Variables du comportement et lois simples des gaz

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1 Variables du comportement et lois simples des gaz
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.

5 Mathématiquement parlant…
P est inversement proportionnel à V Donc, P est proportionnel à l’inverse de V 𝑃∝ 1 𝑉 ou 𝑃𝑉=𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 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.

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: 𝑉∝𝑇 donc 𝑉 𝑇 =𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 Ce qui veut dire qu’a quantité de gaz égale et pression constante : 𝑉 1 𝑇 1 = 𝑉 2 𝑇 2

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 𝑃∝𝑇 donc 𝑃 𝑇 =𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 Donc, pour une certaine quantité de gaz à volume constant : 𝑃 1 𝑇 1 = 𝑃 2 𝑇 2

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) 𝑉 1 𝑛 1 = 𝑉 2 𝑛 2
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 : 𝑉 1 𝑛 1 = 𝑉 2 𝑛 2 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.