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190
l'effet d'un abaissement de température, peuvent entrer en interaction les unes avec les
autres. Les forces intermoléculaires ne sont alors plus négligeables et le gaz s'éloigne
du comportement parfait. On le dit« réel» et il obéit à une relation qu'on dérive de
l'équation des gaz parfaits de la façon suivante :
Gaz parfaits : P · V = n · R · T
Gaz réels : (P mesurée+ X)· (V mesuré - Y)= n · R · T
- La pression mesurée est réduite à cause des interactions entre particules qui diminuent
le nombre de chocs possibles de ces particules sur les parois du récipient. Par conséquent,
on doit l'implémenter d 'une quantité X afin de retrouver une grandeur analogue à celle
du gaz parfait.
- Comme le volume mesuré est celui du récipient dans lequel se trouve le gaz, il faut
prendre en compte le volume propre des particules et ce dernier doit être soustrait.
L'équation d'état des gaz réels, appelée équation de Van der Waals, prend la forme
suivante:
(P + ~; )-
- Le paramètre a est associé aux interactions entre particules de gaz.
- Le paramètre b est associé au volume propre des particules, aussi appelé covolume.
Notons qu'à température ambiante (25 °C) et dans des conditions normales de pression
(1 atm), on considère que la majorité des gaz obéissent à la loi des gaz parfaits.
•*"''•·······················Les mélanges gazeux
Dans un mélange de gaz, en l'absence de réactions chimiques, un gaz individuel n' influence pas la pression des autres gaz présents dans le mélange. Chaque gaz exerce la
même pression avant et après mélange.
La pression exercée par un gaz individuel (A) est appelée pression partielle (p A) .
La pression totale d'un mélange gazeux (PT) est égale à la somme des pressions
partielles de chacun des constituants du mélange. Cette loi est connue sous le nom de
loi de Dalton : PT= p A+ PB+ Pe + ...
Considérant que chaque gaz se comporte comme s'il était parfait, on obtient en
substituant :
PT= nA (R V T) + ns (Rv T) +ne (R V T) + ...
R ·T
R ·T
PT = (nA + nB +ne + ... ) . -V- = nr . -VÀ température et volume constants, la pression totale est déterminée par la quantité de
matière totale du mélange (nT).
Comme chaque gaz se comporte de façon indépendante, on peut encore écrire :
p
n · R · T · y-l
n
f' = A
1 = _A = X A
ou
PA = Xa . PT
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nr · R · T · v- ny
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autres. Les forces intermoléculaires ne sont alors plus négligeables et le gaz s'éloigne
du comportement parfait. On le dit« réel» et il obéit à une relation qu'on dérive de
l'équation des gaz parfaits de la façon suivante :
Gaz parfaits : P · V = n · R · T
Gaz réels : (P mesurée+ X)· (V mesuré - Y)= n · R · T
- La pression mesurée est réduite à cause des interactions entre particules qui diminuent
le nombre de chocs possibles de ces particules sur les parois du récipient. Par conséquent,
on doit l'implémenter d 'une quantité X afin de retrouver une grandeur analogue à celle
du gaz parfait.
- Comme le volume mesuré est celui du récipient dans lequel se trouve le gaz, il faut
prendre en compte le volume propre des particules et ce dernier doit être soustrait.
L'équation d'état des gaz réels, appelée équation de Van der Waals, prend la forme
suivante:
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- Le paramètre a est associé aux interactions entre particules de gaz.
- Le paramètre b est associé au volume propre des particules, aussi appelé covolume.
Notons qu'à température ambiante (25 °C) et dans des conditions normales de pression
(1 atm), on considère que la majorité des gaz obéissent à la loi des gaz parfaits.
•*"''•·······················Les mélanges gazeux
Dans un mélange de gaz, en l'absence de réactions chimiques, un gaz individuel n' influence pas la pression des autres gaz présents dans le mélange. Chaque gaz exerce la
même pression avant et après mélange.
La pression exercée par un gaz individuel (A) est appelée pression partielle (p A) .
La pression totale d'un mélange gazeux (PT) est égale à la somme des pressions
partielles de chacun des constituants du mélange. Cette loi est connue sous le nom de
loi de Dalton : PT= p A+ PB+ Pe + ...
Considérant que chaque gaz se comporte comme s'il était parfait, on obtient en
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Comme chaque gaz se comporte de façon indépendante, on peut encore écrire :
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