Comment change la pression d'un gaz parfait?

Le gaz idéal est un physiquemodèle de gaz. Ce modèle ne prend pratiquement pas en compte l'interaction des molécules entre elles. Il est utilisé pour décrire le comportement des gaz d'un point de vue mathématique. Ce modèle suppose les propriétés de gaz suivantes:

• la taille des molécules est plus grande que la distance entre les molécules;
• les molécules sont des balles rondes;
• Les molécules sont repoussées les unes des autres et des parois du récipient seulement après la collision. Les collisions sont parfaitement élastiques;
• les molécules se déplacent conformément aux lois de Newton.

Il existe plusieurs types de gaz parfaits:

• classique
• quantique (considère un gaz idéal dans des conditions d'abaissement de la température et d'augmentation de la distance entre molécules);
• dans le domaine gravitationnel (il considère les changements dans les propriétés d'un gaz idéal dans un champ gravitationnel).

Ci-dessous, nous considérerons le gaz idéal classique.

Comment déterminer la pression d'un gaz parfait?

La dépendance fondamentale de tous les gaz parfaits est exprimée à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron.

PV = (m / M) • RT [Formule 1]

où:

• P est la pression. Unité de mesure - Pa (Pascal)
• R = 8 314 est la constante de gaz universelle. L'unité de mesure est (J / mol • K)
• T est la température
• V est le volume
• m est la masse du gaz
• M est la masse molaire du gaz. L'unité de mesure est (g / mol).

P = nkT [formule 2]

La formule 2 montre que la pression d'un gaz parfait dépend de la concentration des molécules et de la température. Si l'on prend en compte les singularités d'un gaz parfait, alors n sera déterminé par la formule:

n = mNa / MV [formule 3]

où:

• N est le nombre de molécules dans le récipient
• N_un - Avogadro constant

En substituant la formule 3 à la formule 2, on obtient:

• PV = (m / M) Na kT [Formule 4]
• k * N_un = R [Formule 5]

La constante R est une constante pour une mole de gaz dans l'équation de Mendeleev-Clapeyron (rappelons qu'à pression et température constantes, 1 mole de gaz différents occupe le même volume).

Nous dérivons maintenant l'équation de pression pour un gaz parfait

m / M = ν [Formule 6]

• où ν - quantités de matière. L'unité de mesure est la taupe

On obtient l'équation de pression d'un gaz parfait, la formule est donnée ci-dessous:

P = νRT / V [Formule 7]

• où P est la pression. Unité de mesure - Pa (Pascal)
• R = 8 314 est la constante de gaz universelle. L'unité de mesure est (J / mol • K)
• T est la température
• V est le volume.

Comment la pression d'un gaz parfait va-t-elle changer?

En analysant l'égalité 7, on peut voir que la pression d'un gaz idéal est proportionnelle au changement de température et de concentration.

Dans l'état d'un gaz parfait, tous les paramètres dont il dépend sont possibles, et certains d'entre eux peuvent changer. Considérons les situations les plus probables:

• Processus isotherme Ce processus est caractérisé par le fait que la température à l'intérieur sera constante (T = const). Si l'on substitue une température constante dans l'équation 1, on voit que la valeur du produit P * V sera également constante.
  • PV = const [Formule 8]

L'équation 8 montre la relation entre le volumegaz et sa pression à température constante. Cette équation a été découverte au 17ème siècle par les expérimentateurs par les physiciens Robert Boyle et Edm Mariott. L'équation a été nommée en leur honneur par la loi de Boyle-Mariott.

• Processus isochore Dans ce procédé, le volume, la masse du gaz et sa masse molaire restent constants. V = const, m = const, M = const. Ainsi, nous obtenons la pression d'un gaz parfait. La formule est montrée ci-dessous:
  • P = P₀AT [Formule 9]
  • Où: P est la pression du gaz à la température absolue,
  • P₀ - la pression du gaz à une température de 273 ° K (0 ° C),
  • A est le coefficient de température de la pression. A = (1 / 273.15) K^-1

Cette dépendance a été découverte au XIXe siècle par le physicien expérimental Charles. Par conséquent, l'équation est le nom de son créateur - la loi de Charles.

Le processus isochore peut être observé si le gaz est chauffé à un volume constant.

• Processus isobare Pour ce procédé, la pression, la masse du gaz et sa masse molaire sont constantes. P = const, m = const, M = const. L'équation du processus isobare a la forme:
  • V / T = const ou V = V₀À [Formule 10]
  • où: V₀ - volume de gaz à une température de 273 ° K (0 ° C);
  • A = (1 / 273.15) K^-1.

Dans cette formule, le coefficient A agit comme un coefficient de température pour la dilatation volumétrique du gaz.

Cette dépendance a été découverte au 19ème siècle par le physicien Joseph Gay-Lussac. C'est pourquoi cette égalité porte son nom - la loi de Guy-Lussac.

Si l'on prend un flacon de verre relié à un tube dont l'ouverture est recouverte d'un liquide, et pour chauffer la structure, on peut observer le processus isobare.

Il est à noter que l'air à température ambiante a des propriétés similaires au gaz idéal.