Dernière mise à jour : 2026-06-14

La loi des gaz parfaits

La loi des gaz parfaits relie la pression, le volume, la quantité de matière et la température absolue d'un gaz par une seule équation. Elle décrit le comportement d'un gaz idéal — dont les particules ont un volume négligeable et n'interagissent pas — et constitue le modèle de base pour prévoir l'état d'un gaz dans les conditions courantes.

La formule

La constante $R$ relie ces grandeurs : sa valeur dépend des unités choisies. Avec la pression en atmosphères et le volume en litres, $R = 0{,}082057$ L·atm/(mol·K) ; en unités SI, $R = 8{,}314$ J/(mol·K). La température doit être absolue, donc en kelvin.

Exemple résolu

Quel volume occupe 2,0 mol de gaz à 1,0 atm et 273,15 K ?

Deux moles de gaz occupent donc environ 44,8 L dans ces conditions, soit le double du volume molaire d'une mole (22,4 L).

Le volume molaire

Aux conditions normales (0 °C et 1 atm), une mole de gaz parfait occupe 22,414 L. Cette valeur découle directement de $V = nRT/P$ et explique la constante familière « 22,4 L/mol ».

Les lois historiques réunies

La loi des gaz parfaits englobe trois lois plus anciennes : Boyle-Mariotte ($P \propto 1/V$ à température constante), Charles ($V \propto T$ à pression constante) et Avogadro ($V \propto n$). Chacune correspond à un cas où une grandeur est figée.

Limites du modèle

Le modèle reste précis à basse pression et haute température, lorsque les particules sont éloignées. À forte pression ou près du point de condensation, les interactions entre molécules deviennent significatives et l'équation de van der Waals décrit mieux le gaz réel. Lorsqu'un gaz change d'état sans variation de quantité de matière, la Calcul de la loi combinée des gaz suffit ; pour convertir une masse en quantité de matière, on passe par le Calcul de la quantité de matière.