Loi de Boyle-Mariotte

Loi de Boyle-Mariotte
La loi de Boyle-Mariotte (souvent appelée loi de Boyle par les anglophones, loi de Mariotte
par les francophones et loi de Boyle-Mariotte par les locuteurs d'autres langues!) est une des
lois de la thermodynamique du gaz réel. Elle relie la pression et le volume d'un gaz réel à
température constante. On trace ainsi une courbe isotherme du gaz. Mariotte et Boyle ont
constaté, à quelques pour cent près, que la courbe p = f(V) était proche d'une hyperbole
équilatère en coordonnées dites de Clapeyron (p,V) , soit pV = constante pour une
température donnée constante.
En d'autres termes, maintenir la température constante pendant une augmentation de pression
d'un gaz exige une diminution de volume. Inversement, la réduction de la pression du gaz
passe par une augmentation de volume. La valeur exacte de la constante n'a pas besoin d'être
connue pour appliquer la loi entre deux volumes de gaz sous des pressions différentes, à la
même température :
La loi a été découverte à quelques années d'intervalle par l'Irlandais Robert Boyle (en 1662) et
par le Français Edme Mariotte (en 1676). Donc, certains la nomment loi de Boyle, et les plus
« diplomates » l'appellent loi de Boyle-Mariotte. C'est Guillaume Amontons qui précisa en
1702 que cette loi n'est valable qu'à température constante et est plus précise aux basses
pressions.
Loi de Dalton
La loi de Dalton (nommée en l'honneur du physicien britannique John Dalton) nous dit que
dans le cas de gaz parfaits, la pression totale exercée par un mélange est égale à la somme des
pressions partielles des constituants. Cette loi est une conséquence de l'équation des gaz
parfaits. Chacune des molécules qui constituent le gaz parfait n'interagit pas avec les autres
molécules de celui-ci.
L'énoncé de cette loi est
P=
∑p
i
i
où pi désigne la pression partielle du gaz i, c'est-à-dire la pression qu’aurait le gaz i s’il
occupait seul tout le volume.
Loi de Henry
La Loi de Henry, formulée en 1803 par William Henry, énonce :
À température constante et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est
proportionnelle à la pression partielle qu'exerce ce gaz sur le liquide.
La concentration maximale d'un gaz en solution, en équilibre avec une atmosphère contenant
ce gaz, est proportionnelle à la pression partielle de ce gaz en ce point.
C’est-à-dire que si l'on est par exemple en un point où la pression est le double de la pression
atmosphérique (c'est le cas dans l'eau à 10,3 m de profondeur), chaque gaz de l'air pourra se
dissoudre 2 fois mieux qu'en surface. Ceci explique le problème des plongeurs : en
profondeur, l'azote de l'air (que le plongeur stocke puisque les cellules ne consomment que
l'oxygène) a tendance à se dissoudre dans le sang du plongeur. Si celui-ci remonte trop vite,
l'azote dissous va avoir tendance à se dilater rapidement dans l'organisme, ce qui peut créer
des bulles dans les vaisseaux sanguins et une mort par embolie gazeuse.
Cette loi établit une relation entre la pression partielle pi d'un corps pur gazeux et sa fraction
molaire
dans un solvant :
Cette loi mesure la solubilité d'un gaz dans un solvant liquide avec lequel ce gaz est en
contact.
Ki est une constante de la loi de Henry spécifique du gaz donné, aussi appelée H :
Cs = p.H
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où Cs représente la concentration maximale (dite « à saturation »),
p la pression partielle du gaz dans l'atmosphère, et
H la « constante de Henry » qui dépend de la nature du gaz, de la température, et du
liquide.
À titre d'exemples :
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Pour l'eau de mer, H est 20% inférieur à sa valeur pour l'eau douce, en raison de la
compétition entre gaz dissous et sels dissous.
À pression atmosphérique normale, dans l'eau douce pour l'oxygène Cs = 10 mg·l-1 à
12 °C, et 14 mg·l-1 à 0 °C.
Le dioxyde de carbone en solution avec une boisson gazeuse ou de la bière s'échappe
sous forme gazeuse lorsque le récipient est ouvert, car il y a alors sursaturation.
Loi de Charles
La loi de Charles est une des lois de la thermodynamique. Elle relie la pression et la
température d'un gaz réel tenu dans un volume constant, V°.
, où β dépend de V°.
La loi de Charles évoque que «À volume constant, la pression d'une quantité fixe de gaz est
directement proportionnelle à sa température absolue» (la température évoquée ici est en K)
P1 /T1= P2 /T2
On constate expérimentalement que ce coefficient, pour des V° de plus en plus grands, tend
vers une valeur universelle, indépendante du gaz et environ égale à 0.0036610 = 1/273.15.