Gaz

La température d'un gaz monoatomique idéal est une mesure liée à l' énergie cinétique moyenne de ses molécules lors du mouvement. Dans cette animation, le rapport de la taille des atomes d' hélium à leur séparation serait atteint sous une pression de 1950 atmosphères . Ces atomes à température ambiante ont une certaine vitesse moyenne (ici réduite de deux milliards de fois).

Le gaz (mot inventé par le scientifique flamand Jan Baptista van Helmont au XVIIe  siècle , issu du latin chaos ) est un état d'agrégation de la matière dans lequel, sous certaines conditions de température et de pression, ses molécules interagissent faiblement entre elles , sans former de liaisons moléculaires, adoptant la forme et le volume du récipient qui les contient et tendant à se séparer, c'est-à-dire à se dilater, autant que possible en raison de leur forte concentration d' énergie cinétique . Les gaz sont des fluides hautement compressibles, qui subissent de grands changements de densité avec pression et température . ]

Les molécules qui constituent un gaz ne s'attirent guère les unes aux autres, elles se déplacent donc dans le vide à grande vitesse et éloignées les unes des autres, expliquant ainsi les propriétés : ]

• Les molécules d'un gaz sont pratiquement libres, de sorte qu'elles sont capables de se répartir dans tout l'espace dans lequel elles sont contenues. Les forces gravitationnelles ​ et attractives entre les molécules sont négligeables, comparées à la vitesse à laquelle leurs molécules se déplacent.
• Les gaz occupent complètement le volume du conteneur qui les contient.
• Les gaz n'ont pas de forme définie, adoptant celle des conteneurs qui les contiennent.
• Ils peuvent être facilement compressés, car il existe d'énormes espaces vides entre certaines molécules et d'autres.

A température et pression ambiantes, les gaz peuvent être des éléments tels que l'hydrogène, l'oxygène, l'azote, le chlore, le fluor et les gaz nobles , des composés tels que le dioxyde de carbone ou le propane, ou des mélanges tels que l'air.

Les vapeurs et le plasma partagent des propriétés avec les gaz et peuvent former des mélanges homogènes, par exemple la vapeur d'eau et l'air . Ensemble, ils sont appelés corps gazeux , état gazeux ou phase gazeuse .

Historique

En 1648, le chimiste Jan Baptista Van Helmont , considéré comme le père de la chimie pneumatique , a créé le mot gazier (pendant un certain temps, il a également été utilisé "État aériforme"), à partir du terme grec Kaos (trouble) pour définir les caractéristiques de l' anhydride carbonique . Cette dénomination a ensuite été étendue à tous les corps gazeux , également appelés fluides élastiques , fluides ou air compressibles , et est utilisé pour désigner l'un des états de matière .

La principale caractéristique des gaz par rapport aux solides et aux liquides est qu'ils ne se voient ni ne se touchent, mais ils sont également constitués d'atomes et de molécules.

La cause de la nature du gaz se trouve dans ses molécules, largement séparées les unes des autres et avec des mouvements aléatoires entre elles. Comme pour les deux autres états de la matière, le gaz peut aussi se transformer (en liquide) s'il est soumis à de très basses températures. Ce processus est appelé condensation dans le cas des vapeurs et liquéfaction dans le cas des gaz parfaits .

La plupart des gaz ont besoin de très basses températures pour se condenser. Par exemple, dans le cas de l'oxygène , la température requise est de –183 °C. ]

Les premières lois des gaz ont été élaborées depuis la fin du XVIIe  siècle , lorsque les scientifiques ont commencé à se rendre compte que dans les relations entre la pression, le volume et la température d'un échantillon de gaz, dans un système fermé , une formule qui serait valable pour tous des gaz. Ceux-ci se comportent de manière similaire dans une grande variété de conditions, en raison de la bonne approche des molécules qui sont plus séparées, et aujourd'hui l'équation d'état d'un gaz parfait est dérivée de la théorie cinétique . Maintenant, les lois précédentes des gaz sont considérées comme des cas particuliers de l'équation des gaz parfaits, avec une ou plusieurs des variables constantes.

Empiriquement, une série de relations proportionnelles entre la température , la pression et le volume qui donnent naissance à la loi de gaz idéaux sont observées, déduites d'abord par Émile Clapeyron en 1834.

