Vous avez raison! Le volume molaire de gaz idéaux à température et à la pression standard (STP) est de 22,4 L / mol. Cependant, le CO2 et le HCL ont des volumes molaires légèrement plus petits, indiquant qu'ils s'écartent d'un comportement de gaz idéal. Voici pourquoi:

gaz réels vs gaz idéaux

* Hypothèses de gaz idéales: Les lois sur le gaz idéales supposent que les molécules de gaz n'ont pas de volume ni de forces intermoléculaires. En réalité, ces hypothèses ne sont pas entièrement vraies.

* Déviations de gaz réels: Les molécules de gaz réelles ont un volume fini et éprouvent des forces intermoléculaires (comme les forces de van der Waals).

Pourquoi le CO2 et le HCL dévient

* Forces intermoléculaires: Le CO2 et le HCL ont des forces intermoléculaires faibles. Bien que le CO2 soit principalement non polaire, il peut avoir des dipôles temporaires en raison du mouvement des électrons. Le HCL a un dipôle permanent en raison de la différence d'électronégativité entre l'hydrogène et le chlore. Ces forces amènent les molécules à s'attirer mutuellement, réduisant légèrement le volume qu'elles occupent.

* Volume moléculaire: Bien que relativement petits, les molécules de CO2 et HCL occupent un volume fini. Ce volume n'est pas négligeable par rapport au volume total, en particulier à des pressions plus élevées.

Conclusion

Les légers écarts dans les volumes molaires de CO2 et HCl par rapport à la valeur de gaz idéale sont dus aux effets combinés des forces intermoléculaires et du volume moléculaire. Ces écarts deviennent plus significatifs à des pressions plus élevées et à des températures plus basses.