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LP ROMPSAY LA ROCHELLE Loi de MARIOTTE Loi de Charles Loi des gaz parfaits ( Avogadro ) Loi de DALTON Loi de GRAHAM Loi de Gay- Lussac.

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2 LP ROMPSAY LA ROCHELLE

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4 Loi de MARIOTTE Loi de Charles Loi des gaz parfaits ( Avogadro ) Loi de DALTON Loi de GRAHAM Loi de Gay- Lussac

5 Cliquez ici pour commencer

6 Edme Mariotte Edme vit le jour à Dijon, en France, en Il fut, en France, l'un des pionniers de la physique expérimentale et, avec Newton, une grande figure de la physique européenne. On le désigna, en 1966, membre de l'Académie des sciences. Il est renommé pour son travail sur l'hydrostatique (étude des conditions d'équilibre des liquides et de la réparation des pressions qu'ils transmettent) ainsi que pour l'établissement de la loi des gaz. Il étudia également la mécanique des fluides, l'optique, l'hydrodynamique

7 En 1676, Edme Mariotte compléta la loi de Boyle "Le volume du gaz est inversement proportionnel à la pression qu'il reçoit", éditée en 1662, en précisant "à température constante"; c'est donc pour cette raison que cette loi fut nommée, "La loi de Boyle-Mariotte". La loi de Boyle-Mariotte nous fait comprendre pourquoi il est si dangereux de faire de la plongée sous-marine. Les plongeurs respirent de l'air comprimé; l'air se détend et augmente de volume durant la remontée. Alors si les plongeurs bloquent leur respiration durant la remontée, l'air qui est contenu dans leurs poumons va se dilater jusqu'au point de rupture des tissus.

8 BUT BUT : Déterminer leffet de la pression sur le volume dun gaz.

9 Chaque piston contient 3 L de gaz à la pression de 1 bar. 1 bar 3 L 1 bar 3 L

10 On augmente le volume du premier piston de 1 L et on diminue celui du deuxième de 2 L. 0,75 bar 3 bar 1 L 4 L

11 La pression du gaz DIMINUE inversement proportionnellement en rapport avec le volume. La pression du gaz AUGMENTE inversement proportionnellement en rapport avec le volume. 0,75 bar 1 bar 3 bar 3 L 4 L 1 L

12 Tableau des Résultats

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14 1. Trace le graphique de la pression en fonction du volume. 1. Trace le graphique de la pression en fonction du volume. Réponse

15 Pression (bar) Volume ( L) Relation entre la pression et le volume d'un gaz Conclusion Questions

16 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

17 Questions Conclusion Une hyperbole qui correspond à une relation inversement proportionnelle.

18 3. Quarrive-t-il à la pression lorsque le volume augmente? 3. Quarrive-t-il à la pression lorsque le volume augmente? Réponse

19 Questions Conclusion La pression diminue inversement proportionnellement.

20 4. Quarrive-t-il au volume lorsque la pression diminue? 4. Quarrive-t-il au volume lorsque la pression diminue? Réponse

21 Questions Conclusion Le volume augmente inversement proportionnellement.

22 S uite à lexpérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Edme Mariotte : P 1 X V 1 = P 2 X V 2 P 1 = volume initial P 2 = volume final V 1 = volume initiale V 2 = Volume finale Exemple

23 V 1 = 3L P 1 = 4 bars V 2 = 2 L P 2 = ? 1 - P 1 X V 1 = P 2 X V 2 P 1 x V 1 V 2 4 x P 2 = 6 bars P 2 =

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26 Au début du 17ème siècle, le scientifique Louis-Joseph Gay-Lussac réalisa plusieurs expériences significatives se rapportant à la chimie. Par la suite, le fameux scientifique Amadéo Avogadro trouvant ses expériences intéressantes, pris linitiative de les approfondir en émettant une hypothèse qui révolutionna le monde de la chimie.

27 Le chimiste français Louis-Joseph Gay-Lussac ( ) constata quil y avait deux fois plus de dioxygène que de dihydrogène lors de la formation de vapeur deau. Il répéta plusieurs fois ses expériences qui lui prouvèrent limportance des rapports entre les volumes lors des réactions.

