Équation d’état
En thermodynamique , une équation d’état est une équation thermodynamique reliant des variables d’état qui caractérise l’état de la matière dans un ensemble donné de conditions physiques. Les équations d’état sont utilisées pour décrire les gaz, les fluides, les mélanges de fluides, les solides et l’intérieur des étoiles. En physique des solides, une équation d’état est utilisée pour décrire la manière dont le volume ou la densité équivalente d’un matériau varie en fonction de la profondeur, c’est-à-dire en fonction de la pression et de la température.
L’utilisation la plus répandue d’une équation d’état consiste à corréler les densités de gaz et de liquides avec les températures et les pressions.
L’une des premières expressions d’une équation d’état est peut -être la loi de Boyle-Mariotte . À la fin du XVIIe siècle, Robert William Boyle et Edme Mariotte étudièrent indépendamment la relation entre le volume et la pression d’un gaz à température constante. Les résultats de certaines expériences avec des gaz à pression relativement basse ont conduit Robert Boyle à formuler une loi bien connue. Il déclare que:
Pour une masse fixe de gaz à température constante, le volume est inversement proportionnel à la pression.
Cela signifie que, par exemple, si vous augmentez le volume 10 fois, la pression diminue 10 fois. Si vous divisez le volume par deux, vous doublez la pression.
Vous pouvez exprimer cela mathématiquement par:
pV = constante
Cette loi est l’une des lois sur le gaz qui ont été complètement développées à la fin du 18ème siècle. Ces lois ou déclarations ont précédé la loi des gaz parfaits, puisqu’elles sont individuellement considérées comme des cas particuliers de l’équation des gaz parfaits, une ou plusieurs variables étant maintenues constantes.
L’une des équations d’état les mieux connues est celle des gaz parfaits, la loi des gaz parfaits . Étant donné que le gaz parfait est défini comme un gaz dans lequel toutes les collisions entre atomes ou molécules sont parfaitement élastiques et dans lequel il n’existe aucune force attractive intermoléculaire, il n’existe pas dans la nature de gaz véritablement idéal. En revanche, tous les gaz réels se rapprochent de l’état idéal à basses pressions (densités) et températures modérées. À basse pression, les molécules sont suffisamment éloignées pour ne pas interagir les unes avec les autres.
pV = nRT
où:
- p est la pression absolue du gaz
- n est la quantité de substance
- T est la température absolue
- V est le volume
- R est la constante de gaz parfaite ou universelle, égale au produit de la constante de Boltzmann et de la constante d’Avogadro,
Dans cette équation, le symbole R est une constante appelée constante de gaz universelle qui a la même valeur pour tous les gaz, à savoir R = 8,31 J / mol K.
La puissance de la loi du gaz parfait réside dans sa simplicité. Lorsque deux variables thermodynamiques, p, v et T sont données, la troisième peut être facilement trouvée. Cependant, la loi du gaz parfait devient imprécise à des pressions plus élevées et à des températures plus basses, et ne parvient pas à prédire complètement les changements de phase, par exemple, une condensation d’un gaz à un liquide. Par conséquent, un certain nombre d’équations d’état plus précises ont été développées pour les gaz et les liquides. Par exemple, l’équation d’état de Van der Waals formulée en 1877.
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