Différence entre gaz naturel et gaz naturel Différence entre

GAZ IDÉAL vs GAZ RÉEL

Les états de la matière sont liquides, solides et gazeux, qui peuvent être reconnus par leurs caractéristiques clés. Les solides ont une forte composition d'attraction moléculaire leur donnant une forme et une masse définies, les liquides prennent la forme de leur récipient puisque les molécules se déplacent de manière correspondante et les gaz sont diffusés dans l'air puisque les molécules se déplacent librement. Les caractéristiques des gaz sont très distinctes. Il y a des gaz qui sont assez forts pour réagir avec d'autres matières, il y a même une très forte odeur, et certains peuvent être dissous dans l'eau. Ici, nous serons en mesure de noter quelques différences entre le gaz idéal et le gaz réel. Le comportement des gaz réels est très complexe alors que le comportement des gaz parfaits est beaucoup plus simple. Le comportement du gaz réel peut être plus tangible en comprenant pleinement le comportement du gaz idéal.

Ce gaz idéal peut être considéré comme une "masse ponctuelle". Cela signifie simplement que la particule est extrêmement petite lorsque sa masse est presque nulle. La particule de gaz idéale n'a donc pas de volume alors qu'une vraie particule de gaz a un volume réel puisque les gaz réels sont constitués de molécules ou d'atomes qui occupent typiquement de l'espace même s'ils sont extrêmement petits. Dans un gaz parfait, la collision ou l'impact entre les particules est dit élastique. En d'autres termes, il n'y a aucune énergie attrayante ou répulsive incluse dans la collision des particules. Comme il y a un manque d'énergie inter-particules, les forces cinétiques resteront inchangées dans les molécules de gaz. En revanche, les collisions de particules dans les gaz réels sont dites non-élastiques. Les gaz réels sont constitués de particules ou de molécules qui peuvent s'attirer très fortement par la dépense d'énergie répulsive ou de force attractive, tout comme la vapeur d'eau, l'ammoniac, le dioxyde de soufre, etc.

La pression est beaucoup plus grande dans le gaz parfait que dans la pression d'un gaz réel puisque les particules n'ont pas les forces d'attraction qui permettent aux molécules de retenir lorsqu'elles entrent en collision lors d'un choc. Par conséquent, les particules entrent en collision avec moins d'énergie. Les différences qui sont distinctes entre les gaz parfaits et les gaz réels peuvent être considérées plus clairement quand la pression sera élevée, ces molécules de gaz sont grandes, la température est basse, et quand les molécules de gaz extraient des forces d'attraction fortes.

PV = nRT est l'équation du gaz parfait. Cette équation est importante dans sa capacité à relier toutes les propriétés fondamentales des gaz. T représente la température et devrait toujours être mesurée en Kelvin. "N" représente le nombre de moles. V est le volume qui est habituellement mesuré en litres. P représente la pression dans laquelle il est habituellement mesuré en atmosphère (atm), mais peut également être mesuré en pascals.R est considéré comme une constante de gaz idéale qui ne change jamais. D'un autre côté, puisque tous les gaz réels peuvent être convertis en liquides, le physicien néerlandais Johannes van der Waals a proposé une version modifiée de l'équation du gaz idéal (PV = nRT):

(P + a / V2) (V - b) = nRT. La valeur de "a" est constante ainsi que "b", et devrait donc être déterminée expérimentalement pour chaque gaz.

SOMMAIRE:

1. Le gaz idéal n'a pas de volume défini alors que le gaz réel a un volume défini.

2. Le gaz idéal n'a pas de masse alors que le gaz réel a une masse.

3. La collision de particules de gaz idéales est élastique alors qu'elle n'est pas élastique pour le gaz réel.

4. Pas d'énergie impliquée lors de la collision de particules dans un gaz parfait. La collision de particules dans le gaz réel attire l'énergie.

5. La pression est élevée dans le gaz idéal par rapport au gaz réel.

6. Le gaz idéal suit l'équation PV = nRT. Le gaz réel suit l'équation (P + a / V2) (V - b) = nRT.