LA DILATATION DES GAZ LP ROMPSAY LA ROCHELLE.

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1 LA DILATATION DES GAZ LP ROMPSAY LA ROCHELLE

2 LA DILATATION DES GAZ

3 LA DILATATION DES GAZ Loi de MARIOTTE Loi de Charles
Loi des gaz parfaits ( Avogadro ) Loi de DALTON Loi de GRAHAM Loi de Gay- Lussac

4 Cliquez ici pour commencer
Loi de MARIOTTE Cliquez ici pour commencer

5 La loi de Boyle- 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 Edme Mariotte

6 Introduction 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.

7 Expérience BUT : Déterminer l’effet de la pression sur le volume d’un gaz.

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

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

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

11 Tableau des Résultats

12 1 2 Questions sur l'expérience 3 4

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

14 Relation entre la pression et le volume d'un gaz
Pression (bar) Volume ( L) 1 2 3 4 5 Questions Conclusion

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

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

17 3. Qu’arrive-t-il à la pression lorsque le volume augmente?
Réponse

18 La pression diminue inversement proportionnellement.
Questions Conclusion

19 4. Qu’arrive-t-il au volume lorsque la pression diminue?
Réponse

20 Le volume augmente inversement proportionnellement.
Questions Conclusion

21 Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Edme Mariotte : P1 XV1 =P2 XV2 P1= volume initial P2= volume final V1= volume initiale V2= Volume finale Exemple

22 Exemple de calcul 1- P1 X V1 = P2XV2 V1 = 3L P1 = 4 bars V2 = 2 L
2- P2 = 4 x 3 2 3- P2 = 4- P2 = 6 bars

23 Cliquez ici pour commencer
L'hypothèse d'Avogadro Cliquez ici pour commencer

24 L`hypothèse d`Avogadro

25 Introduction 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 l’initiative de les approfondir en émettant une hypothèse qui révolutionna le monde de la chimie.

26 Découverte de Gay-Lussac
Le chimiste français Louis-Joseph Gay-Lussac ( ) constata qu’il y avait deux fois plus de dioxygène que de dihydrogène lors de la formation de vapeur d’eau. Il répéta plusieurs fois ses expériences qui lui prouvèrent l’importance des rapports entre les volumes lors des réactions.

27 + + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g)
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

28 + + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g)
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

29 + + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g)
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

30 + + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g)
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

31 + + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g)
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

32 Ce qui donna naissance à l`hypothèse d`Avogadro

33 Avogadro 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 l’hypothèse que les particules de gaz n’étaient pas nécessairement des atomes, mais des molécules.

34 Hypothèse d'Avogadro

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

36 H2 Cl2 CO2 N2 etc... À T.P.N. (température , pression normales)
1 mole mole mole mole Démonstration 22.4 L 22.4 L 22.4 L 22.4 L H Cl CO N2 etc... Témpérature : 273 K Pression : kPa

37 L’hypothèse d’Avogadro a permis à la chimie de progresser considérablement.
1- Elle explique la loi de Gay-Lussac sur les combinaisons en volumes. +

38 2- Elle rend possible la distinction entre les atomes et les molécules.

39 3- Elle prouve la diatomicité des molécules de certaines substances gazeuses.

40 4- Elle permet d’élaborer une méthode pour établir les masses relatives des molécules et des atomes.
L’atome de carbone est douze fois plus lourd que celui de l’hydrogène .

41 5- Une fois les masses atomiques et moléculaires établies, on peut écrire les formules chimiques des corps. CO2 HCl H2

42 6- À l’aide des formules moléculaires, il devint possible d’écrire les équations chimiques.
2 CO (g) O2 (g) CO2 (g)

43 À partir de la loi des gaz parfaits, nous allons trouver le volume molaire d ’un gaz à T.P.N.

44 La loi des gaz parfaits PV=nRT

45 Pour trouver le volume molaire à T.P.N.
PV = nRT V = nRT P V = 1 mole x 8.31 kPa . L / mol.K x 273 K 101.3 kPa V = 22.4 L

46 H2 Cl2 CO2 N2 etc... À T.P.N. (température , pression normales)
1 mole mole mole mole Démonstration 22.4 L 22.4 L 22.4 L 22.4 L H Cl CO N2 etc... Température : 273 K Pression : kPa

47 pouvons constater que chaque
En bref, nous pouvons constater que chaque élément à T.P.N. forme une mole de volume litres.

