3 exemples de gaz parfaits : dans quelles circonstances :

Dans cet article, des exemples de gaz parfaits et des exemples de gaz parfaits seront discutés. Les exemples de gaz parfaits sont basés sur la loi des gaz parfaits. Mais dans la vie pratique, le gaz parfait n'est pas présent dans l'univers.

3+ exemples de gaz parfaits sont énumérés ci-dessous,

• Exemple 1
• Exemple 2
• Exemple 3

Exemple 1:-

Calculez la quantité de densité pour l'azote gazeux à la pression de 256 Torr et à une température de 25 degrés centigrades.

Solution: - Les données données sont,

P = 256 Torr = 256 Torr x 1 atm/760 Torr = 0.3368 atm

V = ?

T = (25 + 273)K = 298K

n = ?

Maintenant, nous appliquons la formule du gaz parfait,

PV = nRT ………. équi (1)

Ainsi, nous pouvons également écrire la densité est,

ρ = m/v ………. équi (2)

Où,

ρ = Densité du gaz parfait

m = Masse du gaz parfait

v = Volume du gaz parfait

Maintenant, m = M x n ………. équation (3)

Où,

m = Masse

M = masse molaire

n = grains de beauté

De l'équation (2) et de l'équation (3) nous obtenons,

ρ = m/v …… (4)

En arrangeant l'eqn (2) et l'eqn (3) nous obtenons,

ρ = M xn/V ……eqn(5)

ρ/M = n/V……éqn(6)

En appliquant maintenant l'équation du gaz parfait,

PV = nRT

n/V =ρ /M ……éqn(7)

n/V = P/RT ……éqn(8)

De l'équation (6) et de l'équation (8) nous obtenons,

ρ/M} = P/RT ……éqn(9)

Isoler la densité,

ρ = PM/RT……éqn(10)

ρ = (0.3368 atm)(2 x 14.01 gramme/mol)/(0.08206 L*atm*mol^-1*K^-1 )(298 Ko)

ρ = 0.3859 gramme / mol

La quantité de densité pour l'azote gazeux à la pression de 256 Torr et à une température de 25 degrés centigrades est de 0.3859 gramme / mol.

Exemple 2:-

Un récipient rempli de gaz néon. La quantité de néon dans le récipient est de 5.00 litres lorsque la température est de 26 degrés centigrades à 750 mm Hg. Une vapeur de dioxyde de carbone est maintenant ajoutée au récipient. La quantité de dioxyde de carbone ajoutée au récipient est de 0.627 gramme.

Déterminez maintenant ces facteurs,

Pression partielle pour Neon en atm.

Pression partielle pour le dioxyde de carbone en atm.

Pression totale présente dans le récipient.

Solution: - Les données données sont,

P = 750 mm Hg -> 1.01 atm

V = 5.00 litres

T = (26 + 273)K= 299K

n_ne =?

n_co2 =?

Pour le dioxyde de carbone, le nombre de moles est,

n_co2 = 0.627 gramme de CO₂ = 1 mol/44 gramme = 0.01425 mol CO₂

Maintenant, pour Neon, le nombre de taupes est,

n_Ne= 0.206 mole de Ne

Avant d'ajouter le dioxyde de carbone au récipient, nous ne pouvons obtenir que la pression du néon. Alors le pression partielle pour le néon est certainement la quantité de pression est déjà discutée en question.

Maintenant pour le dioxyde de carbone,

En utilisant l'équation de l'équation des gaz parfaits, nous pouvons écrire,

Pour le dioxyde de carbone et la température du néon, le volume et la constante de gaz restent les mêmes.

Alors,

1.01 atm/0.206 mol Ne = P_CO2/0.01425 mol CO₂

P_CO2 = 0.698 atm

Pression totale,

P_{la totalité de votre cycle de coaching doit être payée avant votre dernière session.} = P_Ne + _CO2

P_{la totalité de votre cycle de coaching doit être payée avant votre dernière session.}= 1.01 atm + 0.698 atm

P_{la totalité de votre cycle de coaching doit être payée avant votre dernière session.} = 1.708 atm

La pression partielle pour Neon est de 1.01 atm.

Pression partielle pour le dioxyde de carbone 0.698 atm.

La pression totale présente dans le conteneur est de 1.708 atm.

Exemple 3:-

Déterminez la quantité de volume.

Dans un récipient en verre, du gaz carbonique est présent. La température du gaz carbonique est de 29 degrés centigrades, la pression est de 0.85 atm et la masse du gaz carbonique est de 29 grammes.

Solution: - Les données données sont,

P = 0.85 atm

m = 29 grammes

T = (273 + 29)K = 302K

La forme mathématique du gaz parfait est,

PV = nRT ……..éqn (1)

Où,

P = Pression pour le gaz parfait

V = Volume pour le gaz parfait

n = nombre molaire du gaz parfait

R = Constante universelle des gaz pour le gaz parfait

T = Température pour le gaz parfait

Si dans une matière M désignée comme masse molaire et masse d'une matière désignée par m alors le nombre total de moles pour cette matière particulière peut être exprimé s,

n = m/M ……..équation (2)

Combinez les ……..eqn (1) et ……..eqn (2) nous obtenons,

PV = mRT/M ……..éqn (3)

Nous savons que la valeur de la masse molaire du dioxyde de carbone est,

M = 44.01 gramme/mole

De l'équation (3) nous pouvons écrire,

V = mRT/M = 29 grammes x 0.0820574 L*atm*mol^-1*K^-1 x 302/44.01 gramme/mol x 0.85 atm

V = 19.21 litres

Dans un récipient en verre, du gaz carbonique est présent. La température du gaz carbonique est de 29 degrés centigrades, la pression est de 0.85 atm et la masse du gaz carbonique est de 29 grammes. Ensuite, la quantité de volume est de 19.21 litres.

