Les lois des gaz sont un ensemble de lois physico-chimiques qui décrivent le comportement des gaz lorsqu'ils se trouvent dans un système fermé.
Ces lois ont été élaborées à la fin du XVIIIe siècle et relient mathématiquement la pression, la température et le volume d'un gaz donné.
L'équation d'état d'un gaz parfait est dérivée de la théorie cinétique des gaz, qui explique le comportement des particules de gaz (atomes et molécules). Les particules en mouvement (énergie cinétique) entrent en collision les unes avec les autres et avec les parois du récipient, influençant la pression, la température et le volume.
Les lois sur le gaz les plus importantes sont :
Loi des gaz parfaits
La loi des gaz parfaits est l'une des lois des gaz et représente l'équation d'état d'un gaz parfait. Il s'agit d'une bonne approximation du comportement de certains gaz dans certaines conditions, même si elle présente certaines limites.
La loi des gaz parfaits peut être exprimée par l'équation suivante :
P·V=n·R·T
Où,
P est la pression.
V est le volume.
n est la quantité de substance ou le nombre de moles.
R est une constante qui dépend du gaz.
T est la température.
Loi de Boyle-Mariotte
La loi de Boyle-Mariotte stipule qu'à température constante, le volume d'un gaz est inversement proportionnel à l'augmentation de la pression.
Cette loi décrit la relation pression-volume d'un gaz dans un processus isotherme, c'est-à-dire sans changement de température. Du point de vue de la physique moderne, la loi est une conséquence de l'équation de Clapeyron-Mendeleïev.
Robert Boyle établit expérimentalement cette loi en 1662. Edm Mariotte la redécouvre à son tour en 1676.
Loi de Gay-Lussac
La loi de Gay-Lussac stipule qu'à volume constant, la pression d'une masse de gaz donnée est directement proportionnelle à sa température absolue. Autrement dit, à mesure que la température augmente, la pression augmente si le volume reste constant.
P/T = constant
La loi de Gay-Lussac est également connue sous le nom de loi de transformation isochore car elle s'effectue à volume constant. Elle a été découverte par le physicien français Jacques Charles en 1787, mais a été décrite pour la première fois par Louis Joseph Gay-Lussac en 1802.
Jacques Charles a démontré que lorsqu'un gaz subit une transformation isochore, la relation entre sa pression et sa température reste constante.
L'explication moléculaire de la loi est qu'en élevant la température d'une quantité de gaz, la vitesse moyenne de ses molécules augmente. Les molécules entrent plus fréquemment en collision avec les parois du récipient et ont un impact plus fort, augmentant ainsi la pression exercée par les molécules de gaz sur celles-ci.
Dans ce site, nous utiliserons le nom de loi de Gay-Lussac pour désigner la relation entre la pression et la température à volume constant et de loi de Charles pour la relation entre le volume et la température à pression constante.
La loi de Charles
La loi de Charles stipule que si la pression et la quantité d'un gaz restent inchangées, la relation entre le volume et la température reste constante et directement proportionnelle l'une à l'autre.
V/T = constante
Parfois, le nom Gay-Lussac est également utilisé pour désigner la loi de Charles qui relie la température et la pression d'un gaz à pression constante. En effet, Louis Joseph Gay-Lussac annonçait la loi de Charles en 1802, alors que Jacques Charles l'avait découverte 15 ans plus tôt, en 1787.
En 1702, Guillaume Amontons avait déjà anticipé cette relation dans les gaz.
La loi d'Avogadro
La loi d'Avogadro stipule que les gaz ayant le même volume, la même température et la même pression contiennent le même nombre de particules (ou molécules). Ainsi, le nombre de molécules dans un volume spécifique de gaz est indépendant de la taille ou de la masse des molécules de gaz.
Le nombre de molécules dans une mole de substance est le nombre d'Avogadro : environ 6,022·10 23 particules/mol.
Par conséquent, les densités des différents gaz sont, dans les mêmes conditions de température et de pression, proportionnelles à leurs masses moléculaires.
Cette loi doit son nom à Amedeo Avogadro, qui la proposa en 1811.
Loi de Henry
Bien qu'elle présente des limites dans des conditions extrêmes, cette loi est largement utilisée en chimie, biologie, génie chimique et géologie pour comprendre et manipuler la solubilité des gaz dans les liquides.
La loi de Graham
La loi de Graham, proposée par le chimiste britannique Thomas Graham, stipule que le taux de diffusion (ou d'épanchement) des molécules de gaz est inversement proportionnel à la racine carrée de leur densité.
En d'autres termes, les gaz plus légers diffusent ou s'échappent plus rapidement que les gaz plus lourds à travers un milieu poreux ou par de petites ouvertures.
Par exemple, si vous comparez les taux de diffusion de l'hélium (un gaz léger) et du xénon (un gaz plus lourd) à travers un ballon en caoutchouc, l'hélium diffusera beaucoup plus rapidement en raison de sa plus faible densité.
Loi de Dalton (loi des pressions partielles)
La loi de Dalton, proposée par le chimiste britannique John Dalton, stipule que la pression totale exercée par un mélange de gaz est égale à la somme des pressions partielles de chaque gaz du mélange. En d'autres termes, chaque gaz d'un mélange exerce une pression comme s'il occupait seul tout l'espace, sans interagir avec les autres gaz présents.
Par exemple, si vous disposez d'un mélange gazeux composé d'oxygène et d'azote, la pression totale exercée par le mélange est la somme des pressions partielles d'oxygène et d'azote. Cette loi est fondamentale en chimie des gaz et est utilisée pour déterminer la composition des mélanges gazeux.
