La théorie cinétique des gaz (Physique)

Fiches de rappel sur la théorie cinétique des gaz. La loi des gaz parfaits sous forme moléculaire (pV = N k_B T) et molaire (pV = nRT), la constante de Boltzmann, le nombre d'Avogadro, la constante universelle des gaz parfaits R = N_A k_B, les moles et la masse molaire, et les lois empiriques de Boyle, Charles et Amontons. Les conditions normales de température et de pression, le volume molaire de 22,4 L et l'équation de van der Waals pour les gaz réels. Le modèle moléculaire : les hypothèses de la théorie cinétique, la pression due aux collisions sur les parois (pV = (1/3) N m (v^2)avg), l'énergie cinétique de translation moyenne K_avg = (3/2) k_B T, la vitesse quadratique moyenne v_rms = sqrt(3 k_B T / m) = sqrt(3 R T / M), l'énergie interne d'un gaz monoatomique (3/2) nRT, la loi des pressions partielles de Dalton, ainsi que le libre parcours moyen et le temps de vol moyen. La capacité thermique et l'équipartition : C_V à volume constant, les degrés de liberté, le théorème d'équipartition, C_V = (d/2) R pour les gaz monoatomiques (3/2 R), diatomiques (5/2 R) et polyatomiques (3R), la loi de Dulong et Petit pour les solides (3R), et les degrés de liberté activés par la température. La distribution des vitesses moléculaires de Maxwell-Boltzmann, les vitesses la plus probable, moyenne et quadratique moyenne et leur ordre (v_p < v_avg < v_rms), et la façon dont la distribution se déplace avec la température et la masse moléculaire.