gaz. n.m., état fluide indéfiniment déformable de la matière, lui permettant d'occuper l'intégralité du volume qui la contient. Cette propriété tient au fait que, dans l'état gazeux, les atomes ou molécules dont est formé le gaz sont quasiment indépendants les uns des autres et se déplacent librement dans l'espace qui leur est imparti, leur trajectoire n'étant perturbée que par des collisions avec d'autres particules ou avec les parois du récipient. Les paramètres physiques qui définissent l'état d'un gaz sont la nature des particules qui le composent, sa pression et sa température. Le gaz parfait. À chaque gaz réel, on associe un gaz idéal dont les propriétés coïncident avec celles du gaz réel dans la limite où le volume qui contient ce gaz devient infiniment grand. Dans cette limite, les interactions entre les particules deviennent négligeables ; le gaz parfait est donc un gaz dont les particules, de même masse que celle du gaz réel correspondant, mais de rayon négligeable, ne subissent entre elles que des chocs élastiques. Une masse m d'un gaz parfait de masse molaire M obéit à la loi de Boyle-Mariotte, qui relie sa pression P, son volume V et sa température absolue T par la relation La constante dimensionnelle R vaut 8,314510 J . K-1 . mol-1 dans le système MKSA. Le rapport représente le nombre de moles, une mole étant le nombre de molécules égal au nombre d'Avogadro. On voit donc que, pour une mole, l'écriture de la relation est universelle et ne dépend pas de la nature du gaz : le volume occupé par une mole d'un gaz parfait ne dépend que de sa pression et de sa température. À 0 o C et sous une pression de 1,01325 . 105 Pa (1 atmosphère), ce volume vaut 22,4 litres. La théorie cinétique. On rend bien compte des propriétés des gaz parfaits en appliquant les lois de la mécanique classique aux particules formant le gaz et en faisant l'hypothèse que celles-ci sont toutes animées d'une même vitesse moyenne qui ne dépend que de la température. La pression exercée sur une paroi apparaît alors comme la résultante moyenne du nombre extrêmement élevé de collisions que provoquent les particules lorsqu'elles heurtent cette paroi. On trouve pour cette pression la valeur déduite de la loi de Boyle-Mariotte à condition de supposer que l'énergie cinétique moyenne d'une particule dépend de la température parla relation v étant la vitesse moyenne de la particule et kB la constante de Boltzmann. La température absolue d'un gaz apparaît ainsi comme une mesure de l'énergie cinétique moyenne des molécules. Toutefois, l'énergie d'une molécule peut ne pas être uniquement cinétique ; en effet, la molécule peut aussi emmagasiner de l'énergie de rotation sur elle-même et de l'énergie de vibration, et la théorie cinétique montre que chacune de ces énergies est également proportionnelle à T. Les gaz réels. Le comportement d'un gaz réel est d'autant plus voisin de celui du gaz parfait que la pression est plus faible et la température plus élevée. Il s'en éloigne notablement lorsqu'on s'approche, en abaissant la température et en augmentant la pression, de la liquéfaction. Diverses formules rendent compte de cet écart par rapport à la loi de Boyle-Mariotte, dont la plus connue est celle de Van der Waals, qui, pour une mole de gaz, s'écrit : Une telle relation entre température, pression et volume porte le nom d'équation d'état, et celle de Van der Waals permet, grâce aux trois constantes a, b et R, de décrire assez finement non seulement le gaz, mais aussi le liquide qu'on obtient en comprimant ce gaz. Elle permet même de déterminer le point critique, auquel correspond une température critique TC , au-dessus de laquelle l'état liquide n'existe plus, quelle que soit la pression. L'existence de cette température critique a laissé croire pendant longtemps que certains gaz, appelés permanents, n'étaient pas liquéfiables, et ce n'est qu'en 1908 que le dernier d'entre eux, l'hélium, a pu être liquéfié. Lors du franchissement du point critique, le fluide est dans un état intermédiaire entre gaz et liquide. Il présente alors des propriétés particulières dues à l'instabilité de chaque phase par rapport à l'autre, dont la plus spectaculaire est l'apparition d'un aspect laiteux, dit opalescence critique, dû à une intense diffusion de la lumière. 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