Bonjour

Au début tu dis que " le volume augmente lorsque la température augmente " ce qui est tout a fait vrai ! Mais à la fin tu dis que "le gaz n'occupera pas tout le volume disponible" Mais non !! Il occupera TOUT l'espace disponible !! Tu l'as d'ailleurs bien dis plus haut...

Ce qu'il faut voir c'est que, si on a, dans un ballon de baudruche, et que l'on chauffe l'ensemble, on verra le ballon se gonfler.

Dans ton exemple avec le récipient, le gaz chauffé exercera une plus forte pression sur les parois de celui ci... le gaz "voudrait" occuper plus d'espace mais le récipient "l'en empêche"...

ok?

Ce que je trouve paradoxal, c'est que d'un côté, V augmente quand T augmente (déjà je ne vois pas pourquoi d'un point de vue physique ?) et de l'autre V augmente quand l'espace offert au gaz augmente. Du coup, même si la température ne change pas et que l'espace offert au gaz augment, théoriquement le volume va augmenter. Première contradiction.
Inversement, Si l'espace offert ne change pas et que la température, théoriquement le volume changera. Et donc si le volume change, il ne sera pas toujours égal au volume qu'on lui offre et il n'occupera donc pas toujours tout le volume disponible.

J'ai bien compris ce que t'as dit mais ça ne résout pas mon problème.

PV = nRT

T qui augmente n'implique pas forcément que V augmente...
Ce qui augmente, c'est le produit P*V

Si le gaz se trouve dans un espace confiné à V constant (par exemple dans un récipient en verre fermé hermétiquement). Si on augmente T, alors c'est la pression du gaz qui augmente.

Si on se trouve dans un espace extensible fermé (par exemple gaz dans un ballon fermé), si on augmente T, alors P et V augmentent tous les deux.
Exemple : Si le gaz est dans un ballon extensible (style baudruche), si on augmente la température absolue T du gaz de 10 %, alors le produit P*V va augmenter de 10 %.
Si l'enveloppe du ballon est fort extensible, V va augmenter fort et P un petit peu.
Si l'enveloppe du ballon est peu extensible, V va augmenter un petit peu et P va augmenter fort.
... Mais quoi qu'il en soit, le produit PV sera multiplié par 1,1 dans tous les cas si T est multiplé par 1,1.
  
Si on se trouve dans un endroit ouvert (par exemple à pression atmosphérique), on peut calculer le volume occupé par n moles de le gaz à une température T, par :
Par V = nRT/P (P est ici la pression atmosphérique)
On remarquera que bien qu'on est dans un espace ouvert, le gaz n'occupe pas tout l'espace disponible... mais seulement un volume donné par V = nRT/P.
  
Un gaz n'occupe tout l'espace disponible que dans un "récipient" fermé... dans lequel on peut considérer que la pression est la même partout, c'est la pression qui s'adapte pour que le gaz occupe tout le volume fermé.
Mais si l'espace est "ouvert" et à pression P connue, alors on calcule le volume occupé par le gaz par V = nRT/P
  
OK ?

Je me suis moi aussi posé la même question qu'Helios il y a quelques temps, et je pense avoir trouvé l'explication. Les divers réponses apportées sur ce topic ne me paraissent pas éxactent, ou mal formulées.

Il n'y a pas de contradiction dans cette loi des gaz parfaits, c'est l'interprétation que nous en faisons qui n'est pas juste. Pour ne pas tirer de conclusions farfelues, il convient de revenir sur la définition d'un gaz...

L'état gazeux est un état de la matière dans lequel les molécules n'ont plus d'interactions suffisamment fortes pour empêcher son expansion infini. En conséquence, un gaz occupera toujours le volume le plus grand possible, sans limite aucune. Dans une bouteille d'un litre, un gaz occupera un volume d'un litre. A l'air libre, sur la surface de la terre, le gaz de dissipera dans toute l'atmosphère.

En conséquence, dire qu'un gaz occupe un volume de 22.4 litres à l'air libre à la pression d'un bar ne veut strictement rien dire. A l'air libre, le gaz ne reste pas à la pression d'1 bar ! Son volume tend vers l'infinie et sa pression diminue en conséquence de manière inversement proportionnelle (elle tend vers 0).

Ce que l'on peut dire, c'est qu'1 mole de gaz, confinée dans un volume de 22.4 litres fixe, à la température constante de 0°C, exercera une pression d'1 bar sur les parois du volume. Si l'on accroit le volume d'un facteur 2 en gardant les autres paramètres constants, le gaz occupera pleinement le nouveau volume (44.8 L), et la pression sera de 0.5 bar sur les parois.

Effectivement, comme il l'a été dit dans ce topic, c'est le produit de la pression par le volume qui est constant. Si l'on a réellement compris ce qu'est un gaz, on ne peut pas tirer de conclusions erronées à partir de la loi des gaz  parfait !

A bientôt.

Pas du tout, rien de contradictoire.

Pour clôturer ce topic, il va falloir aborder le concept de pression partielle.

Mais avant, je vais te poser deux questions intimement liées l'une à l'autre :

Première question : pourquoi l'air que nous respirons sur terre est à la pression de 1 bar (environ) ?

Deuxième question : tu conviendras qu'il n'y a pas d'air autour de la terre (dans l'espace). La pression est donc nulle tout autour de notre planète. Dans ce cas, pourquoi l'air que nous respirons ne s'échappe pas dans l'espace ?

Si tu réponds à ces deux questions, tu auras presque tout compris.

A très vite !!