c’est-à-dire qu’il faudra prendre, pour chaque espèce de gaz, la
masse qui occupe, à et donnés, un certain volume
déterminé.
Des considérations relatives à la simplicité des formules chimiques ont conduit à prendre pour volume celui qu’occupent deux grammes d’hydrogène : on l’appelle volume moléculaire. On dira que la masse moléculaire de l’hydrogène est 2 grammes, ou encore que la molécule-gramme d’hydrogène est égale à 2.
Les molécules-grammes de tous les autres gaz parfaits sont alors déterminées : ce sont les masses de chacun d’eux qui occupent, dans les mêmes conditions de pression et température, le même volume que d’hydrogène.
Une molécule-gramme de n’importe quel gaz parfait contient le même nombre de molécules réelles. En effet, au point de vue de la théorie cinétique, la pression excercée sur les parois ne dépend que du nombre de projectiles présents par unité de volume, et de leur énergie cinétique moyenne de translation, c’est-à-dire de la température. Si, à une température donnée’, nous mettons le même nombre de molécules de diverses espèces dans des volumes égaux nous aurons donc la même pression ; or les molécules-grammes des divers gaz sont justement définies comme exerçant, à même température, des pressions égales dans des volumes égaux.
La détermination de ce nombre a fait l’objet de mesures nombreuses par des méthodes extrêmement variées, faisant appel à des phénomènes très divers. Sa valeur est
avec une approximation qui semble très bonne. Elle n’interviendra
pas, d’ailleurs, en général dans nos calculs.
Nous utiliserons systématiquement cette convention, qui donne l’équation caractéristique moléculaire
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commune à tous les gaz parfaits, où la constante a, dans le système
G. G. S., la valeur [1].
- ↑ Cette valeur est obtenue en admettant que le volume moléculaire à et est
