Qui a donné son nom à la loi scientifique selon laquelle la pression d’un gaz est inversement proportionnelle à son volume à température constante ?
Robert Boyle
La plupart des gaz étant difficiles à observer directement, ils sont décrits à l’aide de quatre propriétés physiques ou caractéristiques macroscopiques : la pression, le volume, le nombre de particules (les chimistes les regroupent par taupes) et la température. Ces quatre caractéristiques ont été observées à plusieurs reprises par des scientifiques tels que Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Joseph Gay-Lussac et Amedeo Avogadro pour une variété de gaz dans divers contextes. Leurs études détaillées ont finalement conduit à une relation mathématique entre ces propriétés exprimée par la loi des gaz parfaits (voir la section modèles simplifiés ci-dessous). Macroscopiquement, les caractéristiques du gaz mesurées concernent soit les particules de gaz elles-mêmes (vitesse, pression ou température), soit leur environnement (volume). Par exemple, Robert Boyle a étudié la chimie pneumatique pendant une petite partie de sa carrière. L'une de ses expériences concernait les propriétés macroscopiques de la pression et du volume d'un gaz. Son expérience utilisait un manomètre à tube en J qui ressemble à un tube à essai en forme de lettre J. Boyle a piégé un gaz inerte dans l'extrémité fermée du tube à essai avec une colonne de mercure, rendant ainsi le nombre de particules et la température constante. Il a observé que lorsque la pression augmentait dans le gaz, en ajoutant davantage de mercure dans la colonne, le volume du gaz piégé diminuait (c'est ce qu'on appelle une relation inverse). De plus, lorsque Boyle multipliait la pression et le volume de chaque observation, le produit était constant. Cette relation était valable pour chaque gaz observé par Boyle menant à la loi (PV=k), nommée en hommage à ses travaux dans ce domaine. La loi de Boyle fut peut-être la première expression d'une équation d'état. En 1662, Robert Boyle réalisa une série d’expériences en utilisant un tube de verre en forme de J scellé à une extrémité. Du mercure a été ajouté au tube, emprisonnant une quantité fixe d'air dans l'extrémité courte et scellée du tube. Ensuite, le volume de gaz a été soigneusement mesuré à mesure que du mercure supplémentaire était ajouté au tube. La pression du gaz pourrait être déterminée par la différence entre le niveau de mercure dans l’extrémité courte du tube et celui dans l’extrémité longue et ouverte. L'image de l'équipement de Boyle montre certains des outils exotiques utilisés par Boyle lors de son étude des gaz.
Le gaz est l'un des quatre états fondamentaux de la matière (les autres étant solide, liquide et plasma). Un gaz pur peut être constitué d'atomes individuels (par exemple un gaz rare comme le néon), de molécules élémentaires constituées d'un type d'atome (par exemple l'oxygène) ou de molécules composées constituées de divers atomes (par exemple le dioxyde de carbone). Un mélange gazeux contiendrait une variété de gaz purs, tout comme l’air. Ce qui distingue un gaz des liquides et des solides est la vaste séparation des particules de gaz individuelles. Cette séparation rend généralement un gaz incolore invisible pour l'observateur humain. L'interaction des particules de gaz en présence de champs électriques et gravitationnels est considérée comme négligeable, comme l'indiquent les vecteurs vitesse constante dans l'image. Un type de gaz communément connu est la vapeur.
L'état gazeux de la matière se situe entre les états liquide et plasma, ce dernier constituant la limite de température supérieure pour les gaz. À l’extrémité inférieure de l’échelle de température se trouvent les gaz quantiques dégénératifs qui suscitent de plus en plus d’attention. Les gaz atomiques à haute densité surfondus à des températures incroyablement basses sont classés selon leur comportement statistique comme gaz de Bose ou gaz de Fermi. Pour une liste complète de ces états exotiques de la matière, voir liste des états de la matière.
Gaz élémentaires
Les seuls éléments chimiques qui sont des molécules homonucléaires multiatomiques stables à température et pression standard (STP) sont l'hydrogène (H2), l'azote (N2) et l'oxygène (O2) ;
plus deux halogènes, le fluor (F2) et le chlore (Cl2).
