Introduction

La loi du gaz idéal est une équation simple démontrant la relation entre la température, la pression et le volume pour les gaz. Ces relations spécifiques découlent de la loi de Charles, de la loi de Boyle et de la loi de Gay-Lussac. La loi de Charles identifie la proportionnalité directe entre le volume et la température à pression constante, la loi de Boyle identifie la proportionnalité inverse de la pression et du volume à température constante, et la loi de Gay-Lussac identifie la proportionnalité directe de la pression et de la température à volume constant. Combinées, elles forment l’équation de la loi des gaz parfaits : PV = NRT. P est la pression, V est le volume, N est le nombre de moles de gaz, R est la constante universelle des gaz, et T est la température absolue.

La constante universelle des gaz R est un nombre qui satisfait les proportionnalités de la relation pression-volume-température. R a différentes valeurs et unités qui dépendent des spécifications de l’utilisateur en matière de pression, de volume, de moles et de température. Différentes valeurs de R sont disponibles sur des bases de données en ligne, ou l’utilisateur peut utiliser l’analyse dimensionnelle pour convertir les unités observées de pression, de volume, de moles et de température afin de correspondre à une valeur de R connue. Tant que les unités sont cohérentes, les deux approches sont acceptables. La valeur de la température dans la loi des gaz parfaits doit être exprimée en unités absolues (Rankine ou Kelvin) pour éviter que le côté droit ne soit égal à zéro, ce qui violerait la relation pression-volume-température. La conversion en unités de température absolue est une simple addition à la température Fahrenheit (F) ou Celsius (C) : Degrés R = F + 459,67 et K = C + 273,15.

Pour qu’un gaz soit « idéal », il y a quatre hypothèses directrices :

1. Les particules de gaz ont un volume négligeable.
2. Les particules de gaz sont de taille égale et n’ont pas de forces intermoléculaires (attraction ou répulsion) avec les autres particules de gaz.
3. Les particules de gaz se déplacent aléatoirement en accord avec les lois du mouvement de Newton.
4. Les particules de gaz ont des collisions élastiques parfaites sans perte d’énergie.

En réalité, il n’existe pas de gaz idéal. Toute particule de gaz possède un volume au sein du système (une quantité infime, mais présente tout de même), ce qui viole la première hypothèse. En outre, les particules de gaz peuvent avoir des tailles différentes ; par exemple, l’hydrogène est nettement plus petit que le xénon. Les gaz d’un système ont des forces intermoléculaires avec les particules de gaz voisines, en particulier à basse température où les particules ne se déplacent pas rapidement et interagissent les unes avec les autres. Même si les particules de gaz peuvent se déplacer de manière aléatoire, elles n’ont pas de collisions élastiques parfaites en raison de la conservation de l’énergie et de la quantité de mouvement au sein du système.

Alors que les gaz idéaux sont strictement une conception théorique, les gaz réels peuvent se comporter de manière idéale dans certaines conditions. Les systèmes qui présentent soit des pressions très basses, soit des températures élevées permettent d’estimer que les gaz réels sont  » idéaux « . La faible pression d’un système permet aux particules de gaz de subir moins de forces intermoléculaires avec les autres particules de gaz. De même, les systèmes à haute température permettent aux particules de gaz de se déplacer rapidement dans le système et de présenter moins de forces intermoléculaires entre elles. Par conséquent, à des fins de calcul, les gaz réels peuvent être considérés comme « idéaux » dans les systèmes à basse pression ou à haute température.

La loi des gaz idéaux est également valable pour un système contenant plusieurs gaz idéaux ; on parle alors de mélange de gaz idéaux. Avec plusieurs gaz idéaux dans un système, ces particules sont toujours supposées ne pas avoir d’interactions intermoléculaires les unes avec les autres. Un mélange de gaz idéal divise la pression totale du système en contributions de pression partielle de chacune des différentes particules de gaz. Cela permet de réécrire l’équation précédente du gaz idéal comme suit : Pi-V = ni-R-T. Dans cette équation, Pi est la pression partielle de l’espèce i et ni sont les moles de l’espèce i. À basse pression ou à haute température, les mélanges de gaz peuvent être considérés comme des mélanges de gaz idéaux pour faciliter les calculs.

Lorsque les systèmes ne sont pas à basse pression ou à haute température, les particules de gaz sont capables d’interagir entre elles ; ces interactions inhibent grandement la précision de la loi des gaz idéaux. Il existe cependant d’autres modèles, comme l’équation d’état de Van der Waals, qui tiennent compte du volume des particules de gaz et des interactions intermoléculaires. La discussion au-delà de la loi du gaz idéal sort du cadre de cet article.