gaz parfait
Bonjour,
Depuis longtemps j'utilise l'équation des gaz parfaits « pv=nRT », je me demande s'il existe des situations où le gaz n'est pas parfait, des situations où l'on ne peut utiliser l'équation.
Gaz parfait = gaz dans une situation idéale mais bon, on la juge toujours idéale???
Merci à tous et bonne journée!
oui bien sur, dès que les molécules de gaz commencent à interagirent, le gaz n'est plus parfait, comme à forte pression par exemple.
C'est pour celà que cette équation ne s'applique que dans les conditions standards de température et de pression.
@+
Je dirais même que le gaz n'est jamais parfait! C'est simplement une approximation... Mais comme très souvent en Physique, on peut expliquer beaucoup de choses grâce à cette approximation.
Il y a quand même des situation où elle n'est pas valable, mais je vais laisser les spécialistes en parler!
Bonjour , pour quelles valeurs de T et de P le gaz suit l'équation des gaz parfaits ?
pour quelles valeurs de T et de P le gaz suit l'équation de Viriel ?
pour quelles valeurs de T et de P le gaz suit l'équation de Van Der Waals?
pour quelles valeurs de T et de P le gaz suit l'équation de Berthelot ?
Et pour quelles valeurs de T et de P le gaz suit l'équation de Dieterci ?
Merci .
Re : gaz parfait
Bonjour!
Donc que le gaz parfait n'existe que théoriquement... J'utilise pv=nRT ds toutes situations car aucune balise de T ou de p n'est posée à cette loi...
Il me semble louche que même lors des cours de niveau universitaire, je n'aie jamais rencontré de situations où « pv=nRT » ne s'applique pas. Serait-ce parce que les situations expérimentales où on observe des T & p extraordinaires sont rares que l'on ne pratique pas de tels calculs?
Il doit bien exister des modèles prévisionnistes de, exemple d'actualité, comportement de gaz sur une navettes spatiales (points chauds, points de pressions)....
Merci à tous
C'est très louche en effet, car dans tous les cours universitaires, on étudie par exemple le gaz de Van der Waals.Il me semble louche que même lors des cours de niveau universitaire, je n'aie jamais rencontré de situations où « pv=nRT » ne s'applique pas.
eu niveau deug elle-est juste évoqué ou bien utilisé dans un cas tellement simple qu'elle ne necessite qu'une application numérique. Enfin faudrait pas se leurrer on ne nous apprend pas à réfléchir.Envoyé par deep_turtle
Si tu veux des chiffres en voci quelques-uns. Le volume occupé par 1 mole de gaz parfait à 0°C et 1 atm. est de 22.4 litre. Or la mesure faite sur un certain nombre de gaz donne les valeurs suivantes.
Diazote N2 : 22.402 Litre
Dioxygène O2 : 22.393 Litre
Dihydrogène H2 : 22.430 Litre
Gaz carbonique CO2 : 22,262 litre
Anhydride sulfureux SO2 : 22.167 litre.
Juge toi même si tel ou tel gaz se comporte comme un gaz parfait.
C'est l'équation du viriel la plus proche. En effet, par thermodynamique statistique on peut retrouver l'expression du viriel et puis il ne faut pas oublier que si l'on veut on peut avoir une infinité de termes dans le viriel...
Je reste calme et j'efface les quelques lignes de réponse que je viens d'écrire à ce sujet...
En deug en effet, mais il faut bien commencer par le plus simple. Quand on voit les problèmes que les étudiants ont déjà avec les introductions les plus simples à la thermo, on se dit que commencer par le gaz de van der Waals ne serait sans doute pas une bonne idée. Le gaz parfait permet déjà de fournir une équation d'état simple sur laquelle les dérivées partielles sont faciles à faire.eu niveau deug elle-est juste évoqué ou bien utilisé dans un cas tellement simple qu'elle ne necessite qu'une application numérique.
