L'équation de van der Waals est une équation d'état qui corrige deux propriétés des gaz réels: le volume exclu des particules de gaz et les forces d'attraction entre les molécules de gaz. L'équation de van der Waals est souvent présentée comme suit: (P+an2V2)(V−nb)=nRT (P + a n 2 V 2) (V − n b)=n R T.
Le gaz réel obéit-il à l'équation de Vanderwaal ?
Si les constantes 'a' et 'b' sont petites, les termes aV2 et b peuvent être négligés par rapport à P et V. L'équation se réduit à PV=RT. Par conséquent, un gaz réel ressemblera à un gaz parfait lorsque les constantes 'a' et 'b' sont petites. Donc, la bonne réponse est "Option A".
Faut-il utiliser l'équation de van der Waals pour le gaz ?
L'équation de Van der Waals est particulièrement utile dans notre effort pour comprendre le comportement des gaz réels, car elle incarne une image physique simple de la différence entre un gaz réel et un gaz parfait. En dérivant la loi de Boyle des lois de Newton, nous supposons que les molécules de gaz n'interagissent pas entre elles.
Les gaz réels sont-ils soumis à des forces intermoléculaires ?
Les gaz réels sont soumis aux effets de volume moléculaire (force de répulsion intermoléculaire) et aux forces d'attraction intermoléculaires. Le comportement d'un gaz réel se rapproche de celui d'un gaz parfait lorsque la pression s'approche de zéro.
Le PV nRT s'applique-t-il aux gaz réels ?
Pour un gaz parfait, pV=nRT. … Pour gaz réels, pV n'est pas égal à nRT, et donc la valeur sera quelque chosedifférent. Le terme pV / nRT est appelé facteur de compression. Les graphiques ci-dessous montrent comment cela varie pour l'azote lorsque vous modifiez la température et la pression.
