Les gaz parfaits
CT
>C L
O
U
Un gaz parfait est un gaz constitué de particules (atomes, molécules) considérées
comme ponctuelles, sans interaction entre elles mais subissant, lors de l’agitation thermique, des collisions élastiques (sans transfert d’énergie) entre elles et contre les parois
du récipient. Ce sont les chocs des particules contre les parois qui sont responsables de
la pression exercée par le gaz. Cette pression augmente quand la fréquence des chocs
s’élève, ce qui s’obtient par élévation de la température ou par diminution du volume
disponible.
Ces particules qui occupent tout le volume disponible sont donc animées d ’un mouvement aléatoire, l’agitation thermique. La vitesse moyenne des particules et l’agitation
thermique croissent avec la température.
Le système (le gaz parfait) est caractérisé par les variables d’état suivantes : le volume V
en mètres cubes, la pression p (c’est une force divisée par la surface sur laquelle elle
s’exerce) en pascal (Pa, IPa = 1 N • m~^), la température T en kelvin (K) et n, le nombre
de moles de gaz.
Ces variables ne sont pas indépendantes, elles sont reliées par une équation d ’état
(trois variables étant choisies, la quatrième s’impose).
Le gaz parfait vérifie un certain nombre de lois (valables pour des pressions relativement faibles, cela incluant la pression atmosphérique).
• Loi d’Avogadro À température et pression constantes, le nombre n de moles de gaz
contenues dans un volume V est le même quelle que soit la nature du gaz. On définit
ainsi le volume molaire à 20 °C et sous la pression atmosphérique p = 1 atm :
T J
O
c
D
û
L D
t H
O
rs]
• Loi de Boyle-Mariotte ou de compressibilité isotherme Pour un nombre de moles
n et une température T constants, le produit pV reste constant.
• Loi de Charles ou de dilatation isobare Pour un nombre de moles n et une pression
p constants, le quotient V/T est constant.
Les gaz réels s’écartent des gaz parfaits quand la pression est forte ou quand la température est basse à cause de l’existence d’interactions entre molécules gazeuses.
L’état liquide a des ressemblances avec l’état gazeux, mais c’est une phase condensée
et les distances moyennes entre particules sont beaucoup plus faibles.
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Un gaz parfait est un gaz constitué de particules (atomes, molécules) considérées
comme ponctuelles, sans interaction entre elles mais subissant, lors de l’agitation thermique, des collisions élastiques (sans transfert d’énergie) entre elles et contre les parois
du récipient. Ce sont les chocs des particules contre les parois qui sont responsables de
la pression exercée par le gaz. Cette pression augmente quand la fréquence des chocs
s’élève, ce qui s’obtient par élévation de la température ou par diminution du volume
disponible.
Ces particules qui occupent tout le volume disponible sont donc animées d ’un mouvement aléatoire, l’agitation thermique. La vitesse moyenne des particules et l’agitation
thermique croissent avec la température.
Le système (le gaz parfait) est caractérisé par les variables d’état suivantes : le volume V
en mètres cubes, la pression p (c’est une force divisée par la surface sur laquelle elle
s’exerce) en pascal (Pa, IPa = 1 N • m~^), la température T en kelvin (K) et n, le nombre
de moles de gaz.
Ces variables ne sont pas indépendantes, elles sont reliées par une équation d ’état
(trois variables étant choisies, la quatrième s’impose).
Le gaz parfait vérifie un certain nombre de lois (valables pour des pressions relativement faibles, cela incluant la pression atmosphérique).
• Loi d’Avogadro À température et pression constantes, le nombre n de moles de gaz
contenues dans un volume V est le même quelle que soit la nature du gaz. On définit
ainsi le volume molaire à 20 °C et sous la pression atmosphérique p = 1 atm :
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• Loi de Boyle-Mariotte ou de compressibilité isotherme Pour un nombre de moles
n et une température T constants, le produit pV reste constant.
• Loi de Charles ou de dilatation isobare Pour un nombre de moles n et une pression
p constants, le quotient V/T est constant.
Les gaz réels s’écartent des gaz parfaits quand la pression est forte ou quand la température est basse à cause de l’existence d’interactions entre molécules gazeuses.
L’état liquide a des ressemblances avec l’état gazeux, mais c’est une phase condensée
et les distances moyennes entre particules sont beaucoup plus faibles.
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