Je rajouterais que des exercices classiques de Deug consistent à retrouver les divers coefficients thermodynamiques du gaz de Van der Waals, à faire les applications numériques correspondantes, à comparer avec le gaz parfait...
Si ma logique est bonne, il me semble que tu es prof en fac... J'aurais bien aimé avoir quand même ton avis là dessus, quitte à rouvrir un fil, je pense qu'il aurait été très profitable... Mais bon, là n'est pas le sujet.
Je reste calme et j'efface les quelques lignes de réponse que je viens d'écrire à ce sujet...
Pour en revenir au débat, j'ai passé mon BAC S en 1999, et j'ai dû attendre d'être à la fac pour voir pour la première fois PV = nRT, et tout le "flot" qui allait avec en thermophysique et thermochimie.
Maintenant, les lycéens voient en 1ère (il me semble), et de façon simple la fameuse formule. La question que je me pose est : le niveau en L1 et L2 a-t-il pour autant augmenté quant-à la manipulation des équations des gaz réels...?
et bien c'est en partie vrai qu'on le veuille ou non, on nous apprend à apprendre, à appliquer, mais pas vraiment voir pas du tout à aller au fond des choses, et également le sens physique des choses.
Je reste calme et j'efface les quelques lignes de réponse que je viens d'écrire à ce sujet...
En deug en effet, mais il faut bien commencer par le plus simple. Quand on voit les problèmes que les étudiants ont déjà avec les introductions les plus simples à la thermo, on se dit que commencer par le gaz de van der Waals ne serait sans doute pas une bonne idée. Le gaz parfait permet déjà de fournir une équation d'état simple sur laquelle les dérivées partielles sont faciles à faire.
Je rajouterais que des exercices classiques de Deug consistent à retrouver les divers coefficients thermodynamiques du gaz de Van der Waals, à faire les applications numériques correspondantes, à comparer avec le gaz parfait...
Cela dis, c'est quand même justifier, on a pas le temps de tout faire. Normalement le recul et l'approfondissement viennent avec le temps, mais si seulement on poussait un peu plus les élèves à réfléchir à ce qu'ils font, sans pour autant remettre en question tout le paradigme.
Et je suis d'accord que l'équation du gaz parfait permet d'illustrer facilement les problèmes de thermo, c'est une intro quasiment parfaite.
Bon, puisque tu insistes je réponds brièvement quand même : la plupart des enseignants de fac avec qui je travaille (et je me mets dans le lot) passe leur temps et leur énergie à ça : essayer de faire réfléchir les étudiants à ce qu'ils font, proposer des analogies, essayer de faire découvrir les choses par eux-mêmes, pour qu'ils s'approprient le savoir, pour qu'ils se construisent leur propre connaissance.Normalement le recul et l'approfondissement viennent avec le temps, mais si seulement on poussait un peu plus les élèves à réfléchir à ce qu'ils font,
Et pour une bonne fraction des étudiants, le retour c'est "mais est-ce que ça sera au partiel" ou "mais c'est pas comme ça qu'ils font dans la fac d'à côté". Je persiste, et mes collègues avec moi, à poursuivre la démarche que tu préconises, mais il ne faut pas non plus mettre entièrement la faute sur le dos des enseignants, c'est encore plus agaçant... Il y a des profs qui y croient, qui essaient de faire passe quelque chose, et c'est assez triste, parfois décourageant, de voir que le regard général des gens sur la fac c'est qu'"on n'incite pas les gens à réfléchir"
Bon, je ne veux pas polluer le fil, j'arrête là... Désolé.
on s'est mal compris, je ne dis aucunement que la faute est entièrement due aux enseignants, (très) loin de là.
Elle leur est due en partie, mais aussi et surtout aux élèves qui ne sont pas du tout dans cette optique, aux programmes également etc...
cela dis ce problème n'est pas rencontré qu'en université, mais un peu partout malheureusement.
j'ai commencé un cursus en fac, puis je suis partie en école sup après le deug, et c'est le sentiment que j'avais avec d'autres amis.
