Voici pourquoi:
* Hypothèse de gaz idéal: La loi idéale sur le gaz suppose que les particules de gaz ont un volume négligeable par rapport au volume du conteneur qu'ils occupent. Il s'agit d'une simplification qui fonctionne bien à basse pression et à des températures élevées.
* Comportement du gaz réel: En réalité, les molécules de gaz ont un volume fini. Aux pressions élevées, le volume des molécules devient une fraction significative du volume du conteneur. Cela signifie que les molécules ont moins d'espace libre pour se déplacer, conduisant à des écarts par rapport au comportement du gaz idéal.
* Équation de van der Waals: L'équation de Van der Waals est un modèle plus précis pour les gaz réels qui explique le volume fini de molécules de gaz. Il introduit un terme de correction, "B", qui représente le volume exclu par mole de gaz.
en résumé: Ignorer le volume de particules dans un gaz réel peut entraîner des erreurs importantes, en particulier à des pressions élevées et à de faibles températures. Il est essentiel de considérer le volume de particules de gaz lorsque vous travaillez avec des gaz réels et d'utiliser des modèles comme l'équation de van der Waals pour des prédictions plus précises.