Ces gaz, regroupés avec les gaz rares monoatomiques ; qui sont l'hélium (He), le néon (Ne), l'argon (Ar), le krypton (Kr), le xénon (Xe) et le radon (Rn) ; sont appelés « gaz élémentaires ». Alternativement, ils sont parfois appelés « gaz moléculaires » pour les distinguer des molécules qui sont également des composés chimiques.
Étymologie
Le mot gaz est un néologisme utilisé pour la première fois par le chimiste flamand du début du XVIIe siècle, J.B. van Helmont. Le mot de Van Helmont semble avoir été simplement une transcription phonétique du mot grec χάος Chaos – le g en néerlandais étant prononcé comme ch dans « loch » – auquel cas Van Helmont suivait simplement l'usage alchimique établi attesté pour la première fois dans les travaux de Paracelse. . Selon la terminologie de Paracelse, le chaos signifiait quelque chose comme « l’eau ultra-raréfiée ».
Une autre histoire est que le mot de Van Helmont est corrompu à partir de gahst (ou geist), signifiant un fantôme ou un esprit. En effet, certains gaz suggéraient une origine surnaturelle, comme leur capacité à provoquer la mort, à éteindre les flammes et à se produire dans « les mines, le fond des puits, les cimetières et autres endroits isolés ».
Caractéristiques physiques
La plupart des gaz étant difficiles à observer directement, ils sont décrits à l’aide de quatre propriétés physiques ou caractéristiques macroscopiques : la pression, le volume, le nombre de particules (les chimistes les regroupent par taupes) et la température. Ces quatre caractéristiques ont été observées à plusieurs reprises par des scientifiques tels que Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Joseph Gay-Lussac et Amedeo Avogadro pour une variété de gaz dans divers contextes. Leurs études détaillées ont finalement conduit à une relation mathématique entre ces propriétés exprimée par la loi des gaz parfaits (voir la section modèles simplifiés ci-dessous).
Les particules de gaz sont largement séparées les unes des autres et ont par conséquent des liaisons intermoléculaires plus faibles que les liquides ou les solides. Ces forces intermoléculaires résultent d'interactions électrostatiques entre particules de gaz. Les zones de charges similaires de différentes particules de gaz se repoussent, tandis que les régions de charges opposées de différentes particules de gaz s'attirent ; les gaz contenant des ions chargés en permanence sont appelés plasmas. Les composés gazeux avec des liaisons covalentes polaires contiennent des déséquilibres de charge permanents et subissent donc des forces intermoléculaires relativement fortes, bien que la charge nette de la molécule reste neutre. Des charges transitoires induites de manière aléatoire existent à travers les liaisons covalentes non polaires des molécules et les interactions électrostatiques provoquées par celles-ci sont appelées forces de Van der Waals. L'interaction de ces forces intermoléculaires varie au sein d'une substance, ce qui détermine bon nombre des propriétés physiques propres à chaque gaz. Une comparaison des points d’ébullition des composés formés par des liaisons ioniques et covalentes nous amène à cette conclusion. Les particules de fumée dérivantes sur l’image donnent un aperçu du comportement des gaz à basse pression.
Comparés aux autres états de la matière, les gaz ont une faible densité et une faible viscosité. La pression et la température influencent les particules dans un certain volume. Cette variation de la séparation et de la vitesse des particules est appelée compressibilité. Cette séparation et cette taille des particules influencent les propriétés optiques des gaz, comme le montrent la liste suivante des indices de réfraction. Enfin, les particules de gaz se dispersent ou se diffusent afin de se répartir de manière homogène dans n'importe quel récipient.
Macroscopique
Lors de l'observation d'un gaz, il est courant de spécifier un cadre de référence ou une échelle de longueur. Une échelle de longueur plus grande correspond à un point de vue macroscopique ou global du gaz. Cette région (appelée volume) doit être de taille suffisante pour contenir un large échantillon de particules de gaz. L'analyse statistique résultante de cette taille d'échantillon produit le comportement « moyen » (c'est-à-dire la vitesse, la température ou la pression) de toutes les particules de gaz dans la région. En revanche, une échelle de longueur plus petite correspond à un point de vue microscopique ou particulaire.
