Lois des gaz

Lois des gaz

Grandeurs mesurables permettant de décrire un gaz :

pression P ; volume V ; température  ; quantité de matière (nombre de moles) n.

Les lois simples des gaz mettent en relation deux des quatre grandeurs, les deux autres étant considérées comme constantes.

Loi de Boyle-Mariotte : relation entre V et P (à n et  constants) P V = a

Loi de Charles : relation entre V et  (à n et P constants) V = b ( + c)

Loi de Gay-Lussac : relation entre P et  (à n et V constants) P = d ( + c)

Loi d'Avogadro : relation entre V et n (à  et P constants)

Des quantités identiques de gaz (quelle que soit leur nature) occupent des volumes égaux V = k n

La combinaison de ces lois simples donne la loi des gaz parfaits :

P V = n R( + c) = n R T

T est la température thermodynamique (ou absolue) T =

 + c =  + 273,15 en Kelvin ( étant en degrés Celsius). T = 0 est dit zéro absolu de température (- 273,15 °C) qui correspondrait idéalement à une absence totale d'agitation microscopique…

Comme son nom l’indique, la loi des gaz « parfaits » est idéalisée, les molécules étant considérée comme ponctuelles et sans interaction entre-elles.

Des lois plus précises doivent être élaborées pour es gaz réels, par exemple celle de van der Waals : (P + a n² / V²) (V – n b) = n R T

Les termes correctifs correspondent aux interactions moléculaires (a n² / V²)

et au volume des molécules

elles-mêmes (car non ponctuelles).