Gaz réels: écart par rapport à l'idéalité

Le terme «gaz réels» chez les chimistes et les physiciens est habituellement appelé de tels gaz, dont les propriétés dépendent le plus directement de leur interaction intermoleculaire. Bien que dans n'importe quel livre de référence spécialisé, on puisse lire qu'une mole de ces substances dans des conditions normales et stables occupe un volume d'environ 22,41108 litres. Une telle affirmation n'est valable que pour les gaz dits «idéaux», pour lesquels, selon l'équation de Clapeyron, les forces d'attraction mutuelle et de répulsion des molécules n'agissent pas, et le volume occupé par ce dernier est négligeable.

Bien sûr, de telles substances n'existent pas dans la nature, donc tous ces arguments et ces calculs ont une orientation purement théorique. Mais les vrais gaz, qui s'écartent dans une certaine mesure des lois de l'idéalité, se rencontrent très souvent. Entre les molécules de ces substances, il existe toujours des forces d'attraction mutuelle, d'où il s'ensuit que leur volume diffère quelque peu du modèle parfait dérivé. Et tous les gaz réels ont différents degrés de déviation par rapport à l'idéalité.

Mais ici, nous pouvons voir une tendance très claire: plus le point d'ébullition de la substance approche de zéro degrés Celsius, plus cette connexion sera forte du modèle idéal. L'équation de l'état du gaz réel, qui appartient au physicien néerlandais Johannes Diederik van der Waals, a été dérivée par lui en 1873. Dans cette formule, ayant la forme (p + n ² a / V ² ) (V – nb) = nRT, deux corrections très importantes sont introduites par rapport à l'équation de Clapeyron (pV = nRT), déterminée expérimentalement. Le premier prend en compte les forces de l'interaction moléculaire, influencées non seulement par le type de gaz, mais aussi par son volume, sa densité et sa pression. La seconde correction détermine la masse moléculaire de la substance.

Le rôle le plus important que ces ajustements acquièrent à des pressions élevées sur le gaz. Par exemple, pour l'azote à un taux de 80 atm. Les calculs seront différents de l'idéalité d'environ cinq pour cent, et avec une augmentation de la pression à quatre cents atmosphères, la différence atteindra cent pour cent. Il s'ensuit que les lois d'un modèle de gaz idéal sont très approximatives. La déviation d'eux est à la fois quantitative et qualitative. Le premier se manifeste par le fait que l'équation de Clapeyron est satisfaite pour toutes les substances gazeuses réelles très approximativement. Les retraites de nature qualitative sont beaucoup plus profondes.

Les gaz réels peuvent être complètement transformés en un état global liquide et solide , ce qui serait impossible s'ils suivaient strictement l'équation de Clapeyron. Les forces intermoleculaires agissant sur de telles substances conduisent à la formation de divers composés chimiques. Ceci est à nouveau impossible dans le système de gaz idéal théorique. Les liaisons ainsi formées sont appelées liaisons chimiques ou liaisons de valence. Dans le cas où le gaz réel est ionisé, les forces de l'attraction Coulomb commencent à se manifester, ce qui détermine le comportement, par exemple, du plasma, qui est une substance ionisée quasi neutre. Ceci est particulièrement vrai à la lumière du fait que la physique des plasmas aujourd'hui est une vaste discipline scientifique en développement rapide, qui a une application extrêmement large dans l'astrophysique, la théorie de la propagation des signaux d'onde radio, dans le problème des réactions nucléaires et thermonucléaires contrôlées .

Les liaisons chimiques dans les gaz réels par leur nature pratiquement ne diffèrent pas des forces moléculaires. Les deux, dans leur ensemble, se limitent à l'interaction électrique entre les charges élémentaires, dont la structure atomique et moléculaire entière de la matière est construite. Cependant, une compréhension complète des forces moléculaires et chimiques n'est possible qu'avec l'avènement de la mécanique quantique.

Il vaut la peine de reconnaître que tous les états de la matière compatibles avec l'équation du physicien néerlandais ne peuvent être réalisés en pratique. Pour cela, un facteur de stabilité thermodynamique est également nécessaire. L'une des conditions importantes pour une telle stabilité de la substance est que l'équation de pression isotherme doit respecter strictement la tendance à réduire le volume total du corps. En d'autres termes, à mesure que la valeur de V augmente, toutes les isothermes du gaz réel doivent être abaissées régulièrement. Pendant ce temps, sur les parcelles isotérmiques de Van der Waals en dessous de la température de température critique, des zones en hausse sont observées. Les points situés dans de telles zones correspondent à l'état instable de la substance, qui en pratique ne peut être réalisé.