Macroscopiquement, les caractéristiques du gaz mesurées concernent soit les particules de gaz elles-mêmes (vitesse, pression ou température), soit leur environnement (volume). Par exemple, Robert Boyle a étudié la chimie pneumatique pendant une petite partie de sa carrière. L'une de ses expériences concernait les propriétés macroscopiques de la pression et du volume d'un gaz. Son expérience utilisait un manomètre à tube en J qui ressemble à un tube à essai en forme de lettre J. Boyle a piégé un gaz inerte dans l'extrémité fermée du tube à essai avec une colonne de mercure, rendant ainsi le nombre de particules et la température constante. Il a observé que lorsque la pression augmentait dans le gaz, en ajoutant davantage de mercure dans la colonne, le volume du gaz piégé diminuait (c'est ce qu'on appelle une relation inverse). De plus, lorsque Boyle multipliait la pression et le volume de chaque observation, le produit était constant. Cette relation était valable pour chaque gaz observé par Boyle menant à la loi (PV=k), nommée en hommage à ses travaux dans ce domaine.
Il existe de nombreux outils mathématiques disponibles pour analyser les propriétés des gaz. À mesure que les gaz sont soumis à des conditions extrêmes, ces outils deviennent un peu plus complexes, depuis les équations d'Euler pour l'écoulement non visqueux jusqu'aux équations de Navier-Stokes qui tiennent pleinement compte des effets visqueux. Ces équations sont adaptées aux conditions du système gazier considéré. L'équipement de laboratoire de Boyle lui permettait d'utiliser l'algèbre pour obtenir ses résultats analytiques. Ses résultats ont été possibles parce qu'il étudiait des gaz dans des situations de pression relativement basse où ils se comportaient de manière « idéale ». Ces relations idéales s'appliquent aux calculs de sécurité pour diverses conditions de vol sur les matériaux utilisés. Les équipements de haute technologie utilisés aujourd'hui ont été conçus pour nous aider à explorer en toute sécurité les environnements opérationnels les plus exotiques où les gaz ne se comportent plus de manière « idéale ». Ces mathématiques avancées, comprenant des statistiques et des calculs multivariés, permettent de résoudre des situations dynamiques aussi complexes que la rentrée d'un véhicule spatial. Un exemple est l’analyse de la rentrée de la navette spatiale illustrée pour garantir que les propriétés des matériaux dans ces conditions de chargement sont appropriées. Dans ce régime de vol, le gaz ne se comporte plus de manière idéale.
Pression
Le symbole utilisé pour représenter la pression dans les équations est « p » ou « P » avec les unités SI de pascals.
Lorsqu'on décrit un conteneur de gaz, le terme pression (ou pression absolue) fait référence à la force moyenne par unité de surface que le gaz exerce sur la surface du conteneur. Au sein de ce volume, il est parfois plus facile de visualiser les particules de gaz se déplaçant en lignes droites jusqu'à entrer en collision avec le récipient (voir schéma en haut de l'article). La force transmise par une particule de gaz au conteneur lors de cette collision est le changement de quantité de mouvement de la particule. Lors d'une collision, seule la composante normale de la vitesse change. Une particule se déplaçant parallèlement au mur ne change pas sa quantité de mouvement. Par conséquent, la force moyenne sur une surface doit être la variation moyenne du moment linéaire résultant de toutes ces collisions de particules de gaz.
La pression est la somme de toutes les composantes normales de la force exercée par les particules frappant les parois du récipient divisée par la surface de la paroi.
Température
 Le symbole utilisé pour représenter la température dans les équations est T avec les unités SI de kelvins.
La vitesse d'une particule de gaz est proportionnelle à sa température absolue. Le volume du ballon dans la vidéo diminue lorsque les particules de gaz piégées ralentissent grâce à l'ajout d'azote extrêmement froid. La température de tout système physique est liée aux mouvements des particules (molécules et atomes) qui composent le système [gazeux]. En mécanique statistique, la température est la mesure de l'énergie cinétique moyenne stockée dans une particule. Les méthodes de stockage de cette énergie sont dictées par les degrés de liberté de la particule elle-même (modes énergétiques). L'énergie cinétique ajoutée (processus endothermique) aux particules de gaz par le biais de collisions produit un mouvement linéaire, rotationnel et vibratoire. En revanche, une molécule dans un solide ne peut augmenter ses modes de vibration qu’avec l’ajout de chaleur, car la structure cristalline en réseau empêche les mouvements linéaires et rotationnels. Ces molécules de gaz chauffées ont une plage de vitesse plus grande qui varie constamment en raison de collisions constantes avec d'autres particules. La plage de vitesse peut être décrite par la distribution Maxwell – Boltzmann. L'utilisation de cette distribution implique des gaz parfaits proches de l'équilibre thermodynamique pour le système de particules considéré.
