Contenu
- TL; DR (Trop long; n'a pas lu)
- La loi des gaz parfaits
- Que faire si un gaz n'est pas idéal
- Comment la pression varie avec la température
Contrairement aux molécules présentes dans un liquide ou un solide, celles contenues dans un gaz peuvent se déplacer librement dans l'espace dans lequel elles sont confinées. Ils volent, se heurtant parfois les uns aux autres et avec les parois du conteneur. La pression collective qu'ils exercent sur les parois du conteneur dépend de la quantité d'énergie dont ils disposent. Ils tirent leur énergie de la chaleur dans leur environnement. Par conséquent, si la température augmente, la pression augmente également. En fait, les deux quantités sont liées par la loi des gaz parfaits.
TL; DR (Trop long; n'a pas lu)
Dans un récipient rigide, la pression exercée par un gaz varie directement avec la température. Si le conteneur n’est pas rigide, le volume et la pression varient en fonction de la température en fonction de la loi des gaz parfaits.
La loi des gaz parfaits
Dérivée au fil des années par le travail expérimental de plusieurs personnes, la loi des gaz parfaits découle des lois de Boyles et de Charles et Gay-Lussac. Le premier énonce que, à une température donnée (T), la pression (P) d’un gaz multipliée par le volume (V) qu’il occupe est une constante. Ce dernier nous dit que lorsque la masse du gaz (n) est maintenue constante, le volume est directement proportionnel à la température. Dans sa forme finale, la loi des gaz parfaits stipule:
PV = nRT, où R est une constante appelée la constante de gaz idéale.
Si vous maintenez la masse de gaz et le volume du récipient constants, cette relation vous indique que la pression varie directement avec la température. Si vous deviez représenter graphiquement diverses valeurs de température et de pression, le graphique serait une ligne droite avec une pente positive.
Que faire si un gaz n'est pas idéal
Un gaz idéal est un gaz dans lequel les particules sont supposées être parfaitement élastiques et ne s’attirent ni ne se repoussent. De plus, on suppose que les particules de gaz elles-mêmes n’ont pas de volume. Bien qu'aucun gaz réel ne remplisse ces conditions, beaucoup s'approchent suffisamment pour permettre d'appliquer cette relation. Cependant, vous devez tenir compte de facteurs réels lorsque la pression ou la masse du gaz devient très élevée ou que le volume et la température deviennent très bas. Pour la plupart des applications à la température ambiante, la loi des gaz parfaits fournit une approximation suffisante du comportement de la plupart des gaz.
Comment la pression varie avec la température
Tant que le volume et la masse du gaz sont constants, la relation entre pression et température devient P = KT, où K est une constante dérivée du volume, du nombre de moles de gaz et de la constante du gaz idéal. Si vous introduisez un gaz qui remplit les conditions idéales dans un récipient à parois rigides de sorte que le volume ne puisse pas changer, scellez le récipient et mesurez la pression sur les parois du récipient, vous le verrez diminuer à mesure que vous baissez la température. Comme cette relation est linéaire, il vous suffit de faire deux lectures de température et de pression pour tracer une ligne à partir de laquelle vous pouvez extrapoler la pression du gaz à une température donnée.
Cette relation linéaire disparaît à très basse température lorsque l'élasticité imparfaite des molécules de gaz devient suffisamment importante pour affecter les résultats, mais la pression diminue quand on abaisse la température. La relation sera également non linéaire si les molécules de gaz sont suffisamment grandes pour empêcher de classer le gaz comme idéal.