MATIÈRE (physique) État gazeux
L'état sous lequel se présente la matière, solide, liquide ou gazeux, dépend des conditions de température et de pression. Suivant l'usage généralement admis, on désigne par gaz tout corps existant dans cet état dans les conditions normales de température et de pression (P0 = 1 atm, T0 = 0 0C), et par vapeur la phase gazeuse d'un corps solide ou liquide dans les mêmes conditions. Pour un corps pur et sous une pression donnée, le passage d'un état à un autre se produit à des températures fixes caractéristiques.
À l'observation microscopique, on constate que les gaz sont constitués d'atomes ou de molécules séparés par de grands espaces vides, alors qu'ils sont en contact dans la matière condensée. Une quantité macroscopique de gaz contient néanmoins un très grand nombre de molécules (6 × 1023 par mole). Celles-ci sont animées de mouvements rapides et désordonnés dont la vitesse moyenne augmente lorsque la température s'élève : c'est l'agitation thermique. Par conséquent, les collisions moléculaires y sont très fréquentes (109 par seconde dans les conditions normales). Le grand désordre des positions et des vitesses qui en résulte porte le nom de chaos moléculaire. En outre, les molécules d'un gaz sont soumises à des forces d'interaction dont l'intensité dépend de la distance intermoléculaire. Les interactions moléculaires sont en général faibles et cela d'autant plus que la pression est basse. Dans le modèle du gaz parfait, état limite de tout gaz réel lorsque sa pression tend vers zéro, on les ignore complètement.
L'intérêt du concept de gaz parfait réside dans le fait qu'il conduit à des lois simples. Celles-ci s'expriment par des relations entre les variables qui définissent l'état du gaz : pression, volume, température et nombre de moles. Ces lois sont valables en première approximation pour les gaz réels jusqu'à des pressions de l'ordre de une à dix fois la pression atmosphérique. Une description plus précise nécessite de prendre en compte les interactions moléculaires.
Le modèle moléculaire des gaz permet de comprendre les propriétés macroscopiques qui caractérisent l'état gazeux. Dans les conditions normales, comme on l'a dit, les molécules d'un gaz sont assez éloignées les unes des autres et, par conséquent, les forces d'interaction sont faibles. C'est la raison pour laquelle les gaz sont expansibles et compressibles, et qu'ils diffusent très facilement. Leur masse volumique est environ mille fois plus faible que celle des liquides et des solides.
D'autres propriétés thermodynamiques ou optiques dépendent des degrés de liberté internes des molécules : excitation électronique, vibration et rotation. L'énergie associée est quantifiée. À l'équilibre thermique et à température ordinaire, l'énergie de rotation et celle des modes de vibration de basse fréquence contribuent à l'énergie interne du gaz et donc à la capacité calorifique, qui reste néanmoins très faible par rapport à celle des liquides ou des solides.
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Écrit par
- Henri DUBOST : docteur ès sciences, directeur de recherche au C.N.R.S.
- Jean-Marie FLAUD : docteur ès sciences, directeur de recherche au C.N.R.S.
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Henri DUBOST, Jean-Marie FLAUD, « MATIÈRE (physique) - État gazeux », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le . URL :
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Voir aussi
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- GAZ DIATOMIQUES
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