48 Conclusion L’interprétation 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.

49 Cliquez ici pour commencer
La loi de Graham Cliquez ici pour commencer

50 LOI de GRAHAM cliquer

51 INTRODUCTION Vous êtes-vous déjà demandé si tous
les gaz voyageaient à la même vitesse dans l’air ambiant? La loi de Graham vous apportera une réponse. cliquer

52 Table des matières La biographie de Graham et sa loi Théorie
Problème et démonstration

53 Graham (Glasgow 1805- Londres 1869) Thomas
cliquer Graham (Glasgow Londres 1869) 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.

54 Loi de Graham 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 ». Loi de Graham cliquer

55 La Théorie Selon la théorie cinétique moléculaire, l ’énergie
cinétique (Ek) est proportionnelle à la température absolue. Ex: T0C, Ek cliquer

56 enseigne que l ’énergie cinétique d ’un corps possédant une masse (m)
La physique nous enseigne que l ’énergie cinétique d ’un corps possédant une masse (m) et une vitesse (v) se calcule à l’aide de l’équation suivante: Ek = 1/2mv2 cliquer

57 cliquer 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.

58 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:

59 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: Ek(1) = Ek(2) 1/2m1v21 = 1/2m2v22 m1v21 = m2v22 ou v21 m2 v22 m1 = Ce qui équivaut à: v1 cliquer m2 = v2 m1

60 Problème En insérant deux gaz, HCl et NH3
chacun dans une extrémité d’un tube, on constate par le calcul suivant que l’un d’eux a une masse molaire plus faible que l’autre. L ’expérience montre que ce dernier rencontre le second plus rapidement. La vitesse de HCl est 50 ml/min. Quelle est la vitesse du NH3 ? cliquer

61 Exemple de calcul NH3 m1 = 17g v1 m2 = v1= ? m1 v2 v1 HCl 36g m2= 36g
50 ml/min v2=50 ml/min 36g v1 = x 50 ml/min 17g v1 = 72,76 ml/min cliquer

62 DÉMONSTRATION HCl NH3 cliquer

63 DEMONSTRATION NH3 HCl NH# 40 cm 10 cm cliquer

64 Voyage plus rapidement que
HCl cliquer masse (HCl) = 36g NH3 masse (NH3) = 17g 36g > 17g => Voyage plus rapidement que

65 conclusion Comme vous avez pu le constater, les gaz
ne diffusent pas à la même vitesse dans l’air ambiant. La masse des molécules représente un facteur important de la vitesse de diffusion. C’est pourquoi certaines odeurs voyagent plus rapidement que d’autres.

66 Cliquez ici pour commencer
La loi de Charles Cliquez ici pour commencer

67 Relation entre la pression
& la température d'un gaz

68 Introduction La pression d’un 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 d’un gaz analysé par Jacques Charles, physicien ayant étudié dans le domaine.

69 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. Biographie Jacques Charles

70 Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait la pression d’un gaz d’environ 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait qu’à -273oC, la pression d’un gaz serait nul.

71 Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa d’utiliser la température extrapolée correspondant au volume nul d’un gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0K fut attribué à C. Biographie Lord Kelvin

72 Suite à leur invention, les Kelvins furent adoptés dans la formule de Charles afin d ’éviter l’utilisation des chiffres négatifs Voici comment il est possible de transférer la température à partir de degrés Celcius en Kelvin : 1oC = 1K * = variation

73 Expérience BUT : Déterminer l’effet de la température sur la pression d’un gaz.

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

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

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

77 La pression du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température.
Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. 1,2 bar 3 bars 3 bars 4,8 bars 250 K 100 K 250 K 400 K

78 Tableau des Résultats

79 1 2 Questions sur l'expérience 3 4

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

81 Questions Conclusion Température( K) 100 200 300 400 2 1 4 5 3
Pression (bar) Questions Conclusion

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

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

84 3. Qu’arrive-t-il à la pression lorsque la température augmente?
Réponse

85 La pression augmente proportionnellement.
Questions Conclusion

86 4. Qu’arrive-t-il à la température lorsque la pression diminue?
Réponse

87 La température diminue proportionnellement.
Questions Conclusion

88 Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Jacques Charles : P1 P2 T T2 P1= volume initial P2= volume final T1= température initiale T2= température finale Exemple

89 Exemple de calcul 1- P1 P2 T1 T2 T1 = 250K P1 = 3 bars T2 = 100K
T2 x P1 T1 2- P2 = 100 x 3 250 3- P2 = 4- P2 = 1,2 bar

90 Cliquez ici pour commencer
La loi de GAY-LUSSAC Cliquez ici pour commencer

91 Relation entre le volume & la température d'un gaz

92 Introduction Le volume d’un 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 d’un gaz analysé par Gay-Lussac, physicien ayant étudié dans le domaine.

