Unité de mesureEn physique et en métrologie, une est une . Une unité de mesure peut être définie à partir de constantes fondamentales ou par un étalon, utilisé pour la mesure. Les systèmes d'unités, définis en cherchant le plus large accord dans le domaine considéré, sont rendus nécessaires par la méthode scientifique, dont l'un des fondements est la reproductibilité des expériences (donc des mesures), ainsi que par le développement des échanges d'informations commerciales ou industrielles.
Relative atomic massRelative atomic mass (symbol: A_r; sometimes abbreviated RAM or r.a.m.), also known by the deprecated synonym atomic weight, is a dimensionless physical quantity defined as the ratio of the average mass of atoms of a chemical element in a given sample to the atomic mass constant. The atomic mass constant (symbol: m_u) is defined as being 1/12 of the mass of a carbon-12 atom. Since both quantities in the ratio are masses, the resulting value is dimensionless.
Température thermodynamiqueLa température thermodynamique est une formalisation de la notion expérimentale de température et constitue l’une des grandeurs principales de la thermodynamique. Elle est intrinsèquement liée à l'entropie. Usuellement notée , la température thermodynamique se mesure en kelvins (symbole K). Encore souvent qualifiée de « température absolue », elle constitue une mesure absolue parce qu’elle traduit directement le phénomène physique fondamental qui la sous-tend : l’agitation des constituant la matière (translation, vibration, rotation, niveaux d'énergie électronique).
Constante de BoltzmannLa constante de Boltzmann k (ou k) a été introduite par Ludwig Boltzmann dans sa définition de l'entropie de 1877. Le système étant à l'équilibre macroscopique, mais libre d'évoluer à l'échelle microscopique entre micro-états différents, son entropie S est donnée par : où la constante k retenue par le CODATA vaut (valeur exacte). La constante des gaz parfaits est liée à la constante de Boltzmann par la relation : (avec (valeur exacte) le nombre d'Avogadro, nombre de particules dans une mole). D'où :.
Loi des gaz parfaitsvignette|Isothermes d'un gaz parfait (diagramme (P,V,T)). La relation entre la pression P et le volume V est hyperbolique . En physique, et plus particulièrement en thermodynamique, la loi des gaz parfaits, ou équation des gaz parfaits, est l'équation d'état applicable aux gaz parfaits. Elle a été établie en 1834 par Émile Clapeyron par combinaison de plusieurs lois des gaz établies antérieurement. Cette équation s'écrit : avec : la pression (Pa) ; le volume du gaz (m3) ; la quantité de matière (mol) ; la constante universelle des gaz parfaits (≈ ) ; la température absolue (K).
Système international d'unitésLe Système international d'unités (abrégé en SI), inspiré du système métrique, est le système d'unités le plus largement employé au monde ; il n'est pas officiellement utilisé aux États-Unis, au Liberia et en Birmanie. Il s’agit d’un système décimal (on passe d’une unité à ses multiples ou sous-multiples à l’aide de puissances de 10) sauf pour la mesure du temps et des angles. C’est la Conférence générale des poids et mesures, rassemblant des délégués des États membres de la Convention du Mètre, qui décide de son évolution, tous les quatre ans, à Paris.
Conditions normales de température et de pressionLes conditions normales de température et de pression (parfois abrégé CNTP) sont des conditions pratiques, en partie arbitraires, d'expérimentation et de mesure en laboratoire en physique et en chimie. Elles permettent des comparaisons commodes entre résultats expérimentaux. Les conditions les plus usuelles fixent la température normale à () et la pression normale à ( = ), soit la pression atmosphérique moyenne au niveau de la mer. D'autres définitions sont toutefois aussi usitées.
Constante de FaradayLa constante de Faraday, notée , est le produit de la charge élémentaire par la constante d'Avogadro : Lors de sa , le , la Conférence générale des poids et mesures (CGPM) a décidé qu'à compter du , le Système international d'unités (SI) est le système d'unités selon lequel la charge élémentaire est égale à et la constante d'Avogadro est égale à . La constante de Faraday s'exprime en coulombs par mole et vaut avec une incertitude relative de . Elle représente la charge globale d'une mole de charges élémentaires.
Lois de Faraday (électrochimie)Les lois sur l'électrolyse de Faraday sont basées sur des recherches que Michael Faraday publie en 1834. Première loi : la quantité de substance libérée lors de l’électrolyse à une électrode est proportionnelle au temps et au courant électrique (ce qui équivaut à la charge). Seconde loi : les poids de divers corps séparés aux électrodes par la même quantité d'électricité sont entre eux comme leurs équivalents chimiques.
Constante universelle des gaz parfaitsLa constante universelle des gaz parfaits (notée , ou ) est le produit du nombre d'Avogadro () et de la constante de Boltzmann (). Ce produit vaut exactement . La constante universelle des gaz parfaits a été empiriquement déterminée en tant que constante de proportionnalité de l'équation des gaz parfaits. Elle établit le lien entre les variables d'état que sont la température, la quantité de matière, la pression et le volume. Elle est également utilisée dans de nombreuses autres applications et formules.