28 H 2 (g) 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) 1 H 2 (g) 1 F 2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + +

29 H 2 (g) 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) 1 H 2 (g) 1 F 2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + +

30 H 2 (g) 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) 1 H 2 (g) 1 F 2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + +

31 H 2 (g) 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) 1 H 2 (g) 1 F 2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + +

32 + + 2 H 2 (g) 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) 1 H 2 (g) 1 F 2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + + +

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34 Le physicien italien Amedeo Avogadro ( ) étudia les lois de la combinaison des gaz en introduisant la distinction fondamentale entre les atomes et les molécules. Il émit lhypothèse que les particules de gaz nétaient pas nécessairement des atomes, mais des molécules.

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36 « Dans des volumes égaux de gaz, mesurés aux mêmes conditions de température et de pression, il y a le même nombre de molécules.»

37 À T.P.N. (température, pression normales) H 2 Cl 2 CO 2 N 2 etc L 1 mole 1 mole 1 mole 1 mole Témpérature : 273 K Pression : kPa

38 1- Elle explique la loi de Gay-Lussac sur les combinaisons en volumes. Lhypothèse dAvogadro a permis à la chimie de progresser considérablement. +

39 2- Elle rend possible la distinction entre les atomes et les molécules.

40 3- Elle prouve la diatomicité des molécules de certaines substances gazeuses.

41 4- Elle permet délaborer une méthode pour établir les masses relatives des molécules et des atomes. Latome de carbone est douze fois plus lourd que celui de lhydrogène.

42 5- Une fois les masses atomiques et moléculaires établies, on peut écrire les formules chimiques des corps. CO 2 H2H2 HCl

43 6- À laide des formules moléculaires, il devint possible décrire les équations chimiques. 2 CO (g) + 1 O 2 (g) 2 CO 2 (g)

44 À partir de la loi des gaz parfaits, nous allons trouver le volume molaire d un gaz à T.P.N.

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46 Pour trouver le volume molaire à T.P.N. PV = nRTV = nRT P V = 1 mole x 8.31 kPa. L / mol.K x 273 K kPa V = 22.4 L

47 À T.P.N. (température, pression normales) H 2 Cl 2 CO 2 N 2 etc L 1 mole 1 mole 1 mole 1 mole Température : 273 K Pression : kPa

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49 Linterprétation que proposa Avogadro pour expliquer les observations de Gay-Lussac transforma profondément la chimie. Dès ce moment, la chimie devenait une science plus structurée avec un avenir prometteur.

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51 cliquer

52 Vous êtes-vous déjà demandé si tous les gaz voyageaient à la même vitesse dans lair ambiant? La loi de Graham vous apportera une réponse. cliquer

53 La biographie de Graham et sa loi Théorie Problème et démonstration

54 Il était chimiste et il a enseigné la chimie à Glasgow en En 1837, il continue son travail à Londres et devient le directeur des Monnaies d Angleterre. Il a étudié la diffusion des gaz et en 1846, il établit « La loi de Graham » sur la vitesse de diffusion des gaz. Il était chimiste et il a enseigné la chimie à Glasgow en En 1837, il continue son travail à Londres et devient le directeur des Monnaies d Angleterre. Il a étudié la diffusion des gaz et en 1846, il établit « La loi de Graham » sur la vitesse de diffusion des gaz. (Glasgow Londres 1869) cliquer

55 Celle- ci stipule que « les vitesses de diffusion de deux gaz aux mêmes conditions de température et de pression sont inversement proportion- nelles à la racine carrée de leurs masses molaires ou de leurs masses volumiques ». cliquer

56 Selon la théorie cinétique moléculaire, l énergie cinétique (E k ) est proportionnelle à la température absolue. Ex: T 0 C, E k cliquer

57 La physique nous enseigne que l énergie cinétique d un corps possédant une masse (m) et une vitesse (v) se calcule à laide de léquation suivante: E k = 1 / 2 mv 2 cliquer

58 Sachant que l énergie cinétique d un système de particules dépend de sa température, des particules de masses différentes voyagent donc à des vitesses différentes. cliquer

59 La vitesse de la diffusion des molécules varie selon la masse de ces dernières. Donc, une particule lourde voyage plus lentement: Une particule légère voyage très rapidement:

60 E k(1) = E k(2) 1 / 2 m 1 v 2 1 = 1 / 2 m 2 v 2 2 m 1 v 2 1 = m 2 v 2 2 ou v 2 1 m 2 v 2 2 m 1 Ce qui équivaut à: v1v1 v2v2 = m2 m2 m1 m1 À partir de ce moment, on conclut que la vitesse de diffusion des gaz à la même température et à la même pression donne la formule suivante: = cliquer

