{"id":46189,"date":"2019-10-21T03:54:13","date_gmt":"2019-10-21T02:54:13","guid":{"rendered":"https:\/\/www.thermal-engineering.org\/quest-ce-que-la-loi-des-gaz-parfaits-definition\/"},"modified":"2020-02-26T15:00:28","modified_gmt":"2020-02-26T14:00:28","slug":"quest-ce-que-la-loi-des-gaz-parfaits-definition","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/www.thermal-engineering.org\/fr\/quest-ce-que-la-loi-des-gaz-parfaits-definition\/","title":{"rendered":"Qu’est-ce que la loi des gaz parfaits – D\u00e9finition"},"content":{"rendered":"
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Loi des gaz parfaits (pV = nRT – Equation des gaz parfaits).\u00a0Selon la loi des gaz parfaits, la pression varie lin\u00e9airement avec la temp\u00e9rature et la quantit\u00e9, et inversement avec le volume.\u00a0G\u00e9nie thermique<\/div>\n<\/div>\n
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Mod\u00e8le de gaz parfait<\/h2>\n

Le\u00a0mod\u00e8le de gaz parfait<\/strong>\u00a0est utilis\u00e9 pour pr\u00e9dire le comportement des gaz et constitue l’un des mod\u00e8les de substances les plus utiles et les plus couramment utilis\u00e9s jamais d\u00e9velopp\u00e9s.\u00a0On m’a d\u00e9couvert que, si nous confinons des\u00a0\u00e9chantillons d’une mole<\/strong>\u00a0de\u00a0divers gaz<\/strong>\u00a0dans\u00a0un volume identique<\/strong>\u00a0et les maintenons \u00e0 la\u00a0m\u00eame temp\u00e9rature<\/strong>\u00a0, leurs\u00a0pressions<\/strong>\u00a0mesur\u00e9es\u00a0sont presque identiques<\/strong>\u00a0.\u00a0De plus, lorsque nous confinons des gaz \u00e0 des densit\u00e9s inf\u00e9rieures, les diff\u00e9rences ont tendance \u00e0 dispara\u00eetre.\u00a0Il a \u00e9t\u00e9 constat\u00e9 que ces gaz ont tendance \u00e0 ob\u00e9ir \u00e0 la relation suivante, appel\u00e9e\u00a0loi des gaz parfaits<\/strong>\u00a0:<\/p>\n

\"Enthalpie<\/a><\/p>\n

pV = nRT<\/em><\/strong><\/p>\n

o\u00f9:<\/p>\n

p<\/em><\/strong>\u00a0est la\u00a0pression absolue<\/strong><\/a>\u00a0du gaz<\/p>\n

n<\/em><\/strong>\u00a0est la\u00a0quantit\u00e9<\/strong>\u00a0de substance<\/p>\n

T<\/em><\/strong>\u00a0est la\u00a0temp\u00e9rature absolue<\/strong><\/a><\/p>\n

V<\/em><\/strong>est le\u00a0volume<\/a><\/strong><\/p>\n

R<\/em><\/strong>\u00a0est la\u00a0constante de gaz<\/strong>\u00a0id\u00e9ale ou universelle,\u00e9gale au produit de la\u00a0constante de Boltzmann<\/strong>\u00a0et de la\u00a0constante d’Avogadro.\u00a0<\/strong>La puissance de la\u00a0loi des gaz parfaits<\/strong>\u00a0r\u00e9side dans sa simplicit\u00e9.\u00a0Lorsque deux des\u00a0variables thermodynamiques<\/a>\u00a0, p, v et T, sont donn\u00e9es, la troisi\u00e8me peut facilement \u00eatre trouv\u00e9e.<\/p>\n

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Le\u00a0<\/span>mod\u00e8le de gaz parfait<\/span><\/strong>\u00a0est bas\u00e9 sur les hypoth\u00e8ses suivantes:<\/span><\/p>\n

