Comprendre le comportement de gaz idéal
Les gaz idéaux sont des constructions théoriques qui supposent:
* Les particules de gaz ont un volume négligeable.
* Il n'y a pas de forces intermoléculaires entre les particules de gaz.
écarts de gaz réels
Les gaz réels s'écartent d'un comportement idéal parce que:
* Volume moléculaire fini: Les molécules de gaz réelles ont un volume, ce qui devient significatif à haute pression.
* Forces intermoléculaires: Les molécules de gaz réelles éprouvent des forces attractives (comme les forces de dispersion de Londres) qui deviennent plus importantes à basse température.
Analyser les options
* H2 (hydrogène): La plus petite molécule, faibles forces de dispersion de Londres.
* f2 (fluor): Petite molécule, mais forces de dispersion de Londres plus fortes que H2 en raison de plus d'électrons.
* Cl2 (chlore): Molécule plus grande que F2, forces de dispersion de Londres plus fortes.
* br2 (brome): La plus grande molécule, les plus fortes forces de dispersion de Londres.
Conclusion
BR2 (brome) présentera le plus grand écart par rapport au comportement idéal.
Pourquoi?
* Taille: BR2 a la plus grande taille moléculaire, ce qui signifie que ses molécules occupent un volume significatif par rapport à l'espace qu'ils occupent. Cela rend l'hypothèse d'un volume négligeable moins valide.
* Forces intermoléculaires: BR2 a les forces de dispersion les plus fortes de Londres en raison de son grand nuage d'électrons, ce qui rend les attractions intermoléculaires plus substantielles, en particulier à basse température.
En résumé, plus la molécule est grande et plus ses forces intermoléculaires sont fortes, plus elle s'écartera du comportement de gaz idéal.
