Chimie d’introduction
Objectifs d’apprentissage
- Examiner les différences entre les gaz idéaux et réels.
- Pour explorer les effets de la haute pression et de la basse température sur des échantillons de gaz réels.
- Appliquer l’équation de van der Waal pour corriger la loi des gaz idéaux pour les gaz réels en utilisant les constantes a et b déterminées expérimentalement.
Un gaz idéal est celui qui est conforme exactement aux principes de la théorie moléculaire cinétique, où le volume occupé par les particules de gaz est négligeable par rapport au volume total du récipient, et il n’y a pas d’attractions ou de répulsions intermoléculaires appréciables.
Les gaz réels peuvent s’écarter du comportement idéal, en particulier à haute pression et à basse température. L’étendue de l’écart est mesurée à l’aide du facteur de compressibilité. Le facteur de compressibilité est obtenu en résolvant pour n dans la loi des gaz idéaux: diviser le produit de la pression et du volume par le produit de la constante de gaz et de la température (PV / RT) pour une mole d’une substance donnée. Dans des conditions idéales, ce rapport PV / RT doit être exactement égal à 1.
Gaz réels à Haute pression
À des pressions plus élevées, les molécules de gaz sont plus proches les unes des autres dans un espace. En raison de cet encombrement, les molécules de gaz subissent des forces intermoléculaires plus attrayantes. Les forces intermoléculaires retiennent davantage les molécules, diminuant la force et la fréquence des collisions avec la paroi du récipient et abaissant ainsi la pression en dessous des valeurs idéales. De plus, à une pression plus élevée, les molécules occupent une plus grande proportion du volume du récipient. Avec d’autres molécules de gaz occupant une plus grande proportion du volume du récipient, le volume inoccupé du récipient disponible pour une molécule est plus petit que dans des conditions idéales. Cette diminution du volume disponible entraîne une augmentation de la pression au-delà des conditions idéales.
Figure 6.14. Facteurs de compressibilité approximatifs de trois gaz à 250 K.
Les gaz réels à Basse Température
La température influence également les écarts par rapport au comportement du gaz idéal (Figure 6.15). Lorsque la température diminue, l’énergie cinétique moyenne des particules de gaz diminue. Une plus grande proportion de molécules de gaz ont donc une énergie cinétique insuffisante pour surmonter les forces intermoléculaires attrayantes des atomes voisins. Cela signifie que les molécules de gaz deviennent « plus collantes” les unes aux autres et entrent en collision avec les parois du récipient avec moins de fréquence et de force, diminuant la pression en dessous de celle des valeurs idéales.
Figure 6.15. Facteur de compressibilité approximatif de l’azote à différentes températures.
L’équation de van der Waals
Figure 6.16 Johannes Diderik van der Waals
En 1873, le scientifique néerlandais Johannes van der Waals a développé une équation qui compense les écarts par rapport au comportement du gaz idéal. L’équation de van der Waals utilise deux constantes expérimentales supplémentaires : a, qui est un terme pour corriger les forces intermoléculaires, et b, qui corrige le volume des molécules de gaz (Tableau 6.3 « Constantes de van der Waals sélectionnées pour les molécules de gaz”).
Il est à noter que si les nouveaux termes a et b sont égaux à zéro (dans des conditions idéales), l’équation se simplifie pour revenir à la loi du gaz idéal : PV = nRT.
Tableau 6.3 Constantes de van der Waals sélectionnées pour les Molécules de gaz.
|
|
a (L2atm/mol2) |
b (L/mol) |
| Helium | 0.03457 | 0.0237 |
| Neon | 0.2135 | 0.01709 |
| Hydrogen | 0.2476 | 0.02661 |
| Argon | 1.355 | 0.0320 |
| Nitric oxide | 1.358 | 0.02789 |
| Oxygen | 1.378 | 0.03183 |
| Nitrogen | 1.408 | 0.03913 |
| Carbon monoxide | 1.505 | 0.03985 |
| Methane | 2.283 | 0.04278 |
| Krypton | 2.349 | 0.03978 |
| Carbon dioxide | 3.640 | 0.04267 |
| Hydrogen chloride | 3.716 | 0.04081 |
| Nitrous oxide | 3.832 | 0.04415 |
| Ammonia | 4.225 | 0.0371 |
| Xénon | 4.250 | 0.05105 |
Exemple 21
Utilisez l’équation de van der Waals et le tableau 6.3 déterminer la pression, en atmosphères, de 2,00 moles d’oxygène gazeux dans un ballon de 30,00 L à 25,0oC.
Solution
\left(P+a\{\left}^2\right)\\left(V-nb\right)= nRT\
\left(P+a\{\left}^2\right)\\left(V-nb\right) = nRT\
\left(P+{\rm 1.378}\frac{L^2atm}{{mol}^2}\{\left}^2\right ) \\ left(30,00\L – 2,00\mol\({\rm 0,03183}\frac {{\rm L}} {{\rm mol}}) \right) =(2.00\mol)\\left(0,08206\L\atm\K^{-1}\\{mol}^{-1}\right) (\298,15\K)\
P = 1,63 atm
Principaux points à retenir
- Un gaz idéal est celui qui est conforme exactement aux principes de la théorie moléculaire cinétique, où le volume occupé par le les particules de gaz sont négligeables par rapport au volume total du récipient et il n’y a pas d’attractions ou de répulsions intermoléculaires appréciables.
- Un gaz réel est un gaz qui s’écarte du comportement idéal, en raison des effets des particules de gaz occupant un volume fini et de la force des forces intermoléculaires.
- L’équation de van der Waal compense les écarts par rapport au comportement du gaz idéal.
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