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  1. La pression, le volume et la temp\u00e9rature d’un gaz parfait ob\u00e9issent \u00e0 la\u00a0<\/span>loi du gaz parfait<\/span><\/strong>\u00a0.<\/span><\/li>\n
  2. L’\u00a0<\/span>\u00e9nergie interne sp\u00e9cifique<\/span><\/strong>\u00a0est uniquement fonction de la temp\u00e9rature:\u00a0<\/span>u = u (T)<\/span><\/em><\/strong><\/li>\n
  3. La masse molaire d’un gaz parfait est identique \u00e0 la masse molaire de la substance r\u00e9elle<\/span><\/li>\n
  4. Les\u00a0<\/span>chaleurs sp\u00e9cifiques<\/span><\/strong>\u00a0–\u00a0<\/span>c\u00a0<\/span>p<\/span><\/sub><\/em><\/strong>\u00a0et\u00a0<\/span>c\u00a0<\/span>v<\/span><\/sub><\/em><\/strong>\u00a0– sont ind\u00e9pendantes de la temp\u00e9rature ce qui signifie qu’elles sont constantes.<\/span><\/li>\n<\/ol>\n

    Du point de vue microscopique, il est bas\u00e9 sur ces hypoth\u00e8ses:<\/span><\/p>\n

      \n
    1. Les mol\u00e9cules du gaz sont de\u00a0<\/span>petites sph\u00e8res dures<\/span><\/strong>\u00a0.<\/span><\/li>\n
    2. Les seules forces entre les mol\u00e9cules de gaz sont celles qui d\u00e9terminent les\u00a0<\/span>collisions ponctuelles<\/span><\/strong>\u00a0.<\/span><\/li>\n
    3. Toutes les collisions sont\u00a0<\/span>\u00e9lastiques<\/span><\/strong><\/a>\u00a0et tout mouvement est sans\u00a0<\/span>friction<\/span><\/strong>\u00a0.<\/span><\/li>\n
    4. La distance moyenne entre les mol\u00e9cules est beaucoup plus grande que la taille des mol\u00e9cules.<\/span><\/li>\n
    5. Les mol\u00e9cules se d\u00e9placent dans des directions al\u00e9atoires.<\/span><\/li>\n
    6. Il n’y a pas d’autre force d’attraction ou de r\u00e9pulsion entre ces mol\u00e9cules.<\/span><\/li>\n<\/ol>\n<\/div>\n<\/div>\n
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      <\/div>\n

      Qu’est-ce qu’un gaz parfait<\/span><\/h2>\n

      Un\u00a0<\/span>gaz parfait<\/span><\/strong>\u00a0est d\u00e9fini comme celui dans lequel toutes les collisions entre atomes ou mol\u00e9cules sont\u00a0<\/span>parfaitement \u00e9lastiques<\/span><\/strong>\u00a0et o\u00f9 il n’y a\u00a0<\/span>pas de forces d’attraction intermol\u00e9culaires<\/span><\/strong>\u00a0.\u00a0Un gaz parfait peut \u00eatre visualis\u00e9 comme une collection de sph\u00e8res parfaitement dures qui entrent en collision mais qui, autrement, n’interagissent pas entre elles.\u00a0En r\u00e9alit\u00e9, aucun gaz r\u00e9el n’est comme un gaz parfait et donc aucun gaz r\u00e9el ne suit\u00a0compl\u00e8tement la\u00a0<\/span>loi<\/span><\/strong>\u00a0ou l’\u00e9quation du\u00a0gaz parfait<\/strong>\u00a0.\u00a0\u00c0 des\u00a0<\/span>temp\u00e9ratures<\/span><\/a>\u00a0proches d’un\u00a0<\/span>point d’\u00e9bullition des<\/span><\/a>\u00a0gaz\u00a0, augmentation de la\u00a0<\/span>pression<\/span><\/a>provoquera la condensation et des baisses drastiques de volume.\u00a0A des pressions tr\u00e8s \u00e9lev\u00e9es, les forces intermol\u00e9culaires d’un gaz sont importantes.\u00a0Cependant, la plupart des gaz sont en accord approximatif \u00e0 des pressions et des temp\u00e9ratures sup\u00e9rieures \u00e0 leur point d’\u00e9bullition.\u00a0La\u00a0<\/span>loi du gaz parfait<\/span><\/strong>\u00a0est utilis\u00e9e par les ing\u00e9nieurs travaillant avec les gaz car elle est\u00a0<\/span>simple \u00e0 utiliser<\/span><\/strong>\u00a0et se rapproche du comportement r\u00e9el du gaz.<\/span><\/p>\n<\/div>\n<\/div>\n

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      [extrait xyz-ihs = “pression”]<\/span>Voir aussi:\u00a0<\/span>Collision \u00e9lastique<\/span><\/a><\/p>\n<\/div>\n<\/div>\n
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      La deuxi\u00e8me loi de Joule<\/span><\/h2>\n