Comportement macroscopique des gaz

Modèle du flux de gaz autour de la navette spatiale dans sa phase de rentrée dans l' atmosphère terrestre .

Lors de l'observation d'un gaz, il est courant de spécifier un cadre de référence ou une échelle de longueur. Une échelle de longueur plus grande correspond à une vue macroscopique ou globale du gaz. Cette région (appelée le volume ) doit être suffisamment grande pour contenir un grand échantillon de particules de gaz. L' analyse statistique résultant de cette taille d'échantillon produit le comportement "moyen" (c'est-à-dire la vitesse, la température ou la pression ) de toutes les particules de gaz dans la région. Au contraire, une échelle plus petite correspond à un point de vue microscopique ou particulaire.

Macroscopiquement, les caractéristiques du gaz mesuré sont en termes de particules de gaz elles-mêmes (vitesse, pression ou température) ou de leur environnement (volume). Par exemple, Robert Boyle a étudié la chimie pneumatique pendant une petite partie de sa carrière. Une de ses expériences portait sur les propriétés macroscopiques de la pression et du volume d'un gaz. Son expérience a utilisé un manomètre à tube qui ressemble à un tube à essai avec la forme de la lettre J. Boyle a capté un gaz inerte à l'extrémité fermée du tube à essai avec une colonne de mercure, ce qui rend le nombre de particules et la température constants. . Il a observé que lorsque la pression dans le gaz augmentait, en ajoutant plus de mercure dans la colonne, le volume de gaz piégé diminuait (c'est ce qu'on appelle la relation inverse). De plus, lorsque Boyle multipliait la pression et le volume de chaque observation, le produit était constant. Cette relation s'est maintenue pour chaque gaz observé par Boyle conduisant à la loi (PV = k), nommée en l'honneur de ses travaux dans ce domaine.

Il existe de nombreux outils mathématiques disponibles pour analyser les propriétés des gaz. Comme les gaz sont soumis à des conditions extrêmes, ces outils deviennent plus complexes, des équations d' Euler pour un flux non visqueux vers les équations de Navier qui expliquent complètement les effets visqueux. Ces équations sont adaptées aux conditions du système de gaz en question. L'équipe de Boyle Laboratory a permis d'utiliser l'algèbre pour obtenir ses résultats analytiques. Ses résultats étaient possibles car il étudiait les gaz dans des situations de pression relativement basse où ils se sont comportés de manière "idéale". Ces relations idéales s'appliquent aux calculs de sécurité pour une variété de conditions de vol dans les matériaux utilisés. L'équipement en technologie haute utilisée aujourd'hui a été conçu pour nous aider à explorer en toute sécurité les environnements opérationnels les plus exotiques où les gaz ne se comportent plus de manière "idéale". Ces mathématiques avancées, qui incluent les statistiques et le calcul multivariable, permettent de résoudre des situations dynamiques aussi complexes que la rentrée d'engins spatiaux. Un exemple est l'analyse du ressentiment du ferry spatial montré dans l'image pour s'assurer que les propriétés du matériau dans cette condition de charge sont adéquates. Dans ce régime de vol, le gaz ne se comporte plus idéalement.

Lois sur les gaz

Il existe différentes lois dérivées de modèles simplifiés de la réalité qui relient la pression , le volume et la température d'un gaz.

Boyle-Maleotte Law

La loi de Boyle-Maleotte (ou Boyle Law ), réalisée par Robert Boyle et Edme Mariote , est l'une des lois sur le gaz qui relient le volume et la pression d'une certaine quantité de gaz maintenue à une température constante . La loi dit qu'à une température constante et pour une masse donnée d'un gaz, le volume du gaz varie inversement proportionnel à la pression absolue du conteneur:

Mathématiquement, il peut être exprimé comme suit:

${\ displayStyle pv = k \,}$

où il est constant si la température et la masse du gaz restent constantes. ] $k\,$

Lorsque la pression augmente, le volume diminue, tandis que si la pression diminue, le volume augmente. Il n'est pas nécessaire de connaître la valeur exacte de la constante pour pouvoir utiliser la loi : si l'on considère les deux situations de la figure, en gardant constamment la quantité de gaz et la température, la relation doit être remplie : $k\,$

