5.6: Théorie cinétique des gaz : postulats de base

L’équation du gaz parfait, qui est empirique, décrit le comportement des gaz en établissant des relations entre leurs propriétés macroscopiques. Par exemple, la loi de Charles stipule que le volume et la température sont directement liés. Par conséquent, les gaz se dilatent lorsqu’ils sont chauffés à pression constante. Bien que les lois sur les gaz expliquent comment les propriétés macroscopiques changent les unes par rapport aux autres, elles n’expliquent pas le raisonnement sur lequel elles sont fondées.

La théorie cinétique des gaz est un modèle microscopique qui permet de comprendre ce qui arrive aux particules de gaz au niveau moléculaire ou atomique, lorsque des conditions telles que la pression ou la température changent. En 1857, Rudolf Clausius a publié une forme complète et satisfaisante de la théorie, qui explique de manière efficace les différentes lois sur les gaz à partir des postulats qui ont été développés sur la base de centaines d’observations expérimentales sur le comportement des gaz.

Les principales caractéristiques de cette théorie sont les suivantes :

1. Les gaz sont composés de particules (atomes ou molécules) en mouvement continu, se déplaçant en ligne droite et changeant de direction uniquement lorsqu’elles entrent en collision avec d’autres molécules ou avec les parois d’un récipient.
   Examinez un échantillon du gaz argon à la température et à la pression standard. Il montre que seulement 0,01 % du volume est occupé par des atomes, avec une distance moyenne de 3,3 nm (le rayon atomique de l’argon est de 0,097 nm) entre deux atomes d’argon. La distance est beaucoup plus grande que ses propres dimensions.
2. Les molécules composant le gaz ont une taille négligeable par rapport aux distances qui les séparent. Par conséquent, le volume combiné de toutes les particules de gaz est négligeable par rapport au volume total du récipient. Les particules sont considérées comme des “ points “ qui ont une masse mais un volume négligeable.
3. La pression exercée par un gaz dans un récipient clos résulte de collisions entre les molécules de gaz et les parois du récipient.
4. Les molécules de gaz n’exercent aucune force d’attraction ou de répulsion entre elles ou sur les parois du récipient ; par conséquent, leurs chocs sont élastiques (n’impliquent pas de perte d’énergie).
   Lors de chocs élastiques, l’énergie est transférée entre les particules entrant en collision. L’énergie cinétique moyenne des particules demeure donc constante et ne change pas avec le temps.
5. L’énergie cinétique moyenne des molécules de gaz est proportionnelle à la température en Kelvin du gaz.
   Tous les gaz, quelle que soit leur masse moléculaire, ont la même énergie cinétique moyenne à la même température.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Chapitre 9.5 la théorie cinétique-moléculaire.