      Pour tout gaz dont l’\u00e9quation d’\u00e9tat est donn\u00e9e exactement par\u00a0<\/span>pV = nRT<\/span><\/strong>\u00a0<\/em>(ou\u00a0<\/span>pv = RT<\/span><\/strong><\/em>\u00a0), l’\u00a0<\/span>\u00e9nergie interne sp\u00e9cifique<\/span><\/strong>\u00a0<\/a>d\u00e9pend uniquement de la temp\u00e9rature.\u00a0Cette r\u00e8gle a \u00e9t\u00e9 d\u00e9couverte \u00e0 l’origine en 1843 par un physicien anglais\u00a0<\/span>James Prescott Joule<\/span><\/strong>\u00a0exp\u00e9rimentalement pour les gaz r\u00e9els et est connue comme\u00a0<\/span>le deuxi\u00e8me principe de Joule<\/span><\/strong>\u00a0:<\/span><\/p>\n

      L’\u00e9nergie interne d’une masse fixe d’un gaz parfait ne d\u00e9pend que de sa temp\u00e9rature (et non de la pression ou du volume).<\/span><\/em><\/p>\n

      L’\u00a0<\/span>enthalpie sp\u00e9cifique<\/span><\/a>\u00a0d’un gaz d\u00e9crite par\u00a0<\/span>pV = nRT<\/span><\/strong><\/em>\u00a0d\u00e9pend \u00e9galement uniquement de la temp\u00e9rature.\u00a0Notez que l’\u00a0<\/span>enthalpie<\/span><\/strong>\u00a0est la quantit\u00e9 thermodynamique \u00e9quivalente \u00e0 la\u00a0<\/span>chaleur totale<\/span><\/strong>\u00a0d’un syst\u00e8me.\u00a0Elle est \u00e9gale \u00e0 l’\u00e9nergie interne du syst\u00e8me plus le produit de la pression et du volume.\u00a0Dans les variables intensives, la\u00a0<\/span>deuxi\u00e8me loi de Joule<\/span><\/strong>\u00a0est donc donn\u00e9e par\u00a0<\/span>h = h (T) = u (T) + pv = u (T) + RT.<\/span><\/em><\/p>\n

      Ces trois \u00e9quations constituent le mod\u00e8le de gaz parfait, r\u00e9sum\u00e9 comme suit:<\/span><\/p>\n

      pv = RT<\/span><\/strong><\/em><\/p>\n

      u = u (T)<\/span><\/strong><\/em><\/p>\n

      h = h (T) = u (T) + RT<\/span><\/strong><\/em><\/p>\n<\/div>\n<\/div>\n

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      Loi du gaz parfait<\/span><\/h2>\n

      Toute \u00e9quation qui relie la pression, la temp\u00e9rature et le volume sp\u00e9cifique d’une substance est appel\u00e9e une\u00a0<\/span>\u00e9quation d’\u00e9tat<\/span><\/strong><\/a>\u00a0.\u00a0L’\u00a0\u00e9quation d’\u00e9tat la\u00a0plus simple et la\u00a0<\/span>plus connue<\/span><\/strong>\u00a0pour les substances en phase gazeuse est l’\u00a0<\/span>\u00e9quation<\/span><\/strong>\u00a0d’\u00e9tat du\u00a0gaz parfait<\/strong>\u00a0.\u00a0\u00c9mile Clapeyron l’a d\u00e9clar\u00e9 pour la premi\u00e8re fois en 1834 comme une combinaison de la loi empirique de Boyle, de la loi de Charles et de la loi d’Avogadro.\u00a0Cette \u00e9quation pr\u00e9dit le\u00a0<\/span>comportement pvT<\/span><\/strong>\u00a0d’un gaz de fa\u00e7on assez pr\u00e9cise pour les gaz dilu\u00e9s ou \u00e0 basse pression.\u00a0Dans un gaz parfait, les mol\u00e9cules n’ont pas de volume et n’interagissent pas.\u00a0Selon la loi du gaz parfait, la pression varie lin\u00e9airement avec la\u00a0<\/span>temp\u00e9rature<\/span><\/strong>\u00a0et la\u00a0<\/span>quantit\u00e9<\/span><\/strong>\u00a0, et inversement avec le\u00a0<\/span>volume<\/span><\/strong>\u00a0.<\/span><\/p>\n

      pV = nRT<\/span><\/i><\/strong><\/p>\n

      o\u00f9:<\/span><\/p>\n