Volume spécifique
Le symbole utilisé pour représenter le volume spécifique dans les équations est « v » avec les unités SI de mètres cubes par kilogramme.
Le symbole utilisé pour représenter le volume dans les équations est « V » avec les unités SI de mètres cubes.
Lors d’une analyse thermodynamique, il est courant de parler de propriétés intensives et extensives. Les propriétés qui dépendent de la quantité de gaz (en masse ou en volume) sont appelées propriétés extensives, tandis que les propriétés qui ne dépendent pas de la quantité de gaz sont appelées propriétés intensives. Le volume spécifique est un exemple de propriété intensive car c'est le rapport du volume occupé par une unité de masse d'un gaz qui est identique dans tout un système à l'équilibre. 1 000 atomes d’un gaz occupent le même espace que 1 000 autres atomes pour une température et une pression données. Ce concept est plus facile à visualiser pour les solides comme le fer qui sont incompressibles par rapport aux gaz. Puisqu’un gaz remplit tout récipient dans lequel il est placé, le volume est une propriété étendue.
Densité
Le symbole utilisé pour représenter la densité dans les équations est ρ (rho) avec les unités SI de kilogrammes par mètre cube. Ce terme est l'inverse du volume spécifique.
Étant donné que les molécules de gaz peuvent se déplacer librement dans un récipient, leur masse est normalement caractérisée par leur densité. La densité est la quantité de masse par unité de volume d'une substance, ou l'inverse du volume spécifique. Pour les gaz, la densité peut varier dans une large plage car les particules sont libres de se rapprocher lorsqu'elles sont contraintes par la pression ou le volume. Cette variation de densité est appelée compressibilité. Comme la pression et la température, la densité est une variable d’état d’un gaz et le changement de densité au cours de tout processus est régi par les lois de la thermodynamique. Pour un gaz statique, la densité est la même dans tout le conteneur. La densité est donc une quantité scalaire. On peut montrer par la théorie cinétique que la densité est inversement proportionnelle à la taille du récipient dans lequel est confinée une masse fixe de gaz. Dans le cas d’une masse fixe, la densité diminue à mesure que le volume augmente.
Microscopique
Si l’on pouvait observer un gaz sous un microscope puissant, on verrait un ensemble de particules (molécules, atomes, ions, électrons, etc.) sans forme ni volume définis, en mouvement plus ou moins aléatoire. Ces particules de gaz neutre ne changent de direction que lorsqu'elles entrent en collision avec une autre particule ou avec les parois du conteneur. Dans un gaz parfait, ces collisions sont parfaitement élastiques. Cette vue particulaire ou microscopique d'un gaz est décrite par la théorie cinétique-moléculaire. Les hypothèses derrière cette théorie peuvent être trouvées dans la section postulats de la théorie cinétique.
Théorie cinétique
La théorie cinétique donne un aperçu des propriétés macroscopiques des gaz en considérant leur composition moléculaire et leur mouvement. En commençant par les définitions de l'impulsion et de l'énergie cinétique, on peut utiliser la conservation de l'impulsion et les relations géométriques d'un cube pour relier les propriétés macroscopiques du système de température et de pression à la propriété microscopique de l'énergie cinétique par molécule. La théorie fournit des valeurs moyennes pour ces deux propriétés.
La théorie explique également comment le système gazier réagit au changement. Par exemple, lorsqu’un gaz est chauffé à partir du zéro absolu, alors qu’il est (en théorie) parfaitement immobile, son énergie interne (température) augmente. Lorsqu’un gaz est chauffé, les particules accélèrent et sa température augmente. Cela entraîne un plus grand nombre de collisions avec le conteneur par unité de temps en raison des vitesses de particules plus élevées associées aux températures élevées. La pression augmente proportionnellement au nombre de collisions par unité de temps.
mouvement brownien
Le mouvement brownien est le modèle mathématique utilisé pour décrire le mouvement aléatoire des particules en suspension dans un fluide. L'animation des particules de gaz, utilisant des particules roses et vertes, illustre comment ce comportement entraîne la propagation des gaz (entropie). Ces événements sont également décrits par la théorie des particules.
