 Charles (Jacques) |
|
 |
|
"Les" lois de Charles et la loi de Boyle-Mariotte
|
|
Désireux d'établir des résultats quelque peu pressentis au siècle précédent, Charles poursuivit en 1787 des expériences sur le comportement de diverses sortes de gaz soumis à des
transformations isobares
, donc à
pression
constante : il constata que si une masse donnée de gaz occupant à 0
°C
un volume
V
0
était ensuite dilatée jusqu'à atteindre un certain volume
V
à la
température
positive de
t
degrés Celsius
, alors sa dilatation relative (
V - V
0
) /
V
0
restait proportionnelle à
t
et le coefficient α exprimant cette proportionnalité ne dépendait pas des
paramètres
de l'expérience, à savoir la pression choisie, le volume initial et la nature du gaz ; autrement dit, quel que soit le gaz employé, les valeurs prises par le volume en fonction de celles de la température pouvaient à pression constante être représentées sur un diagramme en
coordonnées cartésiennes
par des lignes droites convergeant vers un même point d'ordonnée nulle, et nous savons maintenant que l'abscisse de ce point, égale à - 1 / α, a pour valeur exacte - 273,15 °C et définit le zéro de l'
échelle de température absolue
. |
|
Les chiffres obtenus par Charles étaient toutefois biaisés, dans le cas des gaz solubles dans l'eau, par la présence d'
humidité
. Il ne publia pas les résultats de ses recherches, mais les transmit à Gay-Lussac, qui conduisit des expériences analogues en asséchant soigneusement les gaz et publia en 1802 un compte rendu prouvant pleinement l'indépendance du coefficient de dilatation α par rapport à la nature du gaz choisi (les valeurs trouvées pour ce coefficient étaient assez voisines de 1 / 273). Gay-Lussac proposa d'appeler
loi de Charles
la relation ainsi trouvée, qui s'écrit tout aussi bien de nos jours sous la forme
V
=
V
0
[1 + α (
T - T
0
)], où
T
et
T
0
sont les
températures
en
kelvins
correspondant respectivement à
t
°C et 0 °C. Cependant, cette relation est plus souvent nommée
loi de Gay-Lussac
(ou...
loi de Charles - Gay-Lussac
), tandis que la désignation de
loi de Charles
est à attribuer de préférence à la relation parallèle
p
=
p
0
[1 + β (
T - T
0
)], dans laquelle les
pressions
p
et
p
0
correspondent respectivement aux températures
t
°C et 0 °C dans une masse donnée de gaz soumise à des transformations
isochores
, c'est-à-dire à volume constant : en 1798, Charles reprit en effet une série d'expériences qui cette fois démontraient la proportionnalité de la
compression
relative (
p - p
0
) /
p
0
à la température
t
atteinte au cours d'une transformation de ce type, le coefficient de compression β étant de plus indépendant des paramètres de chaque expérience. |
|
Le point le plus important émergeant de ces deux "lois de Charles" était que les coefficients α et β semblaient bien prendre des valeurs identiques : s'il en était ainsi
—
et c'est ce que des mesures plus précises ne cesseraient de confirmer
—
, alors la relation qui unit les trois grandeurs fondamentales
p
,
V
,
t
décrivant l'état d'un gaz devait pouvoir s'écrire simplement sous la forme
p V
=
K
[
t
+ (1 / α)], où le nombre
K
ne dépendait
a priori
que de la masse et de la nature du gaz étudié. En même temps se trouvait expliquée une propriété des corps gazeux découverte en 1662 grâce aux mesures effectuées par
sir Robert Boyle
(1627-1691), physicien et chimiste irlandais, puis retrouvée en 1676 par un physicien français, l'abbé
Edme Mariotte
(vers 1620-1684), et qui porte le nom de
loi de Boyle
ou
loi de Boyle-Mariotte
: selon cette loi, les variations de la pression d'une masse donnée de gaz soumise à des
transformations isothermes
(à température constante, donc) sont inversement proportionnelles aux variations de son volume. |
|
L'hypothèse d'Avogadro et la notion de quantité de matière
|
|
Restait à préciser l'expression du facteur
K
en fonction de la sorte de gaz considérée et de sa masse : ce fut l'œuvre d'
Amedeo di Quaregna e Ceretto, comte Avogadro
(1776-1856), un chimiste et physicien italien qui interpréta par la théorie moléculaire une autre loi de Gay-Lussac (énonçant que dans les réactions chimiques entre des gaz, ces derniers se combinent suivant des
proportions volumiques
égales à des rapports de nombres entiers) et qui en déduisit en 1811 l'
hypothèse d'Avogadro
, selon laquelle "des volumes égaux de gaz différents, à la même pression et à la même température, contiennent toujours le même nombre de molécules" (celles-ci pouvant comporter un ou plusieurs atomes suivant la nature du gaz
—
corps pur simple ou composé, ou bien mélange de corps purs gardant une composition uniforme). Il en résultait que
K
, en fait, ne dépendait pas de la nature de la masse de gaz considérée, mais était proportionnel à la
quantité de matière
constituant cette masse, c'est-à-dire au nombre de "particules" élémentaires qui s'y trouvaient contenues. Pareil nombre étant dans la pratique toujours très grand, il fallait le rapporter à une "unité" permettant de passer de l'
échelle microscopique
à l'
échelle macroscopique
pour en fournir des évaluations aisément manipulables : aussi, au terme de bien des vicissitudes
—
beaucoup de savants ne distinguant pas à l'époque entre les notions d'atome et de molécule
—
, le chimiste italien
Stanislao Cannizzaro
(1826-1910) démontra la justesse de l'hypothèse d'Avogadro après avoir défini en 1858 l'"unité" précédente grâce à un nombre N
A
, ou
nombre d'Avogadro
, dont il fixa la valeur à celle du nombre de molécules contenues dans 2 g d'hydrogène à 0 °C sous la
pression atmosphérique normale
(l'hydrogène, diatomique, étant le moins dense des gaz). |
|
|
Un article du glossaire réunit un ou plusieurs textes explicatifs.
D'éventuels articles rattachés sont présentés dans chacun de ces textes.
Les mots surlignés repèrent les passages de présentation des articles rattachés.
Les mots en gras sont des liens vers d'autres articles.
Le niveau d'explication - "Curieux", "Initié" ou "Expert" - vous informe sur la facilité
de lecture de chaque texte. Naviguez entre ces niveaux gràce à l'échelle en haut de page.
|
|
|
|
|
|
|
|
