3 • Propriétés
des corps purs
99
3.3 Les gaz à un constituant
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
3.3.2 Les gaz réels
Dans le diagramme entropique de l’argon (Figure 3.9), on distingue plusieurs zones séparées par une courbe en cloche. En dessous de cette
courbe en cloche, se trouve une zone de coexistence des deux phases
(liquide et vapeur) alors qu’à l’extérieur de cette courbe et en dessous de
la température critique (correspondant au sommet de la cloche), on a le
gaz vers les basses pressions (à droite sur la figure) et le liquide vers les
fortes pressions (à gauche sur la figure). Très au-dessus du point critique, on a le gaz et, juste au-dessus du point critique, se situe la zone du
fluide supercritique. Sur la figure 3.9, on note que, dans le domaine de
température et de pression considéré, les isenthalpes sont très inclinées,
ce qui témoigne que l’enthalpie n’est pas une fonction de la seule température mais varie avec la pression. Le gaz n’est donc pas un gaz parfait
dans ce domaine de température et de pression. En revanche, si l’on
allait vers des températures plus élevées, les isenthalpes deviendraient
proches d’horizontales, ce qui serait la preuve que le gaz se rapprocherait
d’un gaz parfait.
I Équations d’état
Jusqu’à présent, nous avons utilisé l’équation d’état des gaz parfaits, mais
il faut reconnaître que la loi de Mariotte-Gay-Lussac ne s’applique aux
gaz ou aux vapeurs que dans un domaine limité de pression et de température. Dans la pratique, le rapport
, appelé facteur de compressibilité et noté z – et qui est égal à 1 pour les gaz parfaits – est le plus souvent
inférieur à 1 (Figure 3.10) :
[3.38]
il n’y a qu’à très haute température que l’inégalité s’inverse.
Dans la mesure où la connaissance de l’état des fluides est indispensable
pour décrire l’évolution des systèmes thermodynamiques, il n’est pas
surprenant que beaucoup d’efforts aient été consacrés à la recherche
d’équations d’état pouvant s’appliquer à tous les fluides.
Pv
rT
1
Pv
z
rT
=
<
des corps purs
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3.3 Les gaz à un constituant
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
3.3.2 Les gaz réels
Dans le diagramme entropique de l’argon (Figure 3.9), on distingue plusieurs zones séparées par une courbe en cloche. En dessous de cette
courbe en cloche, se trouve une zone de coexistence des deux phases
(liquide et vapeur) alors qu’à l’extérieur de cette courbe et en dessous de
la température critique (correspondant au sommet de la cloche), on a le
gaz vers les basses pressions (à droite sur la figure) et le liquide vers les
fortes pressions (à gauche sur la figure). Très au-dessus du point critique, on a le gaz et, juste au-dessus du point critique, se situe la zone du
fluide supercritique. Sur la figure 3.9, on note que, dans le domaine de
température et de pression considéré, les isenthalpes sont très inclinées,
ce qui témoigne que l’enthalpie n’est pas une fonction de la seule température mais varie avec la pression. Le gaz n’est donc pas un gaz parfait
dans ce domaine de température et de pression. En revanche, si l’on
allait vers des températures plus élevées, les isenthalpes deviendraient
proches d’horizontales, ce qui serait la preuve que le gaz se rapprocherait
d’un gaz parfait.
I Équations d’état
Jusqu’à présent, nous avons utilisé l’équation d’état des gaz parfaits, mais
il faut reconnaître que la loi de Mariotte-Gay-Lussac ne s’applique aux
gaz ou aux vapeurs que dans un domaine limité de pression et de température. Dans la pratique, le rapport
, appelé facteur de compressibilité et noté z – et qui est égal à 1 pour les gaz parfaits – est le plus souvent
inférieur à 1 (Figure 3.10) :
[3.38]
il n’y a qu’à très haute température que l’inégalité s’inverse.
Dans la mesure où la connaissance de l’état des fluides est indispensable
pour décrire l’évolution des systèmes thermodynamiques, il n’est pas
surprenant que beaucoup d’efforts aient été consacrés à la recherche
d’équations d’état pouvant s’appliquer à tous les fluides.
Pv
rT
1
Pv
z
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