Puisqu'il est à la limite (ou au-delà) de la technologie actuelle pour observer des particules de gaz individuelles (atomes ou molécules), seuls les calculs théoriques donnent des suggestions sur la façon dont elles se déplacent, mais leur mouvement est différent du mouvement brownien car le mouvement brownien implique une traînée douce due à à la force de friction de nombreuses molécules de gaz, ponctuée par de violentes collisions d'une (ou plusieurs) molécule(s) de gaz avec la particule. La particule (généralement constituée de millions ou de milliards d’atomes) se déplace donc selon une trajectoire irrégulière, mais pas aussi irrégulière que celle attendue si une molécule de gaz individuelle était examinée.
Forces intermoléculaires
Comme indiqué précédemment, les attractions (ou répulsions) momentanées entre les particules ont un effet sur la dynamique des gaz. En chimie physique, le nom donné à ces forces intermoléculaires est force de Van der Waals. Ces forces jouent un rôle clé dans la détermination des propriétés physiques d'un gaz telles que la viscosité et le débit (voir la section caractéristiques physiques). Ignorer ces forces dans certaines conditions (voir Théorie cinétique-moléculaire) permet de traiter un gaz réel comme un gaz parfait. Cette hypothèse permet d’utiliser les lois des gaz parfaits ce qui simplifie grandement les calculs.
Une bonne utilisation de ces relations gazeuses nécessite la théorie cinétique-moléculaire (KMT). Lorsque les particules de gaz possèdent une charge magnétique ou une force intermoléculaire, elles s'influencent progressivement à mesure que l'espacement entre elles diminue (le modèle de liaison hydrogène en illustre un exemple). En l’absence de toute charge, à un moment donné, lorsque l’espacement entre les particules de gaz est considérablement réduite, elles ne peuvent plus éviter les collisions entre elles à des températures normales de gaz. Un autre cas d’augmentation des collisions entre particules de gaz inclurait un volume fixe de gaz qui, une fois chauffé, contiendrait des particules très rapides. Cela signifie que ces équations idéales fournissent des résultats raisonnables, sauf dans des conditions de pression (compressible) ou de température (ionisée) extrêmement élevées. Notez que toutes ces conditions exceptées permettent le transfert d’énergie au sein du système de gaz. L’absence de ces transferts internes constitue ce que l’on appelle des conditions idéales dans lesquelles les échanges d’énergie ne se produisent qu’aux frontières du système. Les gaz réels subissent certaines de ces collisions et forces intermoléculaires. Lorsque ces collisions sont statistiquement négligeables (incompressibles), les résultats de ces équations idéales sont toujours significatifs. Si les particules de gaz sont comprimées à proximité, elles se comportent davantage comme un liquide (voir dynamique des fluides).
Modèles simplifiés
Une équation d'état (pour les gaz) est un modèle mathématique utilisé pour décrire ou prédire grossièrement les propriétés d'état d'un gaz. À l’heure actuelle, il n’existe pas d’équation d’état unique permettant de prédire avec précision les propriétés de tous les gaz dans toutes les conditions. Par conséquent, un certain nombre d’équations d’état beaucoup plus précises ont été développées pour les gaz dans des plages de température et de pression spécifiques. Les « modèles de gaz » les plus largement évoqués sont le « gaz parfait », le « gaz idéal » et le « gaz réel ». Chacun de ces modèles possède son propre ensemble d'hypothèses pour faciliter l'analyse d'un système thermodynamique donné. Chaque modèle successif élargit la plage de température de couverture à laquelle il s'applique.
Modèles de gaz idéaux et parfaits
L'équation d'état d'un gaz parfait ou parfait est la loi des gaz parfaits et s'écrit
PV = nRT,
où P est la pression, V est le volume, n est la quantité de gaz (en unités molaires), R est la constante universelle des gaz, 8,314 J/(mol K) et T est la température. Écrit de cette façon, on l'appelle parfois la « version du chimiste », car elle met l'accent sur le nombre de molécules n. On peut aussi l'écrire comme
P=\rho R_s T,
où R_s est la constante spécifique d'un gaz particulier, en unités J/(kg K), et ρ = m/V est la densité. Cette notation est la version « du dynamiste des gaz », plus pratique dans la modélisation des écoulements de gaz impliquant une accélération sans réactions chimiques.
