Les propriétés d'un gaz : pression, volume, température, quantité

Un gaz, ça se décrit avec 4 grandeurs

Contrairement à un solide, un gaz n'a ni forme propre ni volume fixe : il occupe tout l'espace disponible. Pour décrire complètement l'état d'une certaine quantité de gaz, il suffit de connaître 4 grandeurs :

• la pression P, exercée par les chocs des molécules de gaz sur les parois du récipient (unité SI : le pascal, Pa) ;
• le volume V occupé par le gaz (unité SI : le mètre cube, m³) ;
• la température T, qui traduit l'agitation moyenne des molécules (unité SI : le kelvin, K) ;
• la quantité de matière n, le nombre de moles de gaz présentes (unité : la mole, mol).

Le modèle du gaz parfait

Un gaz parfait est un modèle simplifié où l'on suppose que les molécules de gaz sont ponctuelles (leur propre volume est négligeable) et qu'elles n'interagissent pas entre elles, sauf lors de chocs. Ce modèle décrit très bien la plupart des gaz réels dans les conditions usuelles de température et de pression.

Pourquoi ces grandeurs sont liées

Ces 4 grandeurs ne sont pas indépendantes : si tu compresses un gaz (tu diminues son volume) sans changer sa température ni sa quantité, sa pression augmente forcément, car les molécules heurtent les parois plus souvent. De même, si tu chauffes un gaz à volume constant, les molécules s'agitent davantage et la pression augmente. C'est cette dépendance mutuelle que décrit la loi des gaz parfaits, présentée dans la prochaine leçon.

Attention aux unités de température

En chimie, la température utilisée dans les calculs de gaz est toujours en kelvin, jamais en degrés Celsius. La conversion est simple :

T(K) = theta(degres C) + 273,15

Erreur classique

Oublier de convertir la température en kelvin est l'erreur la plus fréquente : utiliser directement une valeur en degrés Celsius dans un calcul de gaz parfait donne un résultat totalement faux, car la relation entre pression et température n'est proportionnelle qu'en kelvin, pas en Celsius.