Chapitre 11 – Le comportement des gaz 1. Les états de la matière et

Chapitre 11 – Le comportement des gaz
1. Les états de la matière et la théorie cinétique des gaz
2. La pression et le volume des gaz
3. Les gaz et les variations de température
4. Les calculs mettant en application la loi générale des gaz
5. Les applications des gaz
11.1 – Les états de la matière et la théorie cinétique des gaz
Phases de la matière et changement de phases
Propriété
Solide
Phases
Liquide
Gaz
Forme :
Définie, réseau
cristallin
(constante)
Variable
Variable
Volume :
Définie
(constant)
Définie
(constant)
Variable
Arrangement des Proche
(ne peuvent pas
particules :
glisser les unes
sur les autres)
Plus éloignées
Très éloignées
(elles glissent les
unes sur les
autres)
Masse
volumique (g/L)
ou densité :
Grande
Moins grande
Très faible
(ex. matelas d’air
flotte su l’eau)
Forces
d’attraction entre
les particules :
Très grandes
Moins grandes
Pas ou peu
d’attraction
Mouvement des
particules
Vibration
Vibration et
rotation
-Vibration,
rotation et
translation
-Déplacement en
ligne
(Fig. 11.6, p.423)
N.B. - Un changement de phase = éloignement des particules
Diagramme d’énergie pour un changement de phase
F
T
E
M
P
É
R
A
T
U
R
E
Température
d’ébullition
Chaleur
de vaporisation
D
Température
de fusion
ºC
B
C
Chaleur
de fusion
A
Énergie (kJ)
A→B
B→C
C→D
D→E
E→F
Solide
Solide-liquide → Fusion
Liquide
Liquide-Gaz → Ébullition
Gaz
E
La théorie cinétique des gaz
Cette énergie est importante quand on décrit les propriétés particulaires
des gaz.
Voici six des principaux postulats de la théorie cinétique des gaz :
1. Les gaz sont constitués de molécules très petites
2. Les molécules d’un gaz sont animées d’un mouvement continuel,
rectiligne et désordonné
3. Les molécules d’un gaz entre en collision et elles viennent heurter la
paroi du récipient qui les renferme, ce qui engendre une pression de
la part de ce gaz
4. Ces collisions se produisent sans perte d’énergie; la température et
la pression du gaz ne varient pas
5. La distance relative entre les molécules est très grande de telle sorte
que les interactions entre les molécules sont négligeables.
6. Pour une même température, l’énergie cinétique moyenne des
molécules de n’importe quel gaz est la même
11.2 - La pression et le volume des gaz
Les propriétés des gaz
Nous considérons comment les gaz se comportent sous pression dans un
système fermé qui contient une quantité fixe de moles d’une substance. Le
système n’est pas ouvert à l’atmosphère.
1. Compression :
- parce que les particules sont très éloignées, on
peut les tasser, les compresser
2. Diffusion
- parce que les particules sont très éloignées, les gaz
peuvent se mélangés les uns les autres
Ex. – Parfum dans une salle
3. Expansion
Les molécules des gaz peuvent se dilater pour
occuper toute la place disponible
Ex. – Un ballon
4. Pression
Des particules de gaz en mouvement exercent une
force sur les parois d’un récipient
Ex. Une canette de liqueur douce brassée
Le calcul de la pression
La pression est la force exercée sur un objet par unité de surface.
P = F
en Unité SI, N/M2 = Pa (Pascal)
A
N.B. La pression est souvent indiquée en kilopascals, kPa.
La pression d’un gaz est déterminée par le mouvement de ses molécules.
Ex. - Quand on gonfle un ballon, on
ajoute de l’air à l’intérieur et ceci fait
augmenter le nombre de collisions entre
ces molécules et la paroi interne du
ballon. Les molécules dans chaque
collision exercent une force sur la paroi.
Instruments pour mesurer la pression
1. Le baromètre : - utiliser pour mesurer
la pression atmosphérique
Vide
La colonne de mercure exerce une pression dans le bol de mercure
Pression exercée par les gaz de l’atmosphère
¾ Si Patm augmente, la colonne de mercure augmente
¾ Si Patm diminue, la colonne de mercure baisse
2. Le manomètre : - pour mesurer la pression d’un gaz
Patm
Bout ouvert
Bout
Fermé
Gaz X
Si Patm = Pgaz x → La hauteur du Hg est la
même sur les deux côtés
Si Patm < Pgaz x →
Si Patm > Pgaz x →
Les unités de pression
Auparavant,
la pression atmosphérique standard était mesurée en mm de Hg
(E-U et Angleterre utilisaient les pouces de Hg)
Maintenant,
la pression atmosphérique standard est mesuré au niveau de la mer
à 0ºC et elle est de 760 mm de Hg
Autre mesure courante pour la pression atmosphérique standard,
760 mm Hg = 760 torrs = 1 atm = 101.3 kPa
La loi de Boyle-Mariotte
Il existe une relation entre le volume et la pression d’un gaz à une
température constante et à une masse de gaz constant.