La loi des gaz parfaits ne fait pas d’hypothèse sur la chaleur spécifique d’un gaz. Dans le cas le plus général, la chaleur spécifique dépend à la fois de la température et de la pression. Si la dépendance à la pression est négligée (et éventuellement la dépendance à la température également) dans une application particulière, le gaz est parfois considéré comme un gaz parfait, bien que les hypothèses exactes puissent varier en fonction de l'auteur et/ou du domaine scientifique.
Pour un gaz parfait, la loi des gaz parfaits s'applique sans restrictions sur la chaleur spécifique. Un gaz parfait est un « gaz réel » simplifié avec l'hypothèse que le facteur de compressibilité Z est fixé à 1, ce qui signifie que ce rapport pneumatique reste constant. Un facteur de compressibilité de un nécessite également que les quatre variables d'état suivent la loi des gaz parfaits.
Cette approximation est plus adaptée aux applications en ingénierie, bien que des modèles plus simples puissent être utilisés pour produire une fourchette « approximative » quant à l'endroit où devrait se situer la véritable solution. Un exemple où « l’approximation des gaz parfaits » serait appropriée serait l’intérieur d’une chambre de combustion d’un moteur à réaction. Il peut également être utile de conserver les réactions élémentaires et les dissociations chimiques pour le calcul des émissions.
Du vrai gaz
Chacune des hypothèses énumérées ci-dessous ajoute à la complexité de la solution du problème. À mesure que la densité d'un gaz augmente avec l'augmentation de la pression, les forces intermoléculaires jouent un rôle plus important dans le comportement du gaz, ce qui fait que la loi des gaz parfaits ne fournit plus de résultats « raisonnables ». À l’extrémité supérieure des plages de température du moteur (par exemple sections de combustion – 1 300 K), les particules de carburant complexes absorbent l’énergie interne au moyen de rotations et de vibrations qui font que leur chaleur spécifique diffère de celle des molécules diatomiques et des gaz rares. À plus du double de cette température, l’excitation électronique et la dissociation des particules de gaz commencent à se produire, entraînant un ajustement de la pression à un plus grand nombre de particules (transition du gaz au plasma). Enfin, tous les processus thermodynamiques étaient supposés décrire des gaz uniformes dont les vitesses variaient selon une distribution fixe. L'utilisation d'une situation de non-équilibre implique que le champ d'écoulement doit être caractérisé d'une manière ou d'une autre pour permettre une solution. L'une des premières tentatives visant à élargir les limites de la loi des gaz parfaits a été d'inclure la couverture de différents processus thermodynamiques en ajustant l'équation pour lire pVn = constante, puis en faisant varier le n à travers différentes valeurs telles que le rapport thermique spécifique, γ.
Les effets réels des gaz incluent les ajustements effectués pour tenir compte d’une plus grande gamme de comportements des gaz :
*Effets de compressibilité (Z pouvant varier de 1,0)
*Capacité thermique variable (les chaleurs spécifiques varient en fonction de la température)
*Forces de Van der Waals (liées à la compressibilité, peuvent remplacer d'autres équations d'état)
*Effets thermodynamiques hors équilibre
*Problèmes de dissociation moléculaire et réactions élémentaires à composition variable.
Pour la plupart des applications, une analyse aussi détaillée est excessive. Des exemples où les « effets réels des gaz » auraient un impact significatif seraient la rentrée de la navette spatiale où des températures et des pressions extrêmement élevées sont présentes ou les gaz produits lors d'événements géologiques comme dans l'image de l'éruption du Mont Redoute en 1990.
