Gaz parfait

[for-the-best]

Bonsoir,

J'ai quelques questions à poser:

-Pour définir un gaz parfait, on dit que le choc entre les particules est élastique
(chose que je n'ai pas compris).
-On dit aussi que les particules constituant le gaz sont de faible dimension par rapport à la distance qui les sépare (existe vraiment ce cas là???)

Et merci.

[C.Ret]

Bonjour,

Ce qu'il faut comprendre avant toutes choses c'est que la notion de "gaz parfait" est une notion macroscopique. C'est à dire que dans des conditions standards, assez plutôt proche des conditions usuelles d'utilisation des gaz, le comportement physique des mélanges gazeux suit des lois simples et relativement homogènes d'un gaz à l'autre.

Il est donc bien pratique et pragmatique de considérer dans la plupart des applications que le gaz manipulé est un "gaz parfait". Cela permet de dimensionner convenablement les installations, anticiper sur le comportement du gaz en fonction de la température, des changement de pression, prévoir le volume nécessaire pour les gazoducs et autres réservoirs...

D'où le modèle des gaz parfait qui permet de réaliser la majorité des opérations concernant des gaz depuis la fin du XVIIIème siècle.


Evidemment, à l'époque de l'atome et des nanotechnologies, cette approche macroscopique et uniformatrice se heurte à d'autres interprétations et modèles physico-chimiques. Modèles qui sont tout de même moins pratiques à utiliser ou adapter et qui donc ne constituent pas un progrès technologique contrairement aux lois du XIXème siècle qui bien que non rigoureuses (c'est précisé dans leur propre énoncé même) sont bien pratiques, pragmatiques et expliquent de nombreux progrès techniques ou technologiques depuis plus de 200 ans.




Concernant "les chocs élastiques" au sein d'un gaz parfait; ce n'est pas cela qui définit un gaz parfait. Mais c'est une conséquence du postula de base; si l'on considère notre mélange gazeux comme étant suffisamment proche d'un "gaz parfait", alors il faut bien admettre que l'énergie interne de celui-ci se conserve à température, pression et volume constant.

Mais l'on sait d'après d'autre modèle physique que le mélange gazeux est constitué de particules qui entrent en collision; il ne peut donc s'agir que de chocs élastiques car s'il y avait inélasticité, il y aurait transfert d'énergie interne ce qui n'arrive en réalité (dans les modèles macroscopiques) que s'il y a réaction.
Or en cas de réaction, la chimie nous apprend qu'il ne s'agit plus d'un mélange mais d'une réaction (ou d'une transformation) et dans ces conditions on ne peux plus parler de "gaz parfait" simplement par le fait que le nombre de mole évolue et donc l'équilibre parfait évolue même à pression, température ou volume constant.

Concrètement, on utilise parfois cet argument pour expliquer l'écart d'un mélange de gaz avec l'état supposé parfait en expliquant justement que le mélange n'est pas "stable", qu'il réagit; soit les constituant du gaz entre-eux, soit par réaction avec les parois du contenant ou des impuretés...
Mais, là on a une approche qui n'est plus celle gouvernant la notion de "gaz parfait".




Concernant le volume molaire gazeux; l'approximation est tout à fait justifiée. Il suffit pour s'en rendre compte de s'amuser à calculer le rapport volumique entre le volume V occupé par un gaz supposé parfait et le volume occupé par les particules élémentaires du gaz.
Par exemple en considérant qu'une molécule de gaz n'occupe que le volume décrit par le rayon de van der Waals. C'est une approximation de la taille des molécules qui fonctionne bien pour expliquer les réactions chimiques.

Pour le dioxygène (ou le diazote), le rayon de van der Waals est de 1.201 Å (respectivement 1.905 Å). Où Å désigne l'Angström soit 10^-10 m)

Comparer le volume à partir de ce rayon moléculaire moyen et le comparer aux 22.414 l du volume molaire standard donne une idée du "vide" qu'il y a dans un gaz et permet de justifier l'affirmation :
les particules élémentaires du gaz sont de faible dimension par rapport à la distance qui les sépare .

[for-the-best]

Très grand merci, je trouve la réponse vraiment intéressante.