Fizică Termodinamică
Diferenta intre gaz ideal si gaz real
Diferența principală dintre gazul ideal și gazul real este că gazul ideal urmează ecuația de stare PV = nRT în orice condiții, în timp ce gazul real se abate de la această comportare la presiuni mari și temperaturi scăzute. Gazul ideal presupune că moleculele nu au volum propriu și nu interacționează între ele, ceea ce nu e valabil pentru gazele reale. Aceste abateri sunt explicate prin factorul de compresibilitate sau ecuații precum Van der Waals.
Caracteristicile gazului ideal
- Ecuația de stare PV = nRT, unde P este presiunea, V volumul, n numărul de moli, R constanta universală a gazelor (8,31 J/mol·K), și T temperatura în Kelvin.
- Ipotezele modelului Moleculele sunt punctiforme (volum neglijabil) și nu există forțe de interacțiune între ele, ci doar ciocniri perfect elastice.
- Aplicabilitate Aproximativ corect la presiuni joase și temperaturi ridicate, cum ar fi aerul în condiții normale.
Caracteristicile gazului real
- Abateri de la idealitate La presiuni mari, volumul moleculelor devine semnificativ, iar la temperaturi scăzute, forțele intermoleculare (atractive sau repulsive) afectează comportamentul.
- Ecuații corective Ecuația Van der Waals: (P + a(n/V)^2)(V - nb) = nRT, unde a și b sunt constante specifice gazului, corectând pentru forțe și volum.
- Exemplu numeric Pentru oxigen (O2), a ≈ 0,138 Pa·m^6/mol^2 și b ≈ 3,18×10^-5 m^3/mol; la P = 10^5 Pa și T = 300 K, volumul real diferă cu circa 0,1% față de cel ideal.
Pentru probleme simple, folosește gazul ideal; pentru condiții extreme, consideră gazele reale cu ecuații precum Van der Waals.