$P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,$

où:

• $P_{1}={\text{Pression initiale}}\,$
• $P_{2}={\text{Pression finale}}\,$
• ${\ displayStyle v_ {1} = {\ text {volume initial}} \,}$
• ${\ displayStyle v_ {2} = {\ text {volume final}} \,}$

De plus, si une inconnue est effacée, ce qui suit est obtenu :

$P_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{V_{1}}}\qquad V_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{P_ {1}}}\qquad P_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{V_{2}}}\qquad V_{2}={\frac {P_{1}V_{1 }}{P_{2}}}\,$

Charles Law

À une pression donnée, le volume occupé par une certaine quantité de gaz est directement proportionnel à sa température à Kelvin . ]

Mathématiquement l'expression serait:

${\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}$   ou   .${\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}$

en termes générales:

$V_{1}\cdot T_{2}=V_{2}\cdot T_{1}$

Gay

La pression d'une certaine quantité de gaz, qui reste à un volume constant, est directement proportionnelle à la température de Kelvin : ]

$?$

Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote .

Loi générale sur les gaz

En combinant les trois lois précédentes, on obtient :

${\ displayStyle \ qquad {\ frac {pv} {t}} = c}$

Loi sur les gaz idéaux

De la loi générale des gaz , la loi des gaz parfaits est obtenue . ​ Son expression mathématique est :

${\ displayStyle pv = nrt}$

Étant la pression , le volume , le nombre de moles , la constante universelle des gaz idéaux et la température de Kelvin . Prendre le volume d'un à une atmosphère de pression et 273 K, à 22,4 l est obtenu la valeur de r = 0,082 atm · l · k ⁻¹ · mol ^-1$P$$v$$n$$R$$J$

La valeur de R dépend des unités utilisées :

• R = 0,082 atm · l · k ⁻¹ · mol ⁻¹ Si vous travaillez avec des atmosphères et des litres
• R = 8,31451 J·K ⁻¹ ·mol ⁻¹ si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
• R = 1,987 cal K ⁻¹ mol ⁻¹
• R = 8,31451 × 10 ⁻¹⁰ erg K ⁻¹ mol ⁻¹
• R = 8,31451 × 10 ⁻³ m ³ · kpa / (mol · k) Si vous travaillez avec des mètres cubes et des kilo pascals

De cette loi il résulte qu'un mol (6 022 x 10 ²³ atomes ou molécules) de gaz parfait occupe toujours un volume égal à 22,4  litres à 0  °C et 1  atmosphère . Voir aussi volume molaire . On l'appelle aussi l'équation d'état du gaz, car elle ne dépend que de l'état actuel du gaz.

Gaz réels

Si vous souhaitez affiner davantage, ou si vous voulez mesurer le comportement d'un gaz qui échappe au comportement idéal, il sera nécessaire de recourir aux équations des gaz réels , qui sont variés et plus compliqués d'autant plus précis.

Les gaz réels ne se dilatent pas à l'infini, mais il viendrait un moment où ils n'occuperaient plus de volume. En effet, parmi leurs particules, qu'il s'agisse d' atomes comme dans les gaz nobles ou de molécules comme (ou ₂ ) et la plupart des gaz, des forces assez faibles s'établissent, dues aux variations aléatoires de leurs charges électrostatiques, que l'on appelle forces de Van der Waals .

Le comportement d'un gaz est généralement d'autant plus conforme au comportement idéal que sa formule chimique est simple et que sa réactivité est faible (tendance à former des liaisons). Ainsi, par exemple, les gaz nobles étant des molécules monoatomiques et ayant une très faible réactivité, notamment l'hélium , auront un comportement assez proche de l'idéal. Ils suivront les gaz diatomiques, en particulier l' hydrogène plus léger . Moins idéal sera la triathomique, comme le dioxyde de carbone ; Le cas de la vapeur d'eau est encore pire, car la molécule en être polaire a tendance à établir des ponts d'hydrogène , ce qui réduit toujours l'idéalité. Dans les gaz organiques, qui aura un comportement plus idéal sera le méthane , la perte de l'idéalité car la chaîne de carbone est gonflée. Ainsi, le butane doit avoir un comportement déjà assez loin de l'idéalité. C'est, plus la particule constituante du gaz est grande, plus la probabilité de collision et d'interaction entre eux est grande, un facteur qui réduit l'idéalité. Certains de ces gaz peuvent s'approcher assez bien à travers les équations idéales, tandis que dans d'autres cas, il devra recourir à des équations réelles souvent déduites empiriquement du réglage des paramètres.

