Contrairement aux molécules dans un liquide ou un solide, celles d'un gaz peuvent se déplacer librement dans l'espace dans lequel vous les enfermez. Ils volent, se heurtent parfois entre eux et avec les parois du conteneur. La pression collective qu'ils exercent sur les parois du conteneur dépend de la quantité d'énergie qu'ils ont. Ils tirent de l'énergie de la chaleur dans leur environnement, donc si la température augmente, la pression augmente aussi. En fait, les deux grandeurs sont reliées par la loi des gaz parfaits.

TL: DR (Trop long, pas lu)

Dans un récipient rigide, la pression exercée par un gaz varie directement avec la température. Si le récipient n'est pas rigide, le volume et la pression varient avec la température selon la loi des gaz parfaits.

La loi sur les gaz parfaits

Dérivée sur une période de plusieurs années par le travail expérimental d'un Le droit des gaz parfaits découle de la loi de Boyle et de la loi Charles et Gay-Lussac. Le premier indique qu'à une température donnée (T), la pression (P) d'un gaz multipliée par le volume (V) qu'il occupe est une constante. Ce dernier nous dit que lorsque la masse du gaz (n) est maintenue constante, le volume est directement proportionnel à la température. Dans sa forme finale, la loi des gaz parfaits indique:

PV = nRT, où R est une constante appelée constante de gaz idéale.

Si vous conservez la masse du gaz et le volume de la constante du récipient, cette relation vous indique que la pression varie directement avec la température. Si vous deviez représenter graphiquement différentes valeurs de température et de pression, le graphique serait une droite avec une pente positive.

Et si un gaz n'est pas idéal

Un gaz parfait est un dont les particules sont supposées parfaitement élastiques et ne s'attirent ni ne se repoussent les unes les autres. De plus, les particules de gaz elles-mêmes sont supposées n'avoir aucun volume. Bien qu'aucun gaz réel ne remplisse ces conditions, beaucoup se rapprochent suffisamment pour permettre d'appliquer cette relation. Cependant, vous devez tenir compte des facteurs du monde réel lorsque la pression ou la masse du gaz devient très élevée ou que le volume et la température deviennent très faibles. Pour la plupart des applications à température ambiante, la loi des gaz parfaits donne une bonne approximation du comportement de la plupart des gaz.

Comment la pression varie en fonction de la température

Tant que le volume et la masse du gaz sont constants, la relation entre pression et température devient P = KT, où K est une constante dérivée du volume, du nombre de moles de gaz et de la constante de gaz idéale. Si vous mettez un gaz qui remplit des conditions de gaz idéales dans un récipient avec des parois rigides afin que le volume ne puisse pas changer, scellez le récipient et mesurez la pression sur les parois du récipient, vous le verrez diminuer lorsque vous abaissez la température. Comme cette relation est linéaire, il suffit de deux lectures de température et de pression pour tracer une ligne à partir de laquelle vous pouvez extrapoler la pression du gaz à une température donnée.

Cette relation linéaire se décompose à très basse température l'élasticité imparfaite des molécules de gaz devient suffisamment importante pour affecter les résultats, mais la pression diminuera quand vous baisserez la température. La relation sera également non linéaire si les molécules de gaz sont assez grandes pour exclure la classification du gaz comme idéal.