Synthèse historique
la loi de Boyle
La loi de Boyle fut peut-être la première expression d'une équation d'état. En 1662, Robert Boyle réalisa une série d’expériences en utilisant un tube de verre en forme de J scellé à une extrémité. Du mercure a été ajouté au tube, emprisonnant une quantité fixe d'air dans l'extrémité courte et scellée du tube. Ensuite, le volume de gaz a été soigneusement mesuré à mesure que du mercure supplémentaire était ajouté au tube. La pression du gaz pourrait être déterminée par la différence entre le niveau de mercure dans l’extrémité courte du tube et celui dans l’extrémité longue et ouverte. L'image de l'équipement de Boyle montre certains des outils exotiques utilisés par Boyle lors de son étude des gaz.
Grâce à ces expériences, Boyle a remarqué que la pression exercée par un gaz maintenu à température constante varie inversement avec le volume du gaz. Par exemple, si le volume est réduit de moitié, la pression est doublée ; et si le volume est doublé, la pression est réduite de moitié. Étant donné la relation inverse entre pression et volume, le produit de la pression (P) et du volume (V) est une constante (k) pour une masse donnée de gaz confiné tant que la température est constante. Exprimé sous forme de formule, voici :
PV = k
Parce que les volumes et pressions avant et après de la quantité fixe de gaz, où les températures avant et après sont les mêmes, sont toutes deux égales à la constante k, ils peuvent être liés par l'équation :
\qquad P_1 V_1 = P_2 V_2.
La loi de Charles
En 1787, le physicien français et pionnier des ballons Jacques Charles a découvert que l'oxygène, l'azote, l'hydrogène, le dioxyde de carbone et l'air se dilatent dans la même mesure sur le même intervalle de 80 kelvins. Il a noté que, pour un gaz parfait à pression constante, le volume est directement proportionnel à sa température :
\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}
Loi de Gay-Lussac
En 1802, Joseph Louis Gay-Lussac publia les résultats d'expériences similaires, quoique plus approfondies. Gay-Lussac a crédité les travaux antérieurs de Charle en nommant la loi en son honneur. C'est à Gay-Lussac lui-même qu'on doit la loi décrivant la pression, qu'il a découverte en 1809. Elle stipule que la pression exercée sur les parois d'un récipient par un gaz parfait est proportionnelle à sa température.
 \frac{P_1}{T_1}=\frac{P_2}{T_2} \,
La loi d'Avogadro
En 1811, Amedeo Avogadro vérifia qu'un volume égal de gaz purs contenait le même nombre de particules. Sa théorie ne fut généralement acceptée qu'en 1858, lorsqu'un autre chimiste italien, Stanislao Cannizzaro, fut capable d'expliquer les exceptions non idéales. Pour son travail sur les gaz un siècle auparavant, le nombre qui porte son nom, la constante d'Avogadro, représente le nombre d'atomes trouvés dans 12 grammes de carbone élémentaire 12 (6,022 × 1023 mol−1). Ce nombre spécifique de particules de gaz, à température et pression standard (loi des gaz parfaits), occupe 22,40 litres, appelé volume molaire.
La loi d'Avogadro stipule que le volume occupé par un gaz parfait est proportionnel au nombre de taupes (ou molécules) présentes dans le récipient. Cela donne le volume molaire d'un gaz, qui à STP est de 22,4 dm3 (ou litres). La relation est donnée par
\frac{V_1}{n_1}=\frac{V_2}{n_2} \,
où n est égal au nombre de moles de gaz (le nombre de molécules divisé par le nombre d'Avogadro).
la loi de Dalton
En 1801, John Dalton a publié la loi des pressions partielles tirée de ses travaux sur la relation avec la loi des gaz parfaits : La pression d'un mélange de gaz non réactifs est égale à la somme des pressions de tous les gaz constituants seuls. Mathématiquement, cela peut être représenté pour n espèces comme :
Pressiontotale = Pression1 + Pression2 + ... + Pressionn
L'image du journal de Dalton représente la symbologie qu'il a utilisée comme raccourci pour enregistrer le chemin qu'il a suivi. Parmi ses principales observations dans son journal sur le mélange de « fluides élastiques » (gaz) non réactifs figuraient les suivantes :
*Contrairement aux liquides, les gaz plus lourds ne dérivent pas vers le fond lors du mélange.
*L'identité des particules de gaz n'a joué aucun rôle dans la détermination de la pression finale (elles se sont comportées comme si leur taille était négligeable).
