1. Forces attrayantes et répulsives:
* Assomption: La théorie cinétique-moléculaire suppose que les molécules de gaz ont des forces intermoléculaires négligeables.
* réalité: Les molécules de gaz réelles éprouvent des forces attractives (comme les forces de van der Waals) à des distances rapprochées et des forces répulsives à de très courtes distances. Ces forces deviennent significatives à des pressions élevées ou à de faibles températures lorsque les molécules sont plus proches les unes des autres.
2. Volume moléculaire non nul:
* Assomption: La théorie cinétique-moléculaire suppose que les molécules de gaz ont un volume négligeable par rapport au volume du conteneur.
* réalité: Les molécules de gaz réelles ont un volume fini. Ce volume devient significatif à des pressions élevées lorsque les molécules sont emballées plus étroitement.
3. Collisions non idéales:
* Assomption: La théorie cinétique-moléculaire suppose que les collisions entre les molécules de gaz sont parfaitement élastiques, sans perte d'énergie.
* réalité: Les collisions de gaz réelles peuvent impliquer une certaine perte d'énergie due aux forces intermoléculaires. Ces forces peuvent faire en sorte que les molécules «collent» ensemble pendant de brèves périodes, affectant le transfert d'énergie pendant les collisions.
4. Distribution de vitesse non uniforme:
* Assomption: La théorie cinétique-moléculaire suppose que les molécules de gaz ont une distribution uniforme des vitesses à une température donnée.
* réalité: Dans les gaz réels, la distribution des vitesses s'écarte de la distribution idéale de Maxwell-Boltzmann, en particulier à des pressions élevées et à de basses températures.
Conséquences de ces écarts:
* Les gaz réels sont plus compressibles que les gaz idéaux: Cela est dû aux forces attractives entre les molécules, qui leur permettent d'être emballées plus étroitement.
* Les gaz réels ont des points d'ébullition différents des gaz idéaux: Les forces d'attraction entre les molécules affectent l'énergie nécessaire pour surmonter ces forces et entrer dans la phase gazeuse.
* Le comportement du gaz réel peut s'écarter considérablement des lois sur les gaz idéaux: La loi de gaz idéale (PV =NRT) n'est qu'une approximation pour les gaz réels, en particulier à des pressions élevées et à de faibles températures.
Quand ces écarts deviennent-ils significatifs?
* haute pression: Aux fortes pressions, les molécules sont plus proches les unes des autres, ce qui rend les forces intermoléculaires et le volume moléculaire plus significatives.
* à basse température: À basse température, les molécules ont moins d'énergie cinétique, ce qui rend les forces intermoléculaires plus importantes.
Comment tenir compte du comportement réel du gaz:
* Équations d'état: Des équations comme l'équation de Van der Waals et l'équation de Redlich-Kwong tentent de tenir compte des écarts des gaz réels par rapport au comportement du gaz idéal en introduisant des facteurs de correction pour les forces intermoléculaires et le volume moléculaire.
En résumé, alors que la théorie cinétique-moléculaire fournit une base utile pour comprendre le comportement des gaz, les gaz réels présentent des écarts par rapport à ces hypothèses idéales, en particulier à des pressions élevées et à de faibles températures. Ces écarts sont importants à considérer pour des prédictions précises du comportement du gaz dans diverses applications.
