gaz

1

Présentation

gaz, état de la matière dans lequel les molécules, peu liées, sont animées de mouvements désordonnés (agitation thermique) ; fluide indéfiniment expansible.

La plupart des composés sont à l'état gazeux à haute température ou basse pression, puis lorsqu'on abaisse la température et / ou augmente la pression, ils passent à l'état liquide, puis solide. Ce changement d'état est réversible. La température de transition entre deux états (voir le dernier chapitre ci-après) est fixe et caractérise un corps pur donné.

Les solides ont une forme bien définie et sont difficiles à comprimer. Les liquides peuvent s'écouler librement et leur écoulement est limité par des surfaces autoformées. Les gaz se dilatent librement pour occuper le volume du récipient qui les contient, et ont une densité environ mille fois inférieure à celle des liquides et des solides. Ils conduisent peu la chaleur et l'électricité, sauf si on les ionise (formation d'un plasma par décharge électrique ou températures de l'ordre de 10 000 °C) ; voir Ionisation. Les molécules d'un gaz se déplacent suivant des trajectoires rectilignes qui changent de direction à chaque collision avec une autre molécule. Contrairement aux solides et aux liquides, les interactions entre molécules restent faibles. Les propriétés macroscopiques d'un gaz se déduisent donc directement des propriétés des molécules qui le composent (ou des atomes dans le cas d'un gaz monoatomique). En particulier, dans le domaine de l'ultraviolet visible, les gaz présentent des raies et des bandes d'absorption caractéristiques de chaque corps, qui permettent de les identifier facilement (voir Spectroscopie).

2

Théorie cinétique des gaz

Cette théorie a pour but d'expliquer les propriétés macroscopiques des gaz — pression (P), volume (V) et température (T) — en appliquant les lois de la mécanique et les modes de calculs statistiques au mouvement des molécules de gaz. L'avènement de la théorie atomique de la matière a fourni une base microscopique aux lois empiriques. Le volume d'un gaz reflète la distribution dans l'espace de ses molécules. La pression du gaz, que l'on peut mesurer à l'aide de jauges placées sur les parois du récipient, représente en moyenne les changements du moment cinétique des molécules après une collision. La température du gaz est proportionnelle à l'énergie cinétique moyenne de ses molécules, ou au carré de la vitesse moyenne des molécules. La réduction de ces mesures macroscopiques aux variables mécaniques, telles que la position, la vitesse, le moment et l'énergie cinétique des molécules, qui sont soumises aux lois de la mécanique de Newton, permet de générer la plupart des lois empiriques sur les gaz. Cette partie de la physique, qui s'efforce de mettre en relation les propriétés des gaz et la mécanique classique, constitue la théorie cinétique des gaz. D'une part, cette théorie fournit une base pour l'équation d'état des gaz parfaits ; d'autre part, elle permet de déterminer de nombreuses autres propriétés des gaz, comme par exemple la distribution statistique de la vitesse des molécules et les propriétés de transfert, telles que la conductivité thermique, le coefficient de diffusion et la viscosité.

3

Gaz parfait

Il s'agit d'un modèle dans lequel on néglige les interactions moléculaires du gaz, à l'exception des collisions, et dont le volume propre est négligeable devant le volume du récipient. Lorsqu'un gaz est à faible pression, les interactions entre ses molécules sont faibles. Ainsi, les propriétés d'un gaz réel à basse pression se rapprochent de celles d'un gaz parfait. On peut alors décrire le comportement du gaz par l'équation d'état des gaz parfaits : PV = nRT, avec n le nombre de moles de gaz, P la pression du gaz, V le volume occupé par les n moles et T la température absolue du gaz. La constante R, appelée constante des gaz parfaits, vaut environ 8,31 J/K.mol. Cette équation montre que :

— à température constante, le volume d'un gaz est inversement proportionnel à sa pression (loi de Boyle-Mariotte) ;

— à pression constante, le volume est proportionnel à la température absolue du gaz (loi de Gay-Lussac) ;

— à volume constant, la pression du gaz est proportionnelle à sa température absolue (loi de Charles).

4

Gaz réel

L'équation d'état des gaz parfaits est approximative. Par exemple, un gaz parfait ne pourrait ni se liquéfier ni se solidifier, quels que soient le refroidissement et la compression auxquels il est soumis. Les gaz réels, surtout dans des conditions de pression et de température proches de la transition à l'état liquide, peuvent présenter des écarts considérables avec la loi des gaz parfaits ; il faut donc l'adapter aux cas réels. L'équation d'état de Van der Waals est particulièrement utile et bien connue : (P + a/V²) (V - b) = RT, pour une mole de gaz, a et b étant des paramètres adaptables déterminés par des mesures expérimentales effectuées sur le gaz concerné. Ce sont des paramètres qui varient d'un gaz à un autre.

L'équation de Van der Waals peut également être interprétée au niveau microscopique. Les molécules interagissent les unes avec les autres. Cette interaction est fortement répulsive pour les molécules proches les unes des autres, devient légèrement attractive pour un éloignement moyen et disparaît lorsque l'éloignement est important. À pression élevée, la loi des gaz parfaits doit être rectifiée pour prendre en compte les forces attractives ou répulsives.