61 En insérant deux gaz, HCl et NH 3 chacun dans une extrémité dun tube, on constate par le calcul suivant que lun deux a une masse molaire plus faible que lautre. L expérience montre que ce dernier rencontre le second plus rapidement. La vitesse de HCl est 50 ml/min. Quelle est la vitesse du NH 3 ? cliquer

62 36g v1v1 v2v2 = m 2 m 1 HCl m 2 = 36g v 2 =50 ml/min NH 3 m 1 = 17g v 1 = ? 50 ml/min v1v1 = 36g 17g v 1 = 17g x 50 ml/min v 1 = 72,76 ml/min cliquer

63 HCl NH 3 cliquer

64 NH# NH 3 HCl 40 cm10 cm cliquer

65 Voyage plus rapidement que HCl NH 3 masse (HCl) = 36g masse (NH 3 ) = 17g 36g > 17g => cliquer

66 Comme vous avez pu le constater, les gaz ne diffusent pas à la même vitesse dans lair ambiant. La masse des molécules représente un facteur important de la vitesse de diffusion. Cest pourquoi certaines odeurs voyagent plus rapidement que dautres.

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69 L a pression dun gaz peut être influencé par différents facteurs tels que le volume, le nombre de moles et la température. Nous examinerons plus profondément la relation qui existe entre la température et la pression dun gaz analysé par Jacques Charles, physicien ayant étudié dans le domaine.

70 Le physicien français Jacques Charles a fait beaucoup de recherches sur les gaz et découvrit que la variation de la pression était directement proportionnelle à la variation de température. Jacques Charles

71 Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait la pression dun gaz denviron 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait quà -273 o C, la pression dun gaz serait nul. Cela signifiait quà -273 o C, la pression dun gaz serait nul.

72 Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa dutiliser la température extrapolée correspondant au volume nul dun gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0 K fut attribué à C. Lord Kelvin

73 Suite à leur invention, les Kelvins furent adoptés dans la formule de Charles afin d éviter lutilisation des chiffres négatifs. Voici comment il est possible de transférer la température à partir de degrés Celcius en Kelvin : 1 o C = 1K * = variation

74 BUT BUT : Déterminer leffet de la température sur la pression dun gaz.

75 Chaque ballon contient un gaz à 250K et à 3 bars.

76 On augmente la température du premier gaz de 150K et on diminue celle du deuxième gaz de 150K. 1,2 bar 4,8 bars

77 À 400K la pression a augmenté et à 100K la pression a diminué. 1,2 bar 4,8 bars

78 La pression du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température. Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. 4,8 bars 3 bars 250 K 400 K 250 K100 K 1,2 bar

79 Tableau des Résultats

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81 1. Trace le graphique de la pression en fonction de la température. 1. Trace le graphique de la pression en fonction de la température. Réponse

82 Questions Conclusion Pression (bar) Température( K)

83 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

84 Questions Conclusion Une droite qui correspond à une relation directement proportionnelle.

85 3. Quarrive-t-il à la pression lorsque la température augmente? 3. Quarrive-t-il à la pression lorsque la température augmente? Réponse

86 Questions Conclusion La pression augmente proportionnellement.

87 4. Quarrive-t-il à la température lorsque la pression diminue? 4. Quarrive-t-il à la température lorsque la pression diminue? Réponse

88 Questions Conclusion La température diminue proportionnellement.

89 S uite à lexpérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Jacques Charles : P 1 P 2 T 1 T 2 P 1 = volume initial P 2 = volume final T 1 = température initiale T 2 = température finale Exemple

90 T 1 = 250K P 1 = 3 bars T 2 = 100K P 2 = ? 1-P1P2T1T21-P1P2T1T2 T 2 x P 1 T x P 2 = 1,2 bar P 2 =

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93 L e volume dun gaz peut être influencé par différents facteurs tels que la pression, le nombre de moles et la température. Nous examinerons plus profondément la relation qui existe entre la température et le volume dun gaz analysé par Gay-Lussac, physicien ayant étudié dans le domaine.

94 Le physicien français Gay-Lussac a fait beaucoup de recherches sur les gaz et découvrit que la variation du volume était directement proportionnelle à la variation de température. Le physicien français Gay-Lussac a fait beaucoup de recherches sur les gaz et découvrit que la variation du volume était directement proportionnelle à la variation de température. Joseph Gay-Lussac

95 Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait le volume dun gaz denviron 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait quà -273 o C, le volume dun gaz serait nul. Cela signifiait quà -273 o C, le volume dun gaz serait nul.

