Contrairement aux molécules d'un liquide ou d'un solide, celles d'un gaz peuvent se déplacer librement dans l'espace dans lequel vous les confinez. Ils volent, entrent parfois en collision les uns avec les autres et avec les parois du conteneur. La pression collective qu'ils exercent sur les parois du conteneur dépend de la quantité d'énergie dont ils disposent. Ils tirent leur énergie de la chaleur de leur environnement, donc si la température augmente, la pression augmente aussi. En fait, les deux quantités sont liées par la loi des gaz parfaits.
TL; DR (trop long; n'a pas lu)
Dans un récipient rigide, la pression exercée par un gaz varie directement avec la température. Si le conteneur n'est pas rigide, le volume et la pression varient avec la température selon la loi des gaz parfaits.
La loi des gaz parfaits
Dérivée sur une période de plusieurs années grâce au travail expérimental d'un certain nombre d'individus, la loi des gaz parfaits découle de la loi de Boyle et de la loi de Charles et Gay-Lussac. Le premier stipule qu'à une température donnée (T), la pression (P) d'un gaz multipliée par le volume (V) qu'il occupe est une constante. Ce dernier nous dit que lorsque la masse du gaz (n) est maintenue constante, le volume est directement proportionnel à la température. Dans sa forme finale, la loi des gaz parfaits énonce :
PV=nRT
où R est une constante appelée constante des gaz parfaits.
Si vous maintenez la masse du gaz et le volume du récipient constants, cette relation vous indique que la pression varie directement avec la température. Si vous deviez représenter graphiquement différentes valeurs de température et de pression, le graphique serait une ligne droite avec une pente positive.
Et si un gaz n'était pas idéal
Un gaz parfait est un gaz dans lequel les particules sont supposées être parfaitement élastiques et ne s'attirent ni ne se repoussent. De plus, les particules de gaz elles-mêmes sont supposées n'avoir aucun volume. Bien qu'aucun gaz réel ne remplisse ces conditions, beaucoup s'en rapprochent suffisamment pour permettre d'appliquer cette relation. Cependant, vous devez tenir compte des facteurs du monde réel lorsque la pression ou la masse du gaz devient très élevée, ou que le volume et la température deviennent très bas. Pour la plupart des applications à température ambiante, la loi des gaz parfaits fournit une assez bonne approximation du comportement de la plupart des gaz.
Comment la pression varie avec la température
Tant que le volume et la masse du gaz sont constants, la relation entre la pression et la température devient :
P=KT
où K est une constante dérivée du volume, du nombre de moles de gaz et de la constante des gaz parfaits. Si vous mettez un gaz qui remplit les conditions idéales de gaz dans un récipient à parois rigides afin que le volume ne puisse pas changer, scellez le conteneur et mesurez la pression sur les parois du conteneur, vous la verrez diminuer au fur et à mesure que vous abaissez le Température. Étant donné que cette relation est linéaire, il vous suffit de deux lectures de température et de pression pour tracer une ligne à partir de laquelle vous pouvez extrapoler la pression du gaz à une température donnée.
Cette relation linéaire se rompt aux très basses températures lorsque l'élasticité imparfaite du gaz molécules devient suffisamment important pour affecter les résultats, mais la pression diminuera toujours à mesure que vous abaissez le Température. La relation sera également non linéaire si les molécules de gaz sont suffisamment grosses pour empêcher de classer le gaz comme idéal.