Une autre devinette de physique

De la mécanique au nucléaire, nos physiciens sont à l'écoute
Dominique Lefebvre
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par Dominique Lefebvre » 09 Oct 2008, 09:31

Rain' a écrit:D'ailleurs une question que je me posais. Quand on fait une dérivée partielle par rapport à une variable en maths, on considère toutes les autres variables comme constantes, donc ici pourquoi le repréciser si ce n'est pour rappeler de quelles variables dépendent la fonction initiale ?

En gros le Image mathématique c'est le Image en physique.

Mais quelle est l'utilité de rappeler V et N ?

Bonjour,
Les petites manies des physiciens ! Bien sur cette écriture est redondante en mathématique. En physique, cela permet de rappeler qu l'on travaille à volume constant et quantité de matière constate, en fixant bien la signification physique de la chose. Mais tu as raison, il est mathématiquement inutile de le préciser...
Tu aurais aussi pu me faire remarquer que l'utilisation d'une dérivée partielle en physique n'est peut être pas aussi rigoureuse que souhaitable en math...



Dominique Lefebvre
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par Dominique Lefebvre » 09 Oct 2008, 09:34

Benjamin631 a écrit:Si tu n'as pas assez de particules, on retombe sur un problème de définition de température de toute façon. PV=nRT reste une loi macroscopique. Je pensais plutôt au problème inverse, que se passe-t-il si la pression augmente ?

Bonjour,
C'est aussi à cela que je pensais... Mais on peut aussi parler de la nature des "particules" du modèle... Peut-être que ces "particules", ces billes, ne sont-elles pas aussi neutres dans leurs interactions?

Benjamin
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par Benjamin » 09 Oct 2008, 11:51

Dominique Lefebvre a écrit:Bonjour,
C'est aussi à cela que je pensais... Mais on peut aussi parler de la nature des "particules" du modèle... Peut-être que ces "particules", ces billes, ne sont-elles pas aussi neutres dans leurs interactions?

Je pensais à ça aussi ;), mais à force, on va donner toutes les réponses lol.

Euler911
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par Euler911 » 09 Oct 2008, 20:44

Bonsoir,

On en est où au juste?

Loi des gaz parfaits?

Dominique Lefebvre
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par Dominique Lefebvre » 10 Oct 2008, 00:51

Euler911 a écrit:Bonsoir,

On en est où au juste?

Loi des gaz parfaits?

ce qui revient à dire : qu'est-ce qu'un gaz parfait ? Quelles sont les approximations et simplifications qui se cachent derrière ce terme?

Benjamin
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par Benjamin » 16 Oct 2008, 16:40

Je ressors ce topic, parce qu'on n'a pas fait le tour du problème en fait... Quelles différences entre gaz réel et gaz parfait, pourquoi la loi PV=nRT n'est plus valable dans certaines conditions ?

Benjamin
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par Benjamin » 20 Oct 2008, 20:18

Bon, puisque apparemment ça n'intéresse plus personne, je donne la réponse pour ceux que ça intéresse.
Séparons l'aspect macroscopique et microscopique.

Macroscopiquement, soit une mole de gaz. On se rend compte qu'à température fixée, et quelque soit la nature de gaz, , constante identique pour tous les gaz, et fonction de la température seule. Pour le gaz parfait, PV=A pour toute pression P. L'expérience montre que sur [0;2bar], l'écart relatif entre le gaz parfait et le gaz réel est de l'ordre ou inférieur à 1%. Pour un gaz réel, au fur et à mesure que la pression augmente, le produit PV diminue ou augmente à partir de cette valeur A.
Nous venons de voir que cette constante A ne dépend que de la température. D'où l'idée qu'ont eue les physiciens de se servir de cette constante comme une grandeur thermométrique. Elle est à la base du thermomètre à gaz. Par définition, toujours en prenant une mole de gaz, la température légale est définie par la relation , où R est la constante des gaz parfait.

Microscopiquement maintenant. Un gaz parfait est constitué de molécules ponctuelles sans intéractions entre elles. Ce sont les 2 points simplificateur d'un gaz parfait. Le gaz réel se comporte différemment : les molécules ont un volume propre (le covolume) et il y a des interactions attractives entre molécules dans l'état gazeux (forces de Van der Walls). On voit ici le pourquoi du résultat macroscopique : quand la pression augmente, c'est que les molécules sont de plus en plus proches les unes des autres, et ainsi, les forces de Van der Walls gagne en importance et la place qu'occupe les molécules ne peut plus être ignorée.
Pour décrire le gaz, on utilise alors l'équation d'état de Van der Walls, qui prend en compte la double correction du volume propre des molécules et d'intéractions attractives entre molécules.
Pour une mole de molécules, , où a et b sont deux constantes caractéristiques de la nature du gaz, et R la constante de gaz parfait.
b est donc le covolume : caractérise le volume propre d'une mole de molécules quand elles sont en contact : .
a/V² est la correction apportée du fait des forces d'intéractions de Van der Walls.

Finalement, pour tous gaz réels, quand P tend vers 0, on retrouve le comportement limite de gaz parfait puisque plus d'intéractions, et le volume des molécules n'a plus d'importance : pour une mole,

Dominique Lefebvre
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par Dominique Lefebvre » 20 Oct 2008, 20:27

Bonsoir,

Tiens, à ce propos, une petite question... Pourquoi observe-t-on un comportement différent entre un gaz atomique et un gaz moléculaire? Question en rapport avec une simplification faite dans le cadre de la loi des gaz parfaits...

Babe
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par Babe » 21 Oct 2008, 12:21

peut etre les liaisons des atomes qui forme la molécule y sont pour quelque chose ?

Dominique Lefebvre
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par Dominique Lefebvre » 21 Oct 2008, 13:07

Babe a écrit:peut etre les liaisons des atomes qui forme la molécule y sont pour quelque chose ?

Salut Babe,
En quelque sorte oui... Il faut se souvenir des hypothèses de construction en théorie cinétique des gaz parfaits. Il y en a une qui passe souvent à l'as et qui pourtant n'est pas valable pour des gaz moléculaires...

 

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