L'idéalité est également perdue dans des conditions extrêmes, telles que des pressions élevées ou des températures basses. En revanche, l'accord avec l'idéalité peut augmenter si l'on travaille à basse pression ou à haute température. Aussi pour sa stabilité chimique.

l'échelle

S'il était possible d'observer un gaz à travers un microscope suffisamment puissant pour voir les particules qui le composent ( molécules , atomes , ions ), on les verrait se déplacer de façon plus ou moins aléatoire. Ces particules qui forment le gaz ne changent la direction de leur mouvement que lorsqu'elles entrent en collision avec une autre particule ou contre les parois du récipient. Si l'on considère que ces collisions sont parfaitement élastiques, on peut considérer la substance comme un gaz parfait. Le comportement des particules au niveau microscopique est décrit par la théorie cinétique des gaz .

cinétique

La théorie cinétique fournit des informations sur les propriétés macroscopiques des gaz lorsque l'on considère leur composition moléculaire et leur mouvement. À partir des définitions du moment et de l'énergie cinétique [16], la conservation du moment et les relations géométriques d'un cube peuvent être utilisées pour relier les propriétés macroscopiques du système de température et de pression avec la propriété microscopique de l'énergie cinétique par molécule. La théorie fournit des valeurs moyennes pour ces deux propriétés.

La théorie cinétique des gaz peut aider à expliquer comment le système (compte tenu de la collecte de particules de gaz) réagit aux changements de température, avec le changement correspondant de l'énergie cinétique.

À partir du zéro absolu (la température théorique à laquelle les atomes ou les molécules n'ont pas d'énergie thermique, c'est-à-dire qu'ils ne bougent ni ne vibrent), il commence à ajouter de l'énergie au système chauffant le récipient, de sorte que l'énergie est transférée au à l'intérieur des particules. Une fois que son énergie interne est supérieure à l'énergie du point zéro, c'est-à-dire que son énergie cinétique (également appelée énergie thermique) est différente de zéro, les particules de gaz commenceront à se déplacer autour du conteneur. Au fur et à mesure que la boîte est chauffée davantage (au fur et à mesure que plus d'énergie est ajoutée), les particules individuelles augmentent leur vitesse moyenne à mesure que l'énergie interne totale du système augmente. La vitesse moyenne la plus élevée de toutes les particules entraîne une vitesse plus élevée à laquelle les collisions se produisent (c'est-à-dire un plus grand nombre de collisions par unité de temps), entre les particules et le conteneur, ainsi qu'entre les particules elles-mêmes.

Au niveau macroscopique, la quantité mesurable de la pression est le résultat direct de ces micro-collisions des particules escopiques avec la surface, sur laquelle, les molécules individuelles exercent une petite force, chacune contribuant à la force totale appliquée dans une zone spécifique.

De même, la quantité de température mesurable macroscopiquement est une quantification de la quantité totale de mouvement ou d'énergie cinétique que les particules présentent.

Mouvement brownien

Le mouvement aléatoire des particules de gaz donne lieu à la diffusion d'un gaz.

L'animation des particules de gaz, utilisant des particules roses et vertes, illustre comment ce comportement se traduit par la propagation des gaz (entropie). Ces événements sont également décrits par la théorie des particules.

Puisqu'il est à la limite (ou au-delà) de la technologie actuelle pour observer les particules de gaz individuelles (atomes ou molécules), seuls les calculs théoriques donnent des suggestions sur la façon dont elles se déplacent, mais son mouvement est différent du mouvement brownien parce que le mouvement brownien, cela implique un traînée douce due à la force de frottement de nombreuses molécules de gaz, notées par des collisions violentes d'une (ou plusieurs) molécules de gaz avec la particule. La particule (qui se compose généralement de millions ou des milliards d'atomes) se déplace dans un cours irrégulier, mais pas aussi irrégulier que prévu si une molécule de gaz individuelle était examinée.

