Voici pourquoi:
* gaz idéal: Un gaz idéal est un concept théorique qui suppose que les particules de gaz n'ont pas de volume, pas de forces intermoléculaires et de collisions parfaitement élastiques. Cela permet des calculs simples en utilisant la loi de gaz idéale (PV =NRT).
* Gas réel: Les gaz réels ont un volume fini, éprouvent des forces intermoléculaires (comme l'attraction et la répulsion) et les collisions ne sont pas parfaitement élastiques. Ces facteurs provoquent des écarts par rapport au comportement idéal.
Quand les gaz réels se comportent-ils plus idéalement?
Les gaz réels se comportent plus comme des gaz idéaux dans certaines conditions:
* basse pression: Aux faibles pressions, les particules de gaz sont éloignées, minimisant les forces intermoléculaires.
* Température élevée: À des températures élevées, les particules ont plus d'énergie cinétique, réduisant l'impact des forces intermoléculaires.
Exemples de comportement idéal contre le gaz réel:
* oxygène à température ambiante et à la pression: Se comporte très proche d'un gaz idéal.
* dioxyde de carbone à haute pression: S'écarte de manière significative du comportement idéal en raison de fortes forces intermoléculaires.
en résumé: Bien que le concept d'un gaz idéal soit utile pour simplifier les calculs, les gaz réels présentent toujours une certaine déviation par rapport au comportement idéal. L'étendue de cette déviation dépend du gaz spécifique et des conditions auxquelles elle est soumise.
