Różnica między gazem idealnym a gazem rzeczywistym

IDEALNY GAZ vs PRAWDZIWY GAZ

Stany materii są ciekłe, stałe i gazowe, które można rozpoznać po ich kluczowych cechach. Ciała stałe mają silny skład przyciągania molekularnego, nadając im określony kształt i masę, ciecze przyjmują formę pojemnika, ponieważ cząsteczki poruszają się, co odpowiada sobie nawzajem, a gazy są rozpraszane w powietrzu, ponieważ cząsteczki poruszają się swobodnie. Charakterystyka gazów jest bardzo wyraźna. Istnieją gazy, które są wystarczająco silne, aby reagować z inną materią, są nawet z bardzo silnym zapachem, a niektóre mogą być rozpuszczone w wodzie. Tutaj będziemy mogli zauważyć pewne różnice między gazem idealnym a gazem rzeczywistym. Zachowanie prawdziwych gazów jest bardzo złożone, podczas gdy zachowanie idealnych gazów jest znacznie prostsze. Zachowanie prawdziwego gazu może być bardziej namacalne poprzez pełne zrozumienie zachowania gazu doskonałego.

Ten idealny gaz można uznać za „masę punktową”. Oznacza to po prostu, że cząsteczka jest wyjątkowo mała, a jej masa jest prawie zerowa. Dlatego cząstka gazu idealnego nie ma objętości, podczas gdy cząsteczka gazu rzeczywistego ma rzeczywistą objętość, ponieważ gazy rzeczywiste składają się z cząsteczek lub atomów, które zwykle zajmują trochę miejsca, nawet jeśli są bardzo małe. W gazie idealnym kolizja lub uderzenie między cząstkami są elastyczne. Innymi słowy, podczas zderzenia cząstek nie ma ani energii przyciągającej, ani odpychającej. Ponieważ brakuje energii międzycząsteczkowej, siły kinetyczne pozostaną niezmienione w cząsteczkach gazu. Natomiast zderzenia cząstek w prawdziwych gazach uważa się za nieelastyczne. Gazy rzeczywiste składają się z cząstek lub cząsteczek, które mogą bardzo silnie się przyciągać wydatkiem energii odpychającej lub siły przyciągającej, podobnie jak para wodna, amoniak, dwutlenek siarki itp..

Ciśnienie gazu doskonałego jest znacznie wyższe w porównaniu z ciśnieniem gazu rzeczywistego, ponieważ cząsteczki nie mają sił przyciągających, które umożliwiają cząsteczkom zatrzymanie się, gdy zderzą się przy uderzeniu. Stąd cząstki zderzają się z mniejszą energią. Różnice między gazami idealnymi a gazami rzeczywistymi można wyraźnie rozróżnić, gdy ciśnienie będzie wysokie, cząsteczki gazu są duże, temperatura jest niska, a gdy cząsteczki gazu wyrażają silne siły przyciągania.

PV = nRT jest równaniem gazu doskonałego. To równanie jest ważne ze względu na jego zdolność do łączenia wszystkich podstawowych właściwości gazów. T oznacza temperaturę i zawsze należy ją mierzyć w kelwinach. „N” oznacza liczbę moli. V to objętość, którą zwykle mierzy się w litrach. P oznacza ciśnienie, w którym zwykle jest mierzone w atmosferach (atm), ale może być również mierzone w paskalach. R jest uważana za idealną stałą gazu, która nigdy się nie zmienia. Z drugiej strony, ponieważ wszystkie prawdziwe gazy można przekształcić w ciecze, holenderski fizyk Johannes van der Waals opracował zmodyfikowaną wersję równania gazu doskonałego (PV = nRT):

(P + a / V2) (V - b) = nRT. Wartość „a” jest stała, a także „b”, dlatego należy ją eksperymentalnie określić dla każdego gazu.

STRESZCZENIE:

1. gaz idealny nie ma określonej objętości, podczas gdy gaz rzeczywisty ma określoną objętość.

2. Gaz ziemny nie ma masy, podczas gdy gaz rzeczywisty ma masę.

3. Kolizja cząsteczek gazu doskonałego jest elastyczna, ale nieelastyczna dla gazu rzeczywistego.

4. Brak energii zaangażowanej podczas zderzenia cząstek w gazie idealnym. Zderzenie cząstek w prawdziwym gazie przyciąga energię.

5. Ciśnienie gazu doskonałego jest wysokie w porównaniu z gazem rzeczywistym.

6. Gaz ziemny jest zgodny z równaniem PV = nRT. Gaz rzeczywisty jest zgodny z równaniem (P + a / V2) (V - b) = nRT.