Les états fondamentaux

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La matière est représentée par tout ce qui nous entoure. Elle est constituée de particules élémentaires et indivisibles que l’on appelle atomes. La notion d’atome a été énoncée la première fois par Démocrite (460-370 av. JC) philosophe Grec Présocratique.

États fondamentaux

La matière environnante peut se présenter sous 3 états différents : solide, liquide ou gazeuse.

˜  Un solide a un volume et une forme bien déterminés.
˜  Un liquide a un volume déterminé mais pas de forme propre.
˜  Un gaz n’a ni volume ni forme déterminé.

L’état solide

L’état solide, à l’échelle macroscopique, est caractérisé par un état condensé et une forme propre. Un solide garde sa forme initiale s’il n’est pas soumis à une intervention physique extérieure, c’est à dire qu’il possède une certaine rigidité où les particules élémentaires qui le constituent ne bougent pas les unes par rapport aux autres.

L’état liquide

L’état liquide est également un état condensé mais il constitue un état fluide. Les liquides n’ont pas de forme propre, ils prennent celle du récipient qui les contient, c’est à dire que les particules qui les constituent bougent les unes par rapport aux autres.

Liquides et solides ont une masse volumique (r), c’est à dire la masse de l’unité de volume de la substance considérée, voisines de plusieurs dizaines de kilos par mètre cube. Ceci indique qu’ils ont une compressibilité voisine, c’est à dire que leur volume ne se réduit que très peu lorsque la pression exercée sur eux est augmentée. Ils sont donc peu compressibles.

L’état gazeux

L’état gazeux, à l’inverse des liquides et des solides, n’est pas caractérisé par un état condensé (masse volumique de l’ordre de 1 à quelques kg.m-3). Ils sont doués d’expansibilité, c’est à dire qu’il occupe tout le volume qu’il leur est offert. On dit alors qu’ils sont dans un état dispersé, on comprend alors aisément que les gaz sont facilement compressibles. Les gaz sont également des fluides.

Théorie cinétique des gaz

Les observations faites sur les gaz ont conduit à un modèle permettant d’expliquer et de prévoir leur comportement. Il est basé sur les trois hypothèses suivantes :

  • Un gaz est constitué d’un ensemble de particules se déplaçant aléatoirement et linéairement,
  • ˜Le volume des particules est très inférieur au volume occupé par le gaz,
  • Les particules du gaz n’interagissent pas entre elles en dehors des collisions (c’est-à-dire que l’énergie cinétique des particules lors d’une collision est maintenue sans transformation en chaleur par frottement).

Le gaz parfait

Le Gaz idéal ou gaz parfait réfère au comportement qu’ont les gaz à une pression de 0, c’est à dire que chaque élément constitutif du gaz n’a aucune influence sur un autre élément (aucune interaction). Le comportement des gaz parfais est décrit mathématiquement par l’équation des gaz parfais :

P V  =  n R T

Avec :

P, pression (Pa)
V, volume (m3)
n, nombre de moles (mol)
T, température (K)
R, constante des G.P. (8,314 J∙mol-1∙K-1)

Remarque : dans les unités S.I., l’unité de pression est le Pascal (1 Pa = 1N∙m-2)

Bien qu’aucun gaz ne se comporte exactement comme un gaz parfait, de nombreuses substances ont un comportement très proche des gaz parfait à pression atmosphérique et la plupart d’entre eux ont un comportement quasi idéal à très basses pressions.

Gaz réel

La plupart des molécules s’attirent les unes des autres jusqu’à ce qu’elles soient très proches, où elles deviennent alors répulsives. L’attraction est due aux interactions électrostatiques entre les molécules (forces de dispersion, forces de Van der Waals, liaison H, interaction dipôle-dipôle). La répulsion entre les noyaux des deux molécules voisines. Les formes qui interviennent apportent une modification par rapport au comportement du gaz idéal.

L’équation qui tient compte de ces modifications s’appelle équation de Van der Waals (physicien hollandais 1837-1923, prix Nobel en 1910) :

a et b sont des constantes appelées constantes de Van der Waals et dont les valeurs dépendent de la nature du gaz.


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