Chapitre 1 : Les propriétés physiques des gaz Les phases de la

Chapitre 1 : Les propriétés physiques des gaz
Les phases de la matière
La matière peut exister sous trois états différents : solide, liquide et gazeux tout
dépendant de la pression et de la température auxquelles elle est exposée.
Tableau résumé pour les différentes phases
Phase
Solide
Liquide
Gaz
Forme
Déterminée
Indéterminée
Indéterminée
Volume
Déterminé
Déterminé
Indéterminé
Compressibilité
Nulle
Nulle
Grande
Masse volumique
Très forte
Forte
Très faible
Types de
mouvement
Vibrations
seulement
Vibrations +
rotations et un peu
de translations
Vibrations +
rotations et
translations
importantes
Forces de liaisons
Très fortes
Faibles
Nulles
Ordre
Très ordonné
Moins ordonné
Le plus grand
désordre
Arrangement
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
Page 1
Les changements de phases
La théorie cinétique des gaz
1.
2.
3.
4.
Les gaz sont constitués de particules extrêmement petites et très espacées
les unes des autres.
Les particules de gaz sont continuellement en mouvement. Elles se déplacent
en ligne droite, de manière aléatoire, dans toutes les directions.
Lorsqu’une particule de gaz rencontre un obstacle, elle rebondit sans perdre
de l’énergie.
L’énergie cinétique moyenne des particules de gaz dépend de la
température.
Diffusion :
Processus par lequel les particules se propagent dans toutes les
directions et dans tout l’espace disponible jusqu’à l’obtention d’une
concentration uniforme.
Effusion :
Processus par lequel un gaz passe au travers d’une paroi par un petit
trou.
La diffusion
Vitesse de diffusion : Plus un gaz est ___________________, plus sa vitesse de
diffusion est ___________________.
Marc Voyer
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La diffusion dans différents milieux : La vitesse de diffusion d’un gaz est plus
grande dans les ___________, ensuite dans les ___________ et finalement
dans les ___________. La raison est simple, c’est une question de liens
____________________________.
v1
=
v2
M2
M1
1. On évalue la vitesse de diffusion d’un gaz inconnu à 31,5 mL/min. Dans des
conditions expérimentales identiques, la vitesse de diffusion de l’oxygène (O2)
est de 30,5 mL/min. Parmi les gaz suivants, CH4, CO, NO, CO2 et NO2, lequel
est le gaz inconnu ?
2. Sachant que la vitesse moyenne des molécules de dihydrogène (H2) à 0 °C est
de 1,8 km/s, calcule la vitesse moyenne des molécules de méthane (CH4) à cette
température.
3. Calcule la vitesse relative moyenne d’une molécule de CO2 par rapport à la
vitesse moyenne des molécules de O2.
Marc Voyer
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4. Sachant que la vitesse moyenne des molécules d’azote est de 0,49 km/s,
calcule la vitesse moyenne des molécules d’hélium à cette température.
5. Les vitesses de déplacement, à 0 °C, des molécules de certains gaz sont de
390 m/s, 460 m/s, 1310 m/s et 1790 m/s. Pour chacun de ces gaz, associe la
masse molaire à la vitesse de déplacement des particules.
Gaz
Masse molaire (g/mol)
Vitesse à 0 °C (m/s)
Hydrogène
Dioxyde de carbone
Oxygène
Hélium
6. Dans un cinéma, deux terroristes ont placé des fioles contenants du gaz. L’une
contient du phosgène asphyxiant (COCl2) et l’autre du gaz hilarant (N2O).
Sachant que les fioles, placées au même endroit, sont ouvertes en même temps,
quel était l’intention des terroristes dans cet attentat ? Pourquoi ?
La pression
La pression d’un gaz dépend donc du nombre de collisions de ses particules avec un
obstacle (paroi ou particule). Plus le nombre de collisions est élevé, plus la pression
est élevée. La pression atmosphérique normale est de 101,3 kPa ou 760 mm de Hg.
Marc Voyer
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Le manomètre est l’instrument généralement utilisé pour mesurer la pression d’un
gaz ou d’un mélange de gaz. Il existe deux sortes de manomètres : le manomètre à
bout fermé et le manomètre à bout ouvert.
