La constante des gaz (représentée par la lettre R), également connue sous le nom de constante des gaz parfaits, est fonction de la pression (P), du volume (V), de la température (T) et des moles d’un gaz (n) dans une mesure stoechiométrique. équation. L’équation PV = nRT est connue sous le nom de loi des gaz parfaits. La valeur de R peut être trouvée en réorganisant l’équation pour lire R = (PV) / (nT). En d’autres termes, la constante du gaz est la pression du gaz multipliée par son volume, divisée par le nombre de moles de gaz multiplié par sa température en Kelvins.
Les gaz idéaux sont hypothétiques – ils obéissent strictement à toutes les lois simples des gaz et ont un volume molaire de 22.4141 litres à température et pression standard (STP), soit 273 Kelvin, 1 atmosphère. À STP, cependant, la plupart des gaz se comportent comme des gaz parfaits, de sorte que la valeur de R est généralement de 0.0821 L atm / mol K ou 8.3145 J / mol K. Par exemple, la loi des gaz parfaits et la constante de gaz peuvent être utilisées pour trouver la pression de 0.508 mole d’oxygène dans un bidon de 15 litres à 303 Kelvin. Le volume, la température et le nombre de moles sont connus.
P = (nRT) / V = (0.508 mol x 0.0821 L atm x 303 K) / 15.0 L mol K = 0.842 atm
Les choses changent lorsqu’un gaz est à basse température ou sous haute pression. Dans ces conditions, les molécules de gaz se rapprochent et plus lentement, de sorte que les forces intermoléculaires, appelées van der Waals, font que la pression mesurée est plus basse que prévu. Lorsque les molécules sont plus proches les unes des autres, le volume des molécules réelles devient également une fraction plus élevée du volume total du gaz.
Pour compenser le comportement des gaz réels, l’équation de van der Waals entre en jeu. L’expression (n2a) / V2 compense les forces d’attraction intermoléculaires, et l’expression nb compense le volume de molécules de gaz. Ensemble, ces termes forment l’équation de van der Waals :
[P + (n2a) / V2] x (V-nb) = nRT
Les expressions n2a et nb sont appelées constantes de van der Waals et doivent être déterminées expérimentalement. L’équation de van der Waals n’est nécessaire que lorsque le gaz est à haute température ou à basse pression. Si le gaz est à ou au-dessus de la température ambiante et à une pression inférieure à quelques atmosphères, la loi des gaz parfaits s’appliquerait.