Forces intermoléculaires

En compressant un gaz, les forces intermoléculaires, telles que les liaisons hydrogène entre les molécules d'eau, commencent à avoir un rôle plus actif.

Les attractions ou répulsions de quantité de mouvement entre les particules ont un effet sur la dynamique des gaz. En chimie physique, le nom que reçoivent les forces intermoléculaires est celle des forces de van der Waals. Ces forces ont un rôle dans la détermination des propriétés physiques d'un gaz, comme sa viscosité ou son flux volumétrique. Si nous ignorons ces forces dans certaines conditions, nous pouvons traiter un réel gaz comme s'il s'agissait d'un gaz idéal, cette hypothèse nous permettra d'utiliser la loi idéale sur les gaz. L'utilisation correcte de ces relations avec les gaz nécessite de retourner à la théorie cinétique. Lorsque les particules de gaz ont une charge magnétique ou une force intermoléculaire, leur influence sur les autres molécules augmente à mesure que l'espace entre eux est réduit. En l'absence de charges, à un certain point où l'espace entre les particules a été suffisamment réduit, les collisions entre les particules à une température normale n'ont plus évité.

Une autre voie pour augmenter le nombre de collisions entre les particules de gaz serait de chauffer un certain volume fixe de gaz, en plus de température plus la vitesse des particules et plus susceptibles d'avoir des collisions. Tout cela signifie que ces équations idéales fournissent des résultats raisonnables à l'exception des cas avec une grande pression ou température (ionisation). Ces conditions exceptionnelles permettent le transfert d'énergie à l'intérieur du gaz, et c'est précisément l'absence de transferts d'énergie internes qui permet de parler de conditions idéales, pour lesquelles l'échange d'énergie ne se produit que dans les limites du système.

Les gaz réels subissent certaines de ces collisions et forces intermoléculaires, mais aussi longtemps que les résultats des équations idéales resteront valables. Par contre, lorsque les particules d'un gaz sont comprimées, si bien que l'une de l'autre est très proche, le gaz se comporte plutôt comme un liquide, c'est l'absence de transferts d'énergie internes qui permet de parler de conditions idéales, de que l'échange d'énergie ne se produit que dans les limites du système. Les gaz réels subissent certaines de ces collisions et forces intermoléculaires, mais aussi longtemps que les résultats des équations idéales resteront valables.

Comportement des gaz

Pour le comportement thermique des particules de matière, il y a quatre quantités mesurables qui sont d'un grand intérêt: pression , volume , température et masse de l'échantillon du matériau (ou mieux même la quantité de substance , mesurée en moles ).

Tout gaz est considéré comme un fluide car il possède les propriétés qui lui permettent de se comporter comme tel.

Ses molécules, en mouvement continu, entrent en collision élastiquement les unes avec les autres et contre les parois du récipient contenant du gaz, contre lesquelles elles exercent une pression permanente. Si le gaz est chauffé, cette énergie thermique est inversée dans l'énergie cinétique des molécules, c'est-à-dire que les molécules se déplacent plus de vitesse, donc le nombre de chocs contre les parois du récipient augmente en nombre et en énergie. En conséquence, la pression de gaz augmente et si les parois du récipient ne sont pas rigides, le volume du gaz augmente.

Un gaz a tendance à être chimiquement actif parce que sa surface moléculaire est également grande, c'est-à-dire que puisque ses particules sont en mouvement continu et se heurtent les unes aux autres, cela facilite le contact entre une substance et une autre, augmentant la vitesse de réaction par rapport aux liquides ou solides .

Pour mieux comprendre le comportement d'un gaz, des études sont toujours menées par rapport au gaz parfait, bien que celui-ci n'existe jamais et que les propriétés de celui-ci soient :

• Une substance gazeuse pure est constituée de molécules de taille et de masse égales. Un mélange de substances gazeuses est formé de molécules de taille et de masse différentes.
• En raison de la grande distance entre certaines molécules et d'autres puisqu'elles se déplacent à grande vitesse, les forces d'attraction entre les molécules sont considérées comme ignobles.
• La taille des molécules de gaz est très petite, donc le volume occupé par les molécules est négligeable par rapport au volume total du conteneur.
• Les molécules d'un gaz sont en mouvement constant à grande vitesse, de sorte qu'ils entrent en collision élastiquement en continu les uns avec les autres et contre les parois du récipient qui les contient.