La pression d’un gaz dans un manomètre à bout fermé est égale à la différence en
mm de Hg entre les deux colonnes de mercure.
La pression d’un gaz dans le manomètre à bout ouvert est égale à la pression
atmosphérique plus la différence en mm de Hg si la colonne en contact avec
l’atmosphère est la plus haute. Dans le cas contraire, la pression du gaz est égale à
la pression atmosphérique moins la différence de pression en mm de Hg.
760 mm de Hg
– 140 mm de Hg = 620 mm de Hg
La colonne de l’atmosphère
est la plus courte
760 mm de Hg
620 mm de Hg
Marc Voyer
=
=
101,3 kPa
x
= 82,64 kPa
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1. Trouver la pression (en kPa) du gaz contenu dans ce manomètre à bout fermé ?
(La pression atmosphérique est de 102,5 kPa)
2. Trouver la pression (en kPa) du gaz contenu dans ce manomètre à bout ouvert ?
(La pression atmosphérique est de 99,5 kPa)
3. Un cylindre contient 10 L d’un gaz à une pression de 804 mm de Hg. On exerce
une pression sur le piston et le volume devient 4 L. Détermine la nouvelle
pression (en mm de Hg) exercée sur le gaz.
Marc Voyer
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Chapitre 2 : Le comportement des gaz
Les lois simples des gaz
Relation Volume-Pression (Loi de Boyle-Mariotte)
p1V1 = p2V2
1. Le volume d’une mole d’un gaz est de 22,4 L à la température de 0 °C et à une
pression de 101,3 kPa. Quel serait le volume de cette mole si la pression
devenait 10 kPa? (T et n sont constants)?
2. Un échantillon de méthane (CH4) occupe un volume de 10 L sous une pression de
250 kPa. En maintenant la température fixe, on le comprime jusqu’à un volume
de 2 L. Quelle est alors la pression exercée sur le gaz?
3. À une pression donnée P1, un gaz occupe un volume V1. Si la pression devient 5
fois plus grande, que deviendra alors le volume du gaz.
Marc Voyer
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4. Le volume d’un gaz est de 22,4 L à une température de 0 °C et à une pression
de 101,3 kPa. Que deviendrait le volume si la pression devenait 506,5 kPa?
(La température et la quantité demeurent constantes)
5. Un cylindre muni d’un piston contient 15 L de O2 à une pression de 100 kPa. On
exerce une pression sur le piston et le volume devient 3 L. Détermine la
nouvelle pression exercée sur le gaz.
6. Un réservoir d’une capacité de 1500 L contient du propane à une pression de
175 kPa. Quel serrait le volume du réservoir nécessaire si on voulait que la
pression devienne 350 kPa?
7. Un extincteur de 12 L contient du dioxyde de carbone sous une pression de
1000 kPa. Que deviendra le volume de ce gaz lorsqu’il sera libéré à la pression
environnante (101,3 kPa)?
Marc Voyer
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8. Qu’arriverait-il de la pression d’un gaz si le volume devient dix fois plus petit?
Relation Volume-Température (Loi de Charles)
V1 V2
=
T1 T2
1. À une température de 25 °C, le volume d’une mole de gaz occupe un volume de
24,5 L à la pression normale de 101,3 kPa. Que deviendra son volume si la
température double en Celsius, à pression constante?
2. À une température de 25 °C, le volume de 0,1 mol d’hélium occupe un volume de
2,45 L à la pression normale de 101,3 kPa. À quelle température devra être
soumis ce gaz pour que son volume diminue de moitié à pression constante?
3. Exprime les températures suivantes en Kelvin :
a) 120 °C
Marc Voyer
b) –50 °C
c) –250 °C
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d) 25 °C
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4. À une température de 60 °C, une certaine quantité de gaz occupe un volume de
4,8 L. Quelle devrait être la nouvelle température (en Celsius), pour que le
volume devienne 1,2 L?
5. Un gaz contenu dans une seringue occupe un volume de 80 mL à une
température de 0 °C et à une pression de 101,3 kPa. À quelle température, en
Celsius, le volume deviendra 3 fois plus grand?
