Un gaz parfait est un état théorique de la matière utilisé par les physiciens dans l’analyse de la théorie des probabilités. Le gaz parfait est composé de molécules qui rebondissent les unes sur les autres sans interagir autrement. Il n’y a pas de forces d’attraction ou de répulsion entre les molécules, et aucune énergie n’est perdue lors des collisions. Les gaz parfaits peuvent être complètement décrits par leur volume, leur densité et leur température.
L’équation d’état d’un gaz parfait, communément appelée loi des gaz parfaits, est PV = NkT. Dans l’équation, N est le nombre de molécules et k est la constante de Boltzmann, qui est égale à environ 1.4 x 10-23 joules par kelvin. Ce qui est généralement plus important, c’est que la pression et le volume sont inversement proportionnels, et chacun est proportionnel à la température. Cela signifie, par exemple, que si la pression est doublée alors que la température est maintenue constante, alors le volume du gaz doit être divisé par deux ; si le volume du gaz est doublé alors que la pression est maintenue constante, la température doit également doubler. Dans la plupart des exemples, le nombre de molécules dans le gaz est considéré comme constant.
Bien sûr, ce n’est qu’une approximation. Les collisions entre les molécules de gaz ne sont pas parfaitement élastiques, de l’énergie est perdue et des forces électrostatiques entre les molécules de gaz existent. Mais dans la plupart des situations quotidiennes, la loi des gaz parfaits se rapproche étroitement du comportement réel des gaz. Même s’il n’est pas utilisé pour effectuer des calculs, garder à l’esprit les relations entre la pression, le volume et la température peut aider un scientifique à comprendre intuitivement le comportement d’un gaz.
La loi des gaz parfaits est souvent la première équation que les gens apprennent lorsqu’ils étudient les gaz dans un cours d’introduction à la physique ou à la chimie. L’équation de Van der Waal, qui inclut quelques corrections mineures aux hypothèses de base de la loi des gaz parfaits, est également enseignée dans de nombreux cours d’introduction. En pratique, cependant, la correction est si faible que si la loi des gaz parfaits n’est pas assez précise pour une application donnée, l’équation de Van der Waal ne sera pas assez bonne non plus.
Comme dans la plupart de la thermodynamique, le gaz parfait est également supposé être dans un état d’équilibre. Cette hypothèse est clairement fausse si la pression, le volume ou la température changent ; si ces variables changent lentement, un état appelé équilibre quasi statique, l’erreur peut cependant être assez faible. Abandonner l’hypothèse d’un équilibre quasi statique signifie abandonner la thermodynamique pour le monde plus compliqué de la physique statistique.