1. Pas de forces intermoléculaires: Les particules de gaz idéales n'ont pas de forces attrayantes ou répulsives entre elles. Cela signifie qu'ils se déplacent indépendamment les uns des autres.
2. Volume négligeable des particules: Le volume occupé par les particules de gaz eux-mêmes est considéré comme négligeable par rapport au volume total du conteneur.
3. Collisions élastiques parfaites: Les collisions entre les particules de gaz et les parois des conteneurs sont parfaitement élastiques, ce qui signifie qu'aucune énergie n'est perdue pendant les collisions.
4. Mouvement aléatoire: Les particules de gaz se déplacent au hasard dans toutes les directions avec une large gamme de vitesses.
5. L'énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température: L'énergie cinétique moyenne des particules de gaz est directement proportionnelle à la température absolue du gaz.
En réalité, aucun gaz n'est parfaitement idéal. Cependant, de nombreux gaz se comportent assez idéalement aux faibles pressions et à des températures élevées. En effet, dans ces conditions, les forces intermoléculaires sont faibles et le volume des particules devient insignifiant par rapport au volume du récipient.
Pourquoi le concept d'un gaz idéal est-il important?
* simplicité: Le modèle de gaz idéal simplifie l'étude des gaz en éliminant les complexités des forces intermoléculaires et du volume de particules.
* commodité mathématique: La loi de gaz idéale, qui relie la pression, le volume, la température et le nombre de moles d'un gaz idéal, est une équation simple et utile.
* bonne approximation: Le modèle de gaz idéal fournit une bonne approximation du comportement des gaz réels dans certaines conditions.
Exemples de comportement de gaz idéal:
* Helium (He): L'hélium, étant un gaz noble, a des forces intermoléculaires très faibles et une petite taille atomique. Il se comporte presque idéalement à température ambiante et à la pression.
* hydrogène (H2): L'hydrogène, une molécule légère, présente également un comportement de gaz idéal dans des conditions normales.
Remarque: Les gaz réels s'écartent d'un comportement de gaz idéal à des pressions élevées ou à de faibles températures, où les forces intermoléculaires deviennent plus significatives. Cet écart est pris en compte par l'équation de van der Waals.
