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