Gaz réel vs gaz parfait :

Les gaz idéaux suivent la loi du gaz dans une condition constante particulière, mais le gaz réel ne suit pas la loi du gaz dans une condition constante particulière. Dans la vie pratique, le gaz idéal n'existe pas, mais le vrai gaz existe.

Les principaux points sont tirés de la différence entre le gaz réel et le gaz parfait,

Découvrez notre article sur Processus isotherme : c'est tout Faits importants avec 13 FAQ

Foire aux questions :-

Question: - Déduire les limites du gaz parfait.

Solution: - Les limites du gaz parfait sont énumérées ci-dessous,

• Le gaz idéal ne peut pas fonctionner à haute densité, basse température et haute pression
• Gaz parfait non applicable pour les gaz lourds
• Gaz parfait non applicable forces intermoléculaires fortes.

Découvrez notre article sur Pression manométrique : ses propriétés importantes avec 30 FAQ

Question: - Notez les hypothèses sur le gaz parfait.

Solution: - En fait, dans notre environnement, le gaz parfait n'est pas présent. La loi des gaz parfaits est une équation simple par laquelle nous pouvons comprendre la relation entre les pressions, le volume et la température des gaz.

Les hypothèses sur le gaz parfait sont énumérées ci-dessous,

• Les particules de gaz du gaz parfait ont un volume négligeable.
• La taille des particules de gaz du gaz parfait est égale et elles n'ont pas de force intermoléculaire.
• Les particules de gaz du gaz parfait suivent la loi du mouvement de Newton.
• Il n'y a pas de perte d'énergie.
• Les particules de gaz du gaz parfait ont une collision élastique.

Question: - Dérivez l'équation de forme différente pour le gaz parfait.

Solution: - La formule des gaz parfaits est en fait une combinaison de la loi de Boyle, de la loi d'Avogadro, de la loi de Charle et de la loi de Gay Lussac.

L'équation de forme différente pour le gaz parfait est brièvement résumée ci-dessous,

Forme courante de gaz parfait :

PV = nRT = nk_bN_AT = Nk_BT

Où,

P = Pression pour le gaz parfait mesurée en Pascal

V = Volume pour le gaz parfait mesuré en mètre cube

 n = Le total de gaz parfait qui est mesuré en moles mesuré en mole

R = Constante de gaz pour le gaz parfait dont la valeur est 8.314 J/K.mol = 0.0820574 L*atm*mol^-1*K^-1

T = Température pour le gaz parfait mesuré en Kelvin

N = Le nombre total de molécules de gaz parfait

k_b = Constante de Boltzmann pour le gaz parfait

N_A = Constante d'Avogadro

Forme molaire du gaz parfait :

Pv = Rspécifique T

P = Pression pour le gaz parfait

v = Volume spécifique pour le gaz parfait

Rspecific = Constante de gaz spécifique pour le gaz parfait

T = Température pour le gaz parfait

Forme statistique du gaz parfait :

P = k_b/μm_μρT

Où,

P = Pression pour le gaz parfait

k_b = Constante de Boltzmann pour le gaz parfait

μ= Masse partielle moyenne pour le gaz parfait

m_μ = Constante de masse atomique pour le gaz parfait

ρ = Densité pour le gaz parfait

T = Température pour le gaz parfait

Loi des gaz combinés :-

PV/T = k

P = pression

V = volume

T = Température

k = Constante

Lorsque la même matière présente deux conditions différentes à ce moment-là, nous pouvons écrire,

P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂

Question: -Déduire la loi de Boyle.

Solution: - La loi de Boyle est une loi des gaz. La loi des gaz de Boyle dérive que la pression exercée par une substance gazeuse (d'une masse donnée, maintenue à une température constante) est inversement proportionnelle au volume qu'elle occupe.

En d'autres termes, la pression et le volume d'un gaz sont indirectement proportionnels l'un à l'autre à la température et la quantité de gaz est maintenue constante. 

La loi des gaz de Boyle peut être exprimée mathématiquement comme suit :

P₁V₁ = P₂V₂

Où,

P₁ = La pression initiale exercée par la substance gazeuse

V₁ = Le volume initial occupé par la substance gazeuse

P₂ = La pression finale exercée par la substance gazeuse

V₂ = Le volume final occupé par la substance gazeuse

Cette expression peut être obtenue à partir de la relation pression-volume suggérée par la loi de Boyle. Pour une quantité fixe de gaz maintenue à une température constante, PV = k. Donc,

P₁V₁= k (pression initiale x volume initial)

P₂V₂ = k (pression finale x volume final)

∴P₁V₁ = P₂V₂

Selon la loi de Boyle, toute modification du volume occupé par un gaz (à quantité et température constantes) entraînera une modification de la pression exercée par celui-ci.