93 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. Biographie Joseph Gay-Lussac

94 Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait le volume d’un gaz d’environ 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait qu’à -273oC, le volume d’un gaz serait nul.

95 Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa d’utiliser la température extrapolée correspondant au volume nul d’un gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0K fut attribué à C. Biographie Lord Kelvin

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

97 Expérience BUT : Déterminer l’effet de la température sur le volume d’un gaz.

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

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

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

101 avant après avant après
Le volume du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température. Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. avant après avant après

102 Tableau des Résultats

103 1 2 Questions sur l'expérience 3 4

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

105 Questions Conclusion

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

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

108 3. Qu’arrive-t-il au volume lorsque la température augmente?
Réponse

109 Le volume augmente proportionnellement.
Questions Conclusion

110 4. Qu’arrive-t-il à la température lorsque le volume diminue?
Réponse

111 La température diminue proportionnellement.
Questions Conclusion

112 Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Gay-Lussac : V1 V2 T T2 V1= volume initial V2= volume final T1= température initiale T2= température finale Exemple

113 Exemple de calcul 1- V1 V2 T1 T2 T1 = 250K V1 = 300ml T2 = 100K V2 = ?
T2 x V1 T1 2- V2 = 100K x 300ml 250K 3- V2 = 4- V2 = 120ml

114 Cliquez ici pour commencer
La loi de Dalton Cliquez ici pour commencer

115

116 (mots, flèches ou boutons)
Savoir que: Tous les éléments (mots, flèches ou boutons) en JAUNE peuvent être sélectionnés Avant de commencer Allons-y!

117 Introduction Commençons!
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! Commençons!

118 Menu Biographie de Dalton Loi de Dalton Manomètre
Conclusion

119 Biographie de Dalton 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, s’intitulait «  A New System of Chemical Phylosophy, Part I ». Retour au menu Suite

120 Biographie de Dalton Ses nombreuses observations
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. Retour au menu

121 Loi de Dalton Pt = PA + PB+PC+ ... La pression totale d ’un mélange
gazeux est égale à la somme des pressions partielles de chacun des gaz constituant le mélange. Pt = PA + PB+PC+ ... Suite Retour au menu

122 Cliquez pour voir l'animation
Loi de Dalton 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 qu’il faut additionner ensemble ces deux pressions. Cliquez pour voir l'animation Problème Retour au menu

123 Animation Problème Retour au menu

124 Problème Gaz Pression partielle A 40,0 kPa B 10,0 kPa C 30,0 kPa
D 50,0 kPa E 25,0 kPa A B C D E + + + + Pression totale = 155 kPa Retour à la loi de Dalton Retour au menu

125 Manomètre C’est l’instrument que nous utilisons
généralement pour mesurer la pression d’un gaz ou d ’un mélange de gaz. Il existe deux sortes de manomètres: celui à bout ouvert celui à bout fermé. Retour au menu

126 Manomètre Cas 1 à bout ouvert Pgaz Patm > 450 mgHg Retour au menu
Pression atmosphérique = 760 mmHg 450 mgHg Retour au menu h = 100 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm h = 860 mmHg Suite Retour au manomètre

127 Cas 2 Manomètre à bout ouvert Pgaz Patm < Retour au 450 mgHg menu
Pression atmosphérique = 760 mmHg Retour au menu 450 mgHg h = 100 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm h = 660 mmHg Suite Retour au manomètre

128 Manomètre à bout fermé Pgaz = h colonne de mercure
vide 450 mgHg h = pression du gaz = 100 mgHg 350 mgHg Retour au menu Mercure Retour au manomètre

129 Conclusion Avant de vous quitter, nous voudrions
souligner une fois de plus que la loi de Dalton permet d’analyser la pression d’un 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.