exemples courants de gaz réels incluent l'oxygène, l'azote, l'hydrogène, le dioxyde de carbone, etc. La formule obéie par un gaz réel est (P+(an2/V2))(V-nb)=nRT.
Principales différences entre le gaz parfait et le gaz réel
Conclusion
Un gaz parfait est un gaz dans lequel les collisions entre toutes les molécules sont de nature élastique, ce qui signifie qu'elles ne sont pas soumises à une interaction interparticulaire. Un gaz parfait n'existe pas dans la réalité. Il est de nature purement théorique. Le concept de gaz parfait nous aide à comprendre les lois des gaz ainsi qu'à analyser la mécanique statistique.
Un vrai gaz est un gaz qui, dans des conditions de pression et de température standard, n'obéit pas aux lois des gaz. Ses molécules interagissent entre elles, et donc le réel ne se comporte pas comme un gaz parfait. Un gaz réel a une vitesse, une masse et un volume. Ils ont tendance à se liquéfier lorsqu'ils sont refroidis à leur point d'ébullition.
Les références
- https://asmedigitalcollection.asme.org/GT/proceedings-abstract/GT1969/V001T01A071/231855
- https://journals.aps.org/prl/abstract/10.1103/PhysRevLett.73.922
