1. Volume
* Relation inverse: La pression et le volume ont une relation inverse. Ceci est décrit par Law de Boyle :
* À température constante, la pression d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume.
* Exemple: Si vous réduisez la moitié du volume d'un récipient à gaz, la pression doublera.
2. Température
* Relation directe: La pression et la température ont une relation directe. Ceci est décrit par la loi de Gay-Lussac :
* À un volume constant, la pression d'un gaz est directement proportionnelle à sa température absolue (mesurée en Kelvin).
* Exemple: Si vous augmentez la température d'un récipient à gaz, la pression augmentera proportionnellement.
3. Densité
* Relation directe: La pression et la densité ont une relation directe. En effet, la densité est directement liée au nombre de molécules de gaz par unité de volume. Plus de molécules signifient plus de collisions avec les parois des conteneurs, conduisant à une pression plus élevée.
* Exemple: L'augmentation de la densité d'un gaz en ajoutant plus de molécules (à un volume et à une température constantes) augmentera la pression.
Concepts clés:
* théorie moléculaire cinétique: Cette théorie explique le comportement des gaz. Il indique que les molécules de gaz sont en mouvement aléatoire constant et entrent en collision les unes avec les autres et les parois de leur conteneur. Ces collisions créent une pression.
* Loi sur les gaz idéaux: Cette loi combine la loi de Boyle, la loi de Gay-Lussac et la loi d'Avogadro en une seule équation:PV =NRT. Où:
* P =pression
* V =volume
* n =nombre de moles de gaz
* R =constante de gaz idéale
* T =température (en Kelvin)
en résumé:
* Volume décroissant augmente la pression.
* augmentation de la température augmente la pression.
* densité croissante augmente la pression.
Remarque importante: Ces relations sont vraies pour les gaz idéaux. Les gaz réels peuvent s'écarter d'un comportement idéal à des pressions élevées et à de faibles températures.