96 Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa dutiliser la température extrapolée correspondant au volume nul dun gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0 K fut attribué à C. Lord Kelvin

97 Suite à leur invention, les Kelvins furent adoptés dans la formule de Gay-Lussac afin d éviter lutilisation des chiffres négatifs. Voici comment il est possible de transférer la température à partir de degrés Celcius en Kelvin : 1 o C = 1K * = variation

98 BUT BUT : Déterminer leffet de la température sur le volume dun gaz.

99 * Le gaz est rose afin de faciliter la compréhension de l expérience. Chaque seringue contient 300mL de gaz à 250K.

100 On augmente la température du premier gaz de 150K et on diminue celle du deuxième gaz de 150K. 300 mL

101 À 400K le volume a augmenté et à 100K le volume à diminué. 480 mL 120 mL

102 Le volume du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température. Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. avantaprèsavantaprès

103 Tableau des Résultats

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105 1. Trace le graphique du volume en fonction de la température. 1. Trace le graphique du volume en fonction de la température. Réponse

106 Questions Conclusion

107 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? 2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

108 Questions Conclusion Une droite qui correspond à une relation directement proportionnelle.

109 3. Quarrive-t-il au volume lorsque la température augmente? 3. Quarrive-t-il au volume lorsque la température augmente? Réponse

110 Questions Conclusion Le volume augmente proportionnellement.

111 4. Quarrive-t-il à la température lorsque le volume diminue? 4. Quarrive-t-il à la température lorsque le volume diminue? Réponse

112 Questions Conclusion La température diminue proportionnellement.

113 S uite à lexpérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Gay-Lussac : V 1 V 2 T 1 T 2 V 1 = volume initial V 2 = volume final T 1 = température initiale T 2 = température finale Exemple

114 T 1 = 250K V 1 = 300ml T 2 = 100K V 2 = ? 1-V1V2T1T21-V1V2T1T2 T 2 x V 1 T 1 100K x 300ml 250K 4 - V 2 = 120ml V 2 =

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117 Tous les éléments (mots, flèches ou boutons) en JAUNE peuvent être sélectionnés

118 Dans la chimie, une des matières les plus passionnantes à étudier est sûrement celle concernant les gaz. Nous avons donc choisi d expliquer dans ce projet la « Loi de Dalton » et le fonctionnement du manomètre. Pour en apprendre davantage sur ce sujet, suivez-nous!

119 Conclusion

120 Suite Né à Eaglesfield à Cumberland, en Angleterre, le 5 Septembre 1766, John Dalton dédia sa vie à la science. Le livre le plus déterminant de sa carrière paru en 1808, sintitulait « A New System of Chemical Phylosophy, Part I ». Retour au menu

121 Ses nombreuses observations Retour au menu lors d expériences en laboratoire lui ont permis de nous révéler des théories chimiques révolutionnaires dont une des plus connues est « La loi de Dalton » qui s applique au fonctionnement des manomètres.

122 La pression totale d un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles de chacun des gaz constituant le mélange. Pt Pt = PA PA + P B +P C +... Retour au menu Suite

123 Prenons l exemple de deux ballons, soit un de pression partielle A et l autre d une pression partielle B. Pour trouver la pression totale du mélange de ces gaz, la loi de Dalton nous dit quil faut additionner ensemble ces deux pressions. Problème Retour au menu

124 Problème

125 ABCDE GazPression partielle A 40,0 kPa B 10,0 kPa C 30,0 kPa D 50,0 kPa E 25,0 kPa Pression totale Retour au menuRetour à la loi de Dalton =155 kPa

126 Cest linstrument que nous utilisons généralement pour mesurer la pression dun gaz ou d un mélange de gaz. Il existe deux sortes de manomètres: celui à bout ouvert celui à bout fermé. Retour au menu

127 h = 100 mgHg Pression atmosphérique = 760 mmHg 450 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm + h = 860 mmHg Retour au menu Suite Retour au manomètre

128 Pression atmosphérique = 760 mmHg h = 100 mgHg 450 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm - h = 660 mmHg Retour au menu Retour au manomètre Suite

129 h = pression du gaz = 100 mgHg 450 mgHg 350 mgHg Retour au menu Mercure Retour au manomètre vide

130 Avant de vous quitter, nous voudrions souligner une fois de plus que la loi de Dalton permet danalyser la pression dun mélange de gaz et que le manomètre est un instrument qui mesure la pression d un gaz ou d un mélange de gaz. Nous vous laissons donc, espérant que vous avez compris le principe de la loi de Dalton et du fonctionnement du manomètre.


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