Pour expliquer le comportement des gaz, les nouvelles théories utilisent à la fois les statistiques et la théorie quantique, en plus d'expérimenter les gaz de différentes propriétés ou de limiter les propriétés, telles que UF ₆ , qui est le gaz connu le plus lourd.

Un gaz n'a ni forme ni volume fixes ; Il se caractérise par la cohésion presque nulle et la grande énergie cinétique de ses molécules, qui se déplacent.

Changements de densité

L'effet de la température et de la pression sur les solides et les liquides est très faible, donc typiquement la compressibilité d'un liquide ou d'un solide est de 10 ⁻⁶  bar ⁻¹ (1 bar = 0,1 MPa) et le coefficient de dilatation thermique est de 10 ⁻⁵  K ⁻¹ .

D'un autre côté, la densité des gaz est fortement affectée par la pression et la température. La loi des gaz parfaits décrit mathématiquement la relation entre ces trois grandeurs :

$\rho ={\frac {p\,M}{R\,T}}$

où est la constante universelle des gaz parfaits , est la pression du gaz, sa masse molaire et la température absolue . $R\,$$p\,$$M\,$$T\,$

Cela signifie qu'un gaz parfait à 300  K (27  ° C ) et 1  atm doublera sa densité si la pression est augmentée à 2 atm tout en maintenant la température constante, ou alternativement, sa température est réduite à 150  K tout en gardant la pression constante .

Pression d'un gaz

Dans le cadre de la théorie cinétique , la pression d'un gaz est expliquée comme le résultat macroscopique des forces impliquées par les collisions des molécules de gaz avec les parois du conteneur. La pression peut donc être définie en se référant aux propriétés microscopiques du gaz.

En effet, pour un gaz idéal avec des molécules N , chacune de masse m et se déplaçant avec une vitesse aléatoire moyenne V _RM contenue dans un volume cube V , les particules de gaz ont un impact avec les parois du conteneur d'une manière qui peut être calculée d'une manière statistique L' échange de l'élan linéaire avec les murs à chaque choc et de fabrication d'une force nette par unité de zone , qui est la pression exercée par le gaz sur la surface solide.

La pression peut être calculée comme:

${\ displayStyle p = {nmv_ {rms} ^ {2} \ sur 3V}}$(gaz parfait)

Ce résultat est intéressant et significatif non seulement pour offrir un moyen de calculer la pression d'un gaz, mais parce qu'il relie une variable macroscopique observable, la pression, avec l' énergie cinétique moyenne par molécule, 1/2 mV _RMS ² , qui est microscopique magnitude non directement observable. Notez que la pression de la pression par le volume du récipient est de deux tiers de l'énergie cinétique totale des molécules de gaz contenues.

Sujets spéciaux

Compressibilité

Facteurs de compressibilité de l'air.

Dans la thermodynamique, ce facteur ("z") est utilisé pour modifier l'équation de gaz idéale pour prendre en compte les effets de compressibilité des gaz réels. Ce facteur représente la relation entre les volumes spécifiques réels et idéaux. Parfois, il est appelé «facteur de modification» ou correction pour étendre la plage utile de la loi idéale sur les gaz à des fins de conception. Normalement, cette valeur Z est très proche de l'unité. L'image du facteur d'image illustre comment Z varie dans une plage de températures très froides.

Numéro de Reynolds

En mécanique des fluides, le nombre de Reynolds est le rapport entre les forces d'inertie ( v _s ρ ) et les forces visqueuses ( μ/l ). C'est l'un des nombres sans dimension les plus importants de la dynamique des fluides et il est généralement utilisé avec d'autres nombres sans dimension pour fournir un critère permettant de déterminer la similarité dynamique. En tant que tel, le nombre de Reynolds fournit le lien entre les résultats de la modélisation (conception) et les conditions réelles à grande échelle. ]

Viscosité

Vue satellite d'un schéma climatique à proximité des îles Juan Fernández le 15 septembre 1999, un schéma de nuages ​​turbulents appelé rue Von Kármán est observé .

Une étude de l'aile delta dans l'image de Schlieren révèle que les particules de gaz se collent les unes aux autres. ]

Turbulence

Deltaplane dans une soufflerie . Les ombres sont formées en changeant les taux de réfraction dans le gaz lorsqu'il est comprimé sur le bord de l'aile.