Thèmes spéciaux
Compressibilité
Les thermodynamiciens utilisent ce facteur (Z) pour modifier l'équation des gaz parfaits afin de tenir compte des effets de compressibilité des gaz réels. Ce facteur représente le rapport entre les volumes spécifiques réels et idéaux. Il est parfois appelé « fudge-factor » ou correction pour élargir la plage utile de la loi des gaz parfaits à des fins de conception. Habituellement, cette valeur Z est très proche de l'unité. L'image du facteur de compressibilité illustre la façon dont Z varie sur une plage de températures très froides.
Le numéro de Reynold
En mécanique des fluides, le nombre de Reynolds est le rapport entre les forces d'inertie (vsρ) et les forces visqueuses (μ/L). C'est l'un des nombres sans dimension les plus importants en dynamique des fluides et est utilisé, généralement avec d'autres nombres sans dimension, pour fournir un critère permettant de déterminer la similitude dynamique. En tant que tel, le nombre de Reynolds assure le lien entre les résultats de la modélisation (conception) et les conditions réelles à grande échelle. Il peut également être utilisé pour caractériser l’écoulement.
Viscosité
La viscosité, une propriété physique, est une mesure de la façon dont les molécules adjacentes adhèrent les unes aux autres. Un solide peut résister à une force de cisaillement grâce à la force de ces forces intermoléculaires collantes. Un fluide se déforme continuellement lorsqu’il est soumis à une charge similaire. Même si un gaz a une valeur de viscosité inférieure à celle d’un liquide, il s’agit néanmoins d’une propriété observable. Si les gaz n’avaient pas de viscosité, ils ne colleraient pas à la surface d’une aile et ne formeraient pas de couche limite. Une étude de l'aile delta sur l'image de Schlieren révèle que les particules de gaz se collent les unes aux autres (voir la section Couche limite).
Turbulence
En dynamique des fluides, la turbulence ou écoulement turbulent est un régime d'écoulement caractérisé par des changements de propriétés chaotiques et stochastiques. Cela inclut une diffusion à faible impulsion, une convection à impulsion élevée et une variation rapide de la pression et de la vitesse dans l’espace et dans le temps. La vue satellite de la météo autour des îles Robinson Crusoé n’en illustre qu’un exemple.
Couche limite
En effet, les particules « collent » à la surface d'un objet qui la traverse. Cette couche de particules est appelée couche limite. A la surface de l'objet, elle est essentiellement statique du fait du frottement de la surface. L'objet, avec sa couche limite, est en fait la nouvelle forme de l'objet que le reste des molécules « voient » à mesure que l'objet s'approche. Cette couche limite peut se séparer de la surface, créant essentiellement une nouvelle surface et modifiant complètement le trajet d'écoulement. L’exemple classique est celui d’un profil aérodynamique qui décroît. L’image de l’aile delta montre clairement l’épaississement de la couche limite à mesure que le gaz s’écoule de droite à gauche le long du bord d’attaque.
Principe d'entropie maximale
Lorsque le nombre total de degrés de liberté tend vers l’infini, le système se retrouvera dans le macroétat qui correspond à la multiplicité la plus élevée. Afin d’illustrer ce principe, observez la température cutanée d’une barre métallique gelée. À l’aide d’une image thermique de la température cutanée, notez la répartition de la température sur la surface. Cette première observation de la température représente un « microétat ». Dans le futur, une seconde observation de la température cutanée produira un deuxième microétat. En poursuivant ce processus d'observation, il est possible de produire une série de microétats illustrant l'histoire thermique de la surface de la barre. La caractérisation de cette série historique de microétats est possible en choisissant le macroétat qui réussit à les classer tous en un seul groupe.
Equilibre thermodynamique
Lorsque le transfert d'énergie cesse depuis un système, cette condition est appelée équilibre thermodynamique. Habituellement, cette condition implique que le système et son environnement sont à la même température, de sorte que la chaleur ne se transmet plus entre eux. Cela implique également que les forces externes sont équilibrées (le volume ne change pas) et que toutes les réactions chimiques au sein du système sont complètes. La chronologie de ces événements varie en fonction du système en question. Un récipient de glace fond à température ambiante prend des heures, tandis que dans les semi-conducteurs, le transfert de chaleur qui se produit lors de la transition du dispositif d'un état allumé à un état éteint pourrait être de l'ordre de quelques nanosecondes.