Physique thermique

Lois des gaz

Étudier les relations entre pression, volume et température d'une quantité fixe de gaz lors de transformations isothermes, isobares et isochore.

Les lois des gaz décrivent l'évolution d'un état d'équilibre lorsqu'une grandeur est maintenue constante. Utilisez toujours la température absolue $T$ en kelvins ; les températures Celsius ne conviennent pas aux rapports.

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Dans le plan $p$–$V$, une isotherme de gaz parfait est l'hyperbole $p=nRT/V$. Les isochores sont verticales et les isobares horizontales. Le chemin représente les états parcourus, pas la vitesse d'évolution au cours du temps.

Vérification rapide

Chaque loi des gaz décrit une transformation particulière pour une même quantité fixe de gaz. Isotherme signifie température absolue constante, donc $pV$ reste constant : comprimer diminue le volume et augmente la pression. Une transformation isobare garde la pression constante et le volume est proportionnel à la température en kelvins. Une transformation isochore garde le volume constant, donc la pression est proportionnelle à la température en kelvins. Le graphe aide à reconnaître la contrainte : une isotherme dans le plan $p$–$V$ est une hyperbole, une isobare une droite horizontale. La relation combinée $p_1V_1/T_1=p_2V_2/T_2$ rassemble ces variations pour une quantité fixe de gaz, sans rendre toutes les variables indépendantes. Avant de l'utiliser, repérez la grandeur constante, convertissez les degrés Celsius en kelvins pour les rapports et gardez des unités cohérentes. Ces lois découlent de l'équation d'état du gaz parfait.

Par exemple, comprimer isothermement un gaz de 4,0 L à 100 kPa jusqu'à 2,5 L donne $p_2=p_1V_1/V_2=160$ kPa. La pression augmente parce que la même quantité de gaz occupe un volume plus petit ; les températures Celsius ne s'emploient pas dans les rapports d'état.