En dynamique des fluides, la turbulence ou écoulement turbulent est un régime d'écoulement caractérisé par des changements chaotiques et stochastiques des propriétés. Cela comprend la diffusion à faible moment, la convection à moment élevé et la variation rapide de la pression et de la vitesse dans l'espace et dans le temps. La vue satellite de la météo autour des îles Juan Fernández illustre un exemple. ]

Couche limite

Les particules "collent" à la surface d'un objet qui la traverse. Cette couche de particules est appelée couche limite. À la surface de l'objet, il est essentiellement statique en raison du frottement de surface. L'objet, avec sa couche limite, est effectivement la nouvelle forme de l'objet que le reste des molécules "" voient "à mesure que l'objet s'approche. Cette couche limite peut être séparée de la surface, créant essentiellement une nouvelle surface et modifiant complètement la trajectoire de l'écoulement. L'exemple classique de ceci est un profil alar qui entre en perte . L'image de l'aile Delta montre clairement l'épaississement de la couche frontalière lorsque le gaz s'écoule de droite à gauche le long du bord d'attaque. ]

Principe d'entropie maximale

Alors que le nombre total de degrés de liberté approche de l'infini, le système sera dans le macrostate qui correspond à la plus grande multiplicité . Pour illustrer ce principe, regardez la température de surface d'une barre métallique congelée. À l'aide d'une image thermique de la température de surface, regardez la distribution de température sur la surface. Cette observation de température initiale représente un " microstat ". À un certain temps dans le futur, une deuxième observation de la température de surface produit un deuxième microstate. En poursuivant ce processus d'observation, il est possible de produire une série de microstats qui illustrent l'histoire thermique de la surface de la tige. La caractérisation de cette série historique de microstats est possible en choisissant le macrostate qui les classe avec succès en un seul regroupement.

Équilibre

Lorsque le transfert d'énergie d'un système cesse, cette condition est connue sous le nom d'équilibre thermodynamique. Cette condition implique généralement que le système et l'environnement sont à la même température, de sorte que la chaleur n'est plus transférée entre eux. Cela implique également que les forces externes sont équilibrées (le volume ne change pas) et que toutes les réactions chimiques du système sont terminées. Le calendrier varie pour ces événements en fonction du système en question. Un récipient de glace fondant à température ambiante prend des heures, tandis que dans les semi-conducteurs, le transfert de chaleur qui se produit dans la transition de l'appareil d'un état ON à l'état pourrait être de l'ordre de quelques nanosecondes .

Voir aussi

• pression partielle
• Essence
  • Gaz de pétrole liquéfié
  • Gaz naturel
  • biogaz
  • Ville gazière
  • gaz de bois
  • Hélium3
• gaz rare
• Changement de statut
• gaz médicaux
• liquéfaction du gaz
• vapeur (état)
• Solide
• Liquide
• Plasma (état de la matière)

Bibliographie

• ISBN 978-0-07-001656-9 .  
• Jean, James (1984). Gaz Dynamique . Allyn et Bacon. ISBN  978-0-205-08014-4 . 
• McPherson, William; 
• Philip Hill et Carl Peterson. Mécanique et thermodynamique de la propulsion: deuxième édition Addison-Wesley, 1992. ISBN  0-201-14659-2
• Administration nationale de l'aéronautique et de l'espace (NASA). LABORATOIRE DE GAZ ANIMÉ .
• Université d'État de Géorgie. Hyperphysique .
• Antony Lewis WordWeb .
• Northwestern Michigan College L'état gazeux .
•  Divers auteurs (1910-1911). « Encyclopædia Britannica ». Dans Chisholm, Hugh, éd. Encyclopædia Britannica . Un dictionnaire des arts, des sciences, de la littérature et des informations générales ( 11e édition) . Encyclopædia Britannica, Inc.; actuellement dans le domaine public . 

Liens externes

• Wikimedia Commons a une catégorie de médias sur les gaz .
• Wikiquote a des phrases célèbres de ou sur le gaz .
• Wiktionary a des définitions et d'autres informations sur le gaz .

• Le dictionnaire de la Royal Spanish Academy a une définition du gaz .