6. Un gaz occupe un volume de 200 mL à une température de 300 K et à une
pression 101,3 kPa. La température diminue de 20 °C et la pression demeure
constante. Quel sera alors le nouveau volume?
7. À 25 °C, un gaz occupe un volume de 100 mL. Quel sera le nouveau volume si
nous augmentons la température à 50 °C?
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
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8. Dans un contenant de volume variable, la température d’un gaz passe de 55 °C à
20 °C. Le volume final étant de 435 mL. Quel était le volume initial si la
pression a été maintenue constante?
9. Que devient le volume d’un gaz si la température en Kelvin quadruple à pression
constante.
Hypothèse d’Avogadro
Des volumes égaux de gaz, aux mêmes conditions de température et de pression,
contiennent le même nombre de particules.
1. Un ballon est rempli avec de l’oxygène gazeux (O2) et est, par la suite, vidé de
son contenu pour le remplir à nouveau avec un gaz de nature inconnue. Les deux
gaz sont pesés à la même température et à la même pression. Voici les
résultats :
Masse de l’oxygène dans le ballon : 0,16 g
Masse du gaz inconnu dans le ballon : 0,08 g
Quelle est la masse molaire du gaz inconnu?
Marc Voyer
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2. Une seringue de 140 mL, dans laquelle on a fait le vide, a une masse de 52,35 g.
On la remplit avec de l’oxygène et la masse de la seringue (avec le gaz) est de
52,50 g. Si maintenant on remplit la même seringue avec un gaz de nature
différente, dans les mêmes conditions de température et de pression, on
obtient une masse de 52,56 g. Identifie le gaz parmi les suivants : NH3, N2,
CO2 ou Cl2?
3. Soit 4 HCl(g) + O2(g) → 2 H20(g) + 2 Cl2(g)
Laquelle des propositions suivantes est vraie?
a)
b)
c)
d)
160 mL de HCl vont réagir avec 40 mL de O2 pour produire 80 mL de H2O et 40 mL de Cl2
8 mL de HCl vont réagir avec 2 mL de O2 pour produire 2 mL de H2O et 4 mL de Cl2
60 mL de HCl vont réagir avec 30 mL de O2 pour produire 60 mL de H2O et 60 mL de Cl2
60 mL de HCl vont réagir avec 15 mL de O2 pour produire 30 mL de H2O et 30 mL de Cl2
4. Si 10 L de N2 réagissent avec 30 L de H2 pour produire 20 L de NH3, combien
de moles de NH3 seront obtenues si nous faisons réagir suffisamment de H2
avec 6 moles de N2?
Marc Voyer
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5. Dans un ballon, on introduit de l’azote (N2) sous une pression de 101,3 kPa à une
température de 0 °C. On évalue la masse de ce gaz à 4,67 g. Dans une seconde
expérience, on introduit dans ce même ballon, aux mêmes conditions de
température et de pression, un gaz inconnu. La masse de ce gaz est alors de
2,67 g. Quelle sera la nature du gaz inconnu : Fluor, Azote, Oxygène, Méthane
(CH4) ou Néon?
6. Lesquels, parmi les gaz suivants, occupent un volume identique? Tous les gaz
sont considérés aux mêmes conditions de température et de pression.
Ammoniac (NH3) : 0,68 g
Tétrafluorocarbone (CF4) : 3,52 g
Méthane (CH4) : 1,36 g
Oxygène (O2) : 0,68 g
7. Deux cylindres identiques contiennent chacun un gaz différent, l’un contient du
méthane (CH4) et l’autre contient de l’oxygène (O2). Sachant que la masse de
chacun des cylindres incluant leur gaz est identique, lequel contient le plus de
gaz, et pourquoi ?
Marc Voyer
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Relation Volume-Quantité (Loi d’Avogadro)
V1 V2
=
n1 n2
1. À une température de 25 °C et à une pression de 101,3 kPa, 0,6 mol d’hélium
occupe un volume de 14,7 L. Quel serait le volume de 0,8 mol du même gaz aux
mêmes conditions de température et de pression?
