Loi des gaz parfaits

Définition

La relation reliant pour un gaz parfait la pression, le volume et la température est appelée relation des gaz parfait. Elle n’est valable que pour de faibles pressions où les interactions entre les molécules constitutives du gaz sont très faibles.
Dans les conditions normales, c'est à dire sous une pression de 1 bar (10⁵ Pa), à T= 273°K, 1 mole de gaz occupe 22.4L : c'est le volume molaire des gaz.

La constante des gaz parfait R est égale au produit de la constante d’Avogadro ( 1.602x10²³mole^-1 ×1.381x10^-23 JK^-1) et de la constante de Boltzman. Elle vaut 8.314 en J.mol^-1.K^-1

Lorsque la pression augmente, le gaz se comporte comme un gaz réel. L’équation empirique de Van Der Waals est alors utilisée :
avec a et b des constantes dépendantes du gaz.

Densité des gaz : la densité d'un gaz est définie comme étant le rapport entre un volume de gaz et le même volume d’air.
En prenant comme volume 22.4L (soit le volume molaire) et sachant qu’1 litre d’air pèse 1.293 g, on en déduit que 22,4 litres de gaz ont une masse de 29g. La densité s’écrit donc d=M/29

Mélange idéal de gaz

Un mélange gazeux est défini idéal si tous les gaz se comportent comme un gaz parfait.
Il en résulte la loi de Henry qui montre que la pression partielle d’une espèce est proportionnelle à sa quantité de matière.
La Loi de Henry s'écrit : P_i=x_iP avec P_i la pression partielle de l'espèce i et x_i sa fraction molaire qui est égale au rapport n_i/n.

Explication sur l’unité de R :
P est en Pa = 1 N/m² = 1J/m³