Théorie cinétique des gaz

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La théorie cinétique des gaz considère que les gaz sont constitués de corpuscules (les molécules) qui se déplacent en « volant » et en s'entrechoquant. Elle permet d'expliquer les notions de :

• température : c'est une mesure de l'agitation des corpuscule, de leur énergie cinétique ;
• pression : la pression exercée par une gaz sur une paroi résulte des chocs des corpuscules sur cette paroi.

La théorie cinétique des gaz a été développée au XVIII^e siècle et a été un des éléments déterminants dans la découverte de la notion d'atome. C'est également la base de la thermodynamique.

Cette théorie se base sur la notion de gaz « parfait ».

Sommaire 1 Description 2 Vitesse et pression 2.1 Statistiques sur les vitesses 2.2 Impact d'une molécule 2.3 Impact de toutes les molécules 3 Pression et énergie cinétique 4 Voir aussi 4.1 Lien interne

Description

Un gaz est un ensemble de molécules mono- ou poly-atomiques subissant un certain nombre d’interactions : on aura notamment des interactions électromagnétiques (comme les forces de van der Waals) et des chocs entre les particules mais aussi contre les parois du récipient contenant le gaz. Dans le cadre de la théorie cinétique, on fait les approximations suivantes :

• le volume des molécules est négligeable ;
• seuls les chocs ont une influence, les autres interactions sont négligeables.

La trajectoire des molécules peut se modéliser avec le mouvement brownien.

Dans la suite,

• P désignera la pression du gaz,
• V son volume,
• T sa température thermodynamique, et
• n la quantité de matière (nombre de moles).

Vitesse et pression

Statistiques sur les vitesses

Considérons une molécule ayant une vitesse de norme v et frappant une surface. Elle subit un choc élastique, c'est-à-dire qu'elle repart en faisant un même angle avec la surface, avec une vitesse de même norme v. Si l'on choisit un repère orthonormé e₁, e₂, e₃, avec e₁ perpendiculaire à la surface, alors cette vitesse se décompose selon les trois axes

<math>\mathbf{v} = v_1 \mathbf{e}_1 + v_2 \mathbf{e}_2 + v_3 \mathbf{e}_3</math>

On appelle c(v) d³v le nombre de molécules par unité de volume (la concentration) dont la vitesse est comprise dans un volume infinitésimal d³v autour de la valeur v.

La concentration globale est donc :

<math>C = \iiint c(\mathbf{v})\, d^3\mathbf{v} = \frac{n}{V}</math>

La répartition statistique des vitesses étant isotrope, la moyenne des composantes de la vitesse est évidemment nulle :

<math>\langle v_1\rangle = \langle v_2\rangle = \langle v_3\rangle = 0 </math>

Les moyennes quadratiques ne sont par contre pas nulles, et elles sont égales entre elles par symétrie de rotation. Comme on a toujours

<math>v_1^2 + v_2^2 + v_3^2 = v^2</math>

(théorème de Pythagore), on a en moyenne

<math>\langle v_1^2\rangle = \langle v_2^2\rangle = \langle v_3^2\rangle = \frac{1}{3}\langle v^2\rangle </math>

avec

<math>\langle v_i^2\rangle = \frac{1}{C} \iiint c(\mathbf{v}) \, v_i^2 \, d^3\mathbf{v} </math>

et

<math>\langle v^2\rangle = \frac{1}{C} \iiint c(\mathbf{v}) \, v^2 \, d^3\mathbf{v}</math>

Impact d'une molécule

Lorsqu'une molécule rebondit de manière élastique sur la surface, sa quantité de mouvement varie de

<math>2\,m\,v_1</math>

m étant la masse de la molécule. D'après les lois de Newton (principe fondamental de la dynamique et théorème des actions réciproques), l'intégrale en temps de la force qu'elle imprime sur la surface est donc

<math>\int f_1 dt = 2 \,m \, v_1 . </math>

Impact de toutes les molécules

On cherche maintenant, v étant fixé à d³v près, à savoir combien de molécules frappent une petite surface d'aire S durant une durée τ.

Les molécules frappant la surface entre l'instant 0 et l'instant τ sont nécessairement dans un cylindre de base S et de hauteur v₁τ — les autres molécules sont trop loin ou frappent à côté. Ce cylindre d'axe v a un volume de S v₁ τ. La force d³F créée par toutes les molécules considérées est donc :

<math>\int_0^\tau d^3F\, dt = 2 \,m \, v_1 \ S \, v_1 \, \tau \ c(\mathbf{v}) \, d^3\mathbf{v} . </math>

La force F créée par toutes les molécules s'obtient en intégrant sur v₁ > 0 si l'on oriente e₁ du gaz vers l'extérieur (on ne considère que les molécules allant vers la surface, pas celles s'en éloignant). Ceci revient à diviser par deux, en raison de la symétrie de la distribution c(v) :

<math>\int_0^\tau F dt = 2 \, m \,S \iiint_{v1>0} v_1^2 \, \tau\,c(\mathbf{v}) \, d^3\mathbf{v} = m \, \tau\,S \iiint v_1^2 \, c(\mathbf{v}) \, d^3\mathbf{v} </math>

En négligeant les fluctuations dans le temps de F, on peut intégrer sur t et simplifier par τ :

<math>F = m \, S \iiint v_1^2 \, c(\mathbf{v})\, d^3\mathbf{v} = m\, S\, C \langle v_1^2\rangle </math>

ou

<math>F = \frac{1}{3} m\, S\, C \,\langle v^2\rangle </math>

La pression étant la force divisée par la surface, on obtient

<math>P = \frac{1}{3} m \, C \langle v^2\rangle </math>

ou encore, par définition de C = n / V :

<math>P \, V = \frac{1}{3} m \, n \,\langle v^2\rangle </math>

Pression et énergie cinétique

Si une molécule de masse m va à une vitesse v, son énergie cinétique E_c vaut :

<math>E_c = \frac{1}{2} m \, v^2</math>

L'énergie cinétique moyenne est donc :

<math>\langle E_c\rangle = \frac{1}{2} m \, \langle v^2\rangle</math>

soit

<math>\langle E_c\rangle = \frac{1}{2} m \, \frac{3P\,V}{m\,n} = \frac{3}{2} \frac{P\,V}{n}</math>

Dans le cas d'un gaz parfait, on suppose que la totalité de l'énergie est sous forme d'énergie cinétique des molécules (énergie thermique), donc l'énergie interne U du système vaut :

<math>U = n \langle E_c\rangle </math>

soit

<math>U = \frac{3}{2} P\,V</math>

Voir aussi

Lien interne

• Pression cinétique