Comportement des gaz

1. Comportement des gaz Variables du comportement et lois simples des gaz

2. Variables du comportement des gaZ • Les relations entre 2 de ces variables permettent de déduire les lois simples de gaz • Ces lois simples nous permettent de déduire des lois plus complexe (loi générale des gaz et loi des gaz parfaits) • 4 variables principales • Pression (P) : Nombre de collisions entre les particules • Température (T) : Degré d’agitation des particules (Ek) • Volume (V) : Espace entre les molécules (volume du contenant) • Quantité de matière (n) : Nombre de particules (moles)

3. TPN et TaPN • La pression de l’air et la température varient beaucoup. • On doit établir des normes pour faciliter la comparaison • Température et pression normales (TPN) • Température de 0 °C et pression de 101,3 kPa • Température ambiante et pression normale (TAPN) • Température de 25 °C et pression de 101,3 kPa

4. Relation entre pression et volume • 2 scientifiques présentent à quelques années d’intervalle la relation (Boyle 1662 et Mariotte 1676) • Appelée loi de Boyle-Mariotte • À température constante, le volume d’une masse de gaz est inversement proportionnel à la pression. • http://cw2.erpi.com/cw/chimie5/p28

5. Mathématiquement parlant… • P est inversement proportionnel à V • Donc, P est proportionnel à l’inverse de V • ou • Attention : la constante dépend de la température et de la quantité de gaz • Ce qui veut dire qu’a quantité de gaz égale et température constante : • P1V1 = P2V2

6. Et la théorie cinétique? • Si la température reste constante et qu’on diminue la volume disponible, on réduit la distance entre les particules. • Comme le même nombre de particules se retrouvent dans un espace plus petit, il y aura plus de collisions. • Le nombre de collision étant la définition même de la pression, on augmente ainsi la pression.

7. Relation entre volume et température • 1787 : Scientifique français Jacques Charles travaille sur cette relation. • Découvre que si on augmente la température d’un gaz, le volume augmente. • Par contre, la variation ne semble pas proportionnelle si on utilise les °C • Logique si on y pense, parce que à 0 °C, la matière possède encore de l’ Ek et un volume. • http://cw2.erpi.com/cw/chimie5/p28

8. Zéro absolu et échelle Kelvin • Si on extrapole la relation entre la température d’un gaz et son volume on trouve une température ou le volume « serait » nul • À cette température, la matière n’existerait plus! (Ne se trouve qu’en théorie seulement) • Lord Kelvin (1848) utilise cette idée pour une nouvelle échelle de température. 0 K = -273 °C et les intervalles sont équivalents à 1 °C. • Permet de définir une relation proportionnelle entre la température d’un gaz et son volume.

9. Lois de Charles et de guay-Lussac • Loi de Charles • À pression constante, le volume d’une certaine quantité de gaz est proportionnel à sa température. • Autrement dit : si on double la température d’un gaz, son volume double. • La relation a été confirmée par Joseph Guay-Lussac d’un point de vue plus mathématique: • donc • Ce qui veut dire qu’a quantité de gaz égale et pression constante :

10. Et la théorie cinétique? • Si on augmente la température d’un gaz, on augmente l’énergie cinétique. • Les particules bougent donc plus vite, ce qui augmente la possibilité de collisions, ce qui provoquerait un changement de pression. • Si la pression reste constante, c’est que les collisions poussent les particules à s’éloigner les unes des autres. • La distance entre les particules d’un gaz est la définition du volume d’un gaz.

11. Relation entre la pression et la température • Plusieurs scientifiques ce sont penchés sur cette relation. • Tous sont arrivés à la même observation : • Si on augmente la température d’un échantillon de gaz, sa pression augmente. • Si on extrapole la relation entre la température d’un gaz et sa pression, on trouve une température où la pression serait « nulle ». (Voir graphique p.85) • Correspond à -273,15 °C ou 0 K (zéro absolu) • Permet de trouver que donc • Donc, pour une certaine quantité de gaz à volume constant :

12. Et la théorie cinétique? • Explications très similaires à celles pour la relation entre la température et le volume… • Si on augmente la température d’un gaz, on augmente l’énergie cinétique. • Les particules bougent donc plus vite, ce qui augmente la possibilité de collisions. • Si le volume disponible reste constant, il y aura plus de collisions. • Le nombre de collision étant la définition de la pression, la pression augmentera.

13. Relation entre le volume et la quantité de gaz • Guay-Lussac observe que dans une réaction chimique, la proportion entre les volumes de réactifs et de produits gazeux sont des rapports simples de nombre entiers. (Décomposition de l’eau) • De cette observation : Avogadro fait l’hypothèse qu’à température et pression constantes, un même volume de gaz contient la même quantité de matière • Prouvé des années plus tard • Très utile pour trouver par comparaison la masse molaire d’un gaz inconnu.

14. Relation v-n (suite) • Cette hypothèse a aussi permis de poser la loi d’Avogadro : • À température et pression constante, le volume d’un gaz est directement proportionnel au nombre de moles du gaz • Si on double la quantité de matière, le volume double • Donc : • Par la théorie cinétique : • Si on augmente le nombre de particules d’un gaz, la probabilité de collisions est plus grande. • Si le nombre de collisions augmente, la pression augmente. • Si la pression reste constante, le volume augmentera

15. Volume molaire d’un gaz • En se basant sur la loi d’Avogadro, on peut déterminer le volume occupé par une mole d’un gaz a une température et une pression donnée • C’est le volume molaire (L/mol) • À TPN : 22,4 L/mol • À TAPN : 24,5 L/mol • Autrement dit, à 25 °C et 101,3 kPa, 6,02 X1023 particules d’un gaz occupent un volume de 24,5 L.