N.B. – Le volume d’un gaz = au volume du récipient.
Pression (kPa)
Volume (ml)
PV (constante)
100 kPa
50 ml
5,00 x 103
125
40.1
5,01 x 103
150
33,3
5,00 x 103
175
28,5
4,99 x 103
200
25,0
5,00 x 103
V α 1
P
V = 1xk
P
Ceci veut dire que le volume d’un gaz
dans un système fermé varie
inversement proportionnel à la
pression dans le système
(T et masse constante)
ou PV = K
K = symbole de
proportionnalité
Donc,
P1V1 = P2V2
PiVi = PfVf
i = initial
f = final
Conditions finales
P
Conditions initiales
1
V
Exercice de pratique en classe - # 1, 4 et 5, p.435
11.3 - Les gaz et la variation de température
L’échelle Kelvin et le zéro absolu
Selon ses recherche, Lord Kelvin (1824-1907) a dit qu’à -273ºC, le
mouvement moléculaire cesse. L’énergie cinétique est nulle. Le volume
d’un gaz serait hypothétiquement lui aussi égal à zéro.
À faible Tº, les gaz se condensent et changent d’état.
T = Température absolue en K
Pour changer T de ºC en K, ajoute 273
Ex.
5 ºC = 5 + 273 = 278 K
100 ºC = 100 + 273 = 373 K
-150 ºC = -150 + 273 = 123 K
-273 ºC = -273 + 273 = 0 K absolue (T à laquelle le volume = 0)
TN = Température normale = 0ºC ou 273K
TPN = Température et Pression normale = 0ºC ou 273K
101,3 kPa ou 760 mm Hg ou 1 atm
TAPN = Température ambiante et Pression normale = 25ºC ou 298K
100 kPa
La loi de Gay-Lussac
P
PαT
P varie directement avec T absolue (K) à un volume et
masse constant.
Air
T varie
dans un volume constant
P1 = P2
T1 T2
Ex.
P1 = 35,0 atm
P2 = ?
T1 = 23,2ºC = 23,2 + 273 = 296,2 K
T2 = 87,5ºC + 273 = 360,5K
P2 = T2P1 = 360,5K x 35,0 atm = 42,69 atm
296,2K
T1
La loi de Charles
La relation entre le volume et la température à une P et masse constant
VαT
mercure
V varie directement avec T absolue (K)
Volume d’air
V1 = V2
T1 T2
Exercice de pratique en classe - p.446 #5, 6, 8, 12
p.450 #14, 15, 16
11.4 - Les calculs mettant en application la loi générale des gaz
La loi générale des gaz
On peut combiner les Loi de Charles, Boyle-Mariotte et Gay-Lussac en
une.
Soit,
Ex.
P1V1 = P2V2
T1 T2
Le calcul du volume - La loi générale des gaz
Sandra fête son anniversaire par une douce journée d’hiver. Le
temps change, et un front froid de -25 ºC avec une haute pression de
103.0 kPa s’installe. La température initiale de l’air était de -2 ºC et la
pression de 100,8 kPa. Que deviendra le volume des ballons de 4,2
L attachés à l’avant de la maison?
Solution
T2 = -25ºC + 273 = 248 K
T1 = -2 ºC + 273 = 271 K
P2 = 103,0 kPa
P1 = 100,8 kPa
V2 = ?
V1 = 4,2 L
P1V1 = P2V2
T1 T2
On cherche V2 donc,
V2 = P1V1 T2
T1 P2
V2 = 4,2 L x 100,8 kPa x 248 K = 3,8 L
103,0 kPa x 271 K
La loi des pressions partielles de Dalton
Que se passe-t-il lorsque deux gaz occupent le même contenant?
P totale = P1 + P2 + P3 + …..+ Pn
La pression totale d’un mélange de gaz est la somme de la pression de
chaque gaz.
Exemple - L’application de la loi des pressions partielles de John Dalton
Quelle est la contribution du CO2 à la pression atmosphérique au cours
d’une journée très sèche, lorsque le baromètre indique 0,98 atm?
Convertis ta réponse en trois unités différentes.
Exercice de pratique en classe - p.457 #17, 18, 20,21
- p.460 #22, 23, 25
11.5 - Les applications des gaz
Ex.
Oxygène comprimé – difficulté respiratoire
- industrie spatiale
- plongeon sous-marine
Oxygène comprimé
L’oxygène et la combustion
Les gaz et l’exploration sous-marine