Cette théorie permet d’expliquer les propriétés d’un gaz idéal à partir du comportement individuel des particules qui le composent. Elle a été élaborée pour relier des grandeurs macroscopiques (pression, température) aux mouvements des molécules (éléments microscopiques). C’est le chercheur autrichien Boltzmann qui a été le premier à faire un lien entre le microscopique et le macroscopique.

La théorie cinétique des gaz est basée sur un ensemble d’hypothèses :
* Le volume des particules individuelles est négligeable (points géométriques massifs).
* Les particules sont toujours en mouvement mais à des vitesses négligeables.
* Les collisions des particules avec les parois causent la pression exercée par le gaz.
* Les particules n’exercent aucune force l’une sur l’autre.
* L’énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température de Kelvin du gaz.

Essayons de quantifier la pression exercée par un gaz. Nous savons que ce sont les collisions des particules avec les parois qui causent cette pression. Une particule cogne donc la paroi puis repart dans l’autre sens avec une vitesse égale en norme (figure I) La force exercée par seconde est donc

Mais il vaut prendre en compte le nombre de particules N qui frappe la paroi par seconde. Pour ce faire, nous considérons un cylindre de distance d et d’aire A dans lequel les particules circulent.

Jusqu’ici, nous avons considéré que toutes les particules se déplacent vers la paroi. Or comme le montre la figure II, les particules ont la possibilité d’emprunter 6 directions différentes dont une seule participera effectivement à l’élaboration de la pression. Seul 1/6 des particules considérées sont concernées.

Ceci est l’expression de la pression pour n moles d’un gaz constitué de particules de masse m
dans un volume V.

Dans l’expression précédente, on retrouve l’énergie cinétique des particules : « ½ mv² ». Cette énergie est en faite une mesure de la température (On peut aisément le démontrer à partir de la loi des gaz parfaits et l’expression de la constante de Boltzmann). En regardant l’expression de l’énergie cinétique d’une mole (voir ci – dessous),

Depuis longtemps, les scientifiques ont voulu trouver une expression régissant les gaz. Nous allons en voir quelques unes :

Boyle avait trouvé un lien entre la pression et le volume. En effet, lorsqu’il maintenait la température constante, le produit de la pression par le volume restait constant.

P1 V1 = P2 V2

Cette expression n’est valable qu’à basse pression.

On a donc définit un gaz parfait comme étant un gaz qui obéit à la loi de Boyle.

Charles lui postulait pour un lien entre volume et température : « Le volume d’un gaz est directement proportionnel à la température et tend vers zéro à zéro Kelvin »

Avogadro, lui, montre que le volume de gaz augmente linéairement quand le nombre de particules augmente. Le volume est donc proportionnel au nombre de particules. Tout comme la loi de Boyle, l’affirmation n’est valable qu’à basse pression

Cette loi est uniquement valable si la pression est inférieure à 1 atmosphère. Au niveau microscopique, elle peut être interprétée de la manière suivante :

- Les particules sont ponctuelles (pas de volume propre)

- Les particules sont éloignées les unes des autres. Il n’y a donc pas d’interactions entre elles.

- Le rapport n/V = P/RT doit être petit. Ce qui implique une forte température et une faible pression.

Comment varie la pression si on mélange différents gaz ? C’est Dalton qui a répondu à cette question. La loi de Dalton dit : « soit un mélange de gaz dans un volume donné, la pression totale sera la somme des pressions individuelles de chaque gaz ».

On retrouve donc l’expression de la fraction molaire.

L'état gazeux est le mieux caractérisé des différents états de la matière, car il est le plus simple à modéliser. Si on devait donner quelques propriétés des gaz, on dirait surement qu’ils :

* Remplissent uniformément tout récipient.

* Se mélangent complètement avec tout autre gaz.

* Exercent une pression sur leur environnement.

On utilise couramment la pression pour quantifier la « force des gaz ». Ceci remonte à l’expérience de Torricelli de 1643. Il avait conclu de son expérience que les gaz appuient sur le mercure, ce qui le fait monter dans le tube.

Où l’unité, N/m² est défini comme le « Pascal ». Actuellement, on utilise plutôt l’atmosphère 1 atmosphère (atm) = 101 325 Pascal (Pa) = 760 mm Hg = 760 Torr

En fonction de la longueur d’onde de la lumière considérée, l’interaction avec la lumière varie.

En se déplaçant vers la gauche dans le tableau, on arrive à des rayonnements de plus en plus
énergétiques.

Notons que les ondes radios (ayant une longueur d’onde de 10 m) ne font aucune interaction
avec la matière.