Constante universelle des gaz parfaits

En physique, la constante universelle des gaz parfaits (notée $R$, $R_m$ ou $R^n$) est le produit du nombre d'Avogadro ($N_{\text{A}}$) et de la constante de Boltzmann ($k_{\text{B}}$). Ce produit vaut exactement :

Modèle:Nobr

Histoire des sciences

La constante universelle des gaz parfaits a été empiriquement déterminée en tant que constante de proportionnalité de l'équation des gaz parfaits. Elle établit le lien entre les variables d'état que sont la température, la quantité de matière, la pression et le volume. Elle est également utilisée dans de nombreuses autres applications et formules.

Il n'est pas évident à priori que cette constante soit universelle ; on pourrait supposer que la pression d'un gaz dépend de sa masse, mais ce n'est pas le cas pour les gaz parfaits. Ce constat est exprimé par la loi d'Avogadro, énoncée pour la première fois par Amedeo Avogadro en 1811.

Expression de la constante dans d'autres unités

Les valeurs de la constantes dans différents systèmes sont :

Valeurs de $R$	Unités
8,314 462 618 153 24	Modèle:Unité
0,082 06	Modèle:Unité
Modèle:Unité	Modèle:Unité
62,3637	Modèle:Unité
1,987	Modèle:Unité

Constantes spécifiques des gaz parfaits

On obtient la constante spécifique (ou individuelle) d'un gaz, notée $r$ ou $R_s$, en divisant la constante universelle des gaz parfaits par la masse molaire du gaz :

Constante spécifique d'un gaz parfait : $r=R_s=\frac{R}{M}$

La masse molaire de l'air sec vaut :

Modèle:Nobr

Ainsi, la constante spécifique de l'air sec vaut :

Modèle:Nobr

La constante spécifique $R_s$ est parfois notée $R$, ce qui peut amener à la confondre avec la constante universelle (cette dernière pourra être notée $\bar{R}$). La distinction dépend du contexte et des unités utilisées.

Applications

Gaz parfaits

La loi des gaz parfaits s'écrit :

Loi des gaz parfaits : $PV=nRT$

avec :

• $n$ la quantité de gaz ;
• $P$ la pression ;
• $T$ la température thermodynamique ;
• $V$ le volume.

Elle peut également s'écrire :

Loi des gaz parfaits : $PV=m{R}_{s}T$

avec $m$ la masse de gaz.

Les capacité thermique isobare $C_P$ et capacité thermique isochore $C_V$ d'un gaz parfait sont liées par la relation de Mayer :

Relation de Mayer : $C_P-C_V=nR$

Pour un gaz parfait monoatomique, de type argon, la physique statistique montre que la capacité thermique isochore molaire vaut ${\overline{C}}_V=\frac{3}{2}R$ à toute température ; la relation de Mayer induit que la capacité thermique isobare molaire vaut ${\overline{C}}_P=\frac{5}{2}R$. Pour un gaz parfait diatomique, de type dioxygène ou diazote et leur mélange air, à température ambiante, il est possible de même de démontrer que ${\overline{C}}_V=\frac{5}{2}R$ et ${\overline{C}}_P=\frac{7}{2}R$ ; ces valeurs augmentent avec la température.

Potentiel chimique

La fugacité $f_i$ d'un Modèle:Nobr quelconque, pur ou en mélange, quelles que soient les conditions de pression, température et phase, est définie par la variation isotherme de son potentiel chimique ${\mu }_i$ à la température $T$ :

variation isotherme : $\mathrm{d}{\mu }_i=RT\mathrm{d}\ln f_i$

Une solution idéale est définie par les relations sur tous ses constituants :

solution idéale : ${\mu }_i={\mu }_i^{*}+RT\ln x_i$

avec :

• ${\mu }_i^{*}$ le potentiel chimique du Modèle:Nobr pur dans les mêmes conditions de pression, température et phase que la solution ;
• $x_i$ la fraction molaire du Modèle:Nobr.

Dans une solution réelle, la relation devient :

solution réelle : ${\mu }_i={\mu }_i^{\circ }+RT\ln a_i$

avec :

• ${\mu }_i^{\circ }$ le potentiel chimique du Modèle:Nobr pur dans un état standard à la même température que la solution ;
• $a_i$ l'activité chimique du Modèle:Nobr.

Voir aussi

Bibliographie

Publications originales

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Articles

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Ouvrages

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Liens externes

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Articles connexes

• Constantes physiques
• Masse volumique de l'air
• Unités Internationales