Comment démontrer le refroidissement du gaz en expansion?

La loi des gaz parfaits décrit le comportement d'un gaz hypothétique dans lequel les molécules n'interagissent pas entre elles, sauf pour des collisions totalement élastiques.

Les scientifiques étudient de manière approfondie le comportement des gaz. Un sujet d'intérêt est de savoir comment un gaz se refroidit lorsqu'il se dilate. Pour mesurer avec précision cela, il est préférable de le faire dans des conditions adiabatiques. Des conditions théoriquement adiabatiques signifieraient qu'absolument aucune chaleur ne pourrait être échangée entre le système (le gaz) et le milieu environnant. Bien que cela ne soit pas possible, la température d'un gaz qui se dilate dans des conditions bien isolées suffira.

Méthode 1 sur 3: imiter les conditions adiabatiques

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Connectez 2 conteneurs isothermes. Un conteneur sera utilisé pour abriter le gaz avant l'expansion. Le deuxième conteneur sera vide et fournira un volume supplémentaire au gaz à occuper au fur et à mesure qu'il se dilate. Utilisez un tuyau ou un tuyau à valve pour connecter ces conteneurs afin que le contenu des conteneurs connectés puisse être isolé les uns des autres.
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Pressuriser le premier récipient. Vérifiez la vanne entre les conteneurs pour confirmer qu'elle est fermée. Utilisez un cylindre d'air comprimé pour forcer l'air dans le premier conteneur. Pressuriser le conteneur à environ 1,5 atm.
- Utilisez un baromètre pour vérifier la pression.
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Évacuer le deuxième conteneur. Assurez-vous que la vanne entre les conteneurs reste fermée. Utiliser une pompe à vide pour évacuer le gaz du deuxième récipient. Il ne sera pas possible de retirer tout le gaz du conteneur, mais vous devez vous assurer que le conteneur est à environ 0,1 atm.
- Un baromètre peut être utilisé pour déterminer la pression négative (vide).

Prenez une lecture de la température du gaz à l'intérieur du conteneur et enregistrez-la comme votre température initiale.

Méthode 2 sur 3: réalisation de l'expérience

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Prenez les premières lectures de température du gaz. Après avoir mis le premier récipient sous pression, laissez le gaz reposer sans être dérangé pendant environ 5 minutes. Cela devrait être suffisant pour que la température s'équilibre et fournisse une lecture précise. Prenez une lecture de la température du gaz à l'intérieur du conteneur et enregistrez-la comme votre température initiale.
- L'utilisation d'un récipient avec un couvercle ou un robinet (une vanne qui régule le débit du gaz) est idéale. De cette façon, vous pouvez insérer le thermomètre dans le robinet pour mesurer la température sans laisser échapper le gaz.
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Laissez le gaz se dilater dans les deux conteneurs. Ouvrez la vanne. Le gaz passera du conteneur haute pression au conteneur basse pression jusqu'à ce qu'il atteigne l'équilibre. C'est ce qu'on appelle l'expansion.
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Prenez une lecture finale de la température. Une fois que le gaz s'est dilaté, effectuez une deuxième lecture de température. Enregistrez cette lecture comme votre température finale. Notez que cette température doit être inférieure à votre température initiale.

La température d'un gaz qui se dilate dans des conditions bien isolées suffira — Bien que cela ne soit pas possible, la température d'un gaz qui se dilate dans des conditions bien isolées suffira.

Méthode 3 sur 3: comprendre les résultats

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Considérons la loi des gaz parfaits. La loi des gaz parfaits décrit le comportement d'un gaz hypothétique dans lequel les molécules n'interagissent pas entre elles, sauf pour des collisions totalement élastiques. Les collisions élastiques n'entraîneront aucun changement net d'énergie. Selon cette loi, si le volume augmente et que la pression est maintenue constante, la température augmentera. Ainsi, il est clair que les gaz réels ne se comportent pas de manière "idéale". L'équation décrivant ce comportement est PV=nR:
- P = Pression
- V = Volume
- n = Moles de gaz
- R = Constante des gaz parfaits
- T = Température
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Réalisez que les molécules de gaz interagissent les unes avec les autres. La principale différence entre les gaz idéaux et réels est que les gaz réels ont des molécules qui interagissent de manière inélastique. C'est-à-dire que l'état énergétique des molécules change en fonction de la façon dont elles interagissent les unes avec les autres.
- Cela signifie que la chaleur augmentera dans un plus petit volume de gaz (en raison de plus de collisions entre les molécules) et diminuera lorsque la même quantité de gaz occupe un plus grand volume.
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Gardez à l'esprit qu'un système véritablement adiabatique n'existe pas. Il est important de comprendre que les conditions adiabatiques sont théoriques. Il n'y a pas de système parfaitement isolé, et il y aura un échange de chaleur avec l'univers extérieur. Cela dit, si les mesures sont prises assez rapidement, cet échange peut être négligeable pour cette expérience.

Conseils

Inscrivez-vous à un cours de thermodynamique pour mieux comprendre ce phénomène.

Mises en garde

Portez des lunettes de protection lorsque vous travaillez avec des systèmes sous pression.

Choses dont vous aurez besoin

Deux conteneurs isothermes
Tuyau
Soupape
Cylindre d'air comprimé
Pompe à vide
Thermomètre

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