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.
États désordonnés de la matière
Encyclopædia Universalis France
Les transitions entre les niveaux d'énergie moléculaire donnent lieu à l'absorption, à l'émission ou à la diffusion de rayonnement électromagnétique dans un large domaine spectral s'étendant des radiofréquences à l'ultraviolet lointain. Les phénomènes d'absorption jouent un rôle très important en physique de l'atmosphère et du milieu interstellaire. Les décharges luminescentes dans les gaz font l'objet de nombreuses applications, en particulier dans le domaine des lasers. Du fait que les interactions moléculaires sont faibles, les propriétés optiques d'un gaz se déduisent directement de celles de la molécule ou de l'atome isolé. C'est la raison pour laquelle la spectroscopie atomique et[...]
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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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Médias
États désordonnés de la matière
Encyclopædia Universalis France
Représentation du diagramme de phase d'un corps pur
Encyclopædia Universalis France
Température d'ébullition des gaz rares
Encyclopædia Universalis France
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