2. À une température de 0 °C et à une pression de 101,3 kPa, un récipient contient
3,5 mol de fréon gazeux et occupe un volume de 78,4 L. Quelle quantité de gaz
retrouvera-t-on dans un volume de 100 L aux mêmes conditions de température
et de pression?
Le volume molaire d’un gaz
Le terme « Volume molaire » désigne l’espace occupé par une mole de gaz.
Le volume molaire d’un gaz ne dépend pas de sa nature. Les seuls facteurs qui
peuvent affecter l’espace occupé par une mole de gaz sont la température et la
pression.
Le volume molaire d’un gaz est de 22,4 L aux conditions normales, c’est-à-dire à
une température de 0 °C et à une pression de 101,3 kPa. (TPN)
Marc Voyer
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Page 14
La loi générale des gaz
La loi générale des gaz met en relation la pression, le volume, la température et la
quantité de gaz en comparant une situation initiale avec une situation finale.
p1V1 p2V2
=
n1T1 n2T2
1. Un gaz occupe un volume de 25,2 mL à 280 K sous une pression de 108 kPa.
Quel sera le nouveau volume si la température augmente de 10 °C et la pression
devient égale à 120 kPa?
2. Que deviendra le volume d’un gaz si la pression devient 3 fois plus grande, et
que simultanément, la température en Kelvin devient 6 fois plus grande?
3. On remplit un ballon d’hélium, à 25 °C. Le ballon se gonfle jusqu’à ce que la
pression soit égale à la pression atmosphérique (100 kPa). Le volume est alors
de 25000 L. Ce ballon s’élève à 1830 m de hauteur, où la pression est de 80 kPa
et la température, 15 °C. Quel est le volume du ballon à cette altitude, par
rapport au volume initial?
Marc Voyer
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4. Une quantité de méthane (CH4) est contenue dans un piston. Elle occupe un
volume de 20 L sous une pression de 200 kPa. Sa température est de 20 °C.
Quelle est la pression de ce gaz s’il occupe maintenant un volume de 30 L à une
température de 75 °C?
5. Dans un récipient rigide en acier, à 27 °C, 20 L de fréon exercent une pression
de 150 kPa. À quelle température la pression atteindra-t-elle 450 kPa?
6. On gonfle le pneu d’une bicyclette avec de l’air à une pression de 610 kPa, à une
température de 19 °C. En circulant à bicyclette sur l’asphalte par une journée
chaude, on fait augmenter la température du pneu à 58 °C. Le volume du pneu
augmente de 4 %. Quelle est la nouvelle pression dans le pneu?
7. On introduit 2 mol d’un gaz dans un ballon de verre à TPN. Pour que la pression
triple, combien de moles de gaz (quelle quantité) faut-il ajouter, si on place ce
ballon à la température de la pièce (25 °C)?
Marc Voyer
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8. Qu’arrive-t-il à la pression d’un gaz si son volume quadruple et que sa
température absolue diminue de moitié?
9. Un plongeur relâche des bulles d’air ayant un volume de 10 mL à une profondeur
où la température est de 9 °C, et la pression, de 2260 mm de Hg. Une fois
arrivées à la surface de l’eau, où la pression est de 762 mm de Hg, les bulles
ont atteint un volume de 32 mL. À quelle température l’air contenu dans les
bulles a-t-elle été portée?
10. Un cylindre de gaz comprimé, à 11000 kPa et à 23 °C, est situé dans une pièce
où un incendie fait rage. La température monte à 450 °C. Quelle est la nouvelle
pression dans le cylindre?
11. Dans un cylindre de 500 mL, on introduit un échantillon de dihydrogène sous
une pression de 808 kPa. On détend le gaz pour ramener la pression à 202 kPa à
une température constante. Quel est le volume occupé par le gaz après la
détente?
Marc Voyer
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La loi des gaz parfaits
Le rapport PV/nT sera toujours constant quelles que soient les valeurs de P, V, n
et T. Ce rapport constant est nommé la constante des gaz parfaits et est
désignée par la lettre R.
pV = nRT
où
R = 8,31
kPa ⋅ L
mol ⋅ K
1. Quel sera le volume occupé par 1,5 mol de gaz à 25 °C s’il est sous une pression
de 108 kPa?
2. Calcule la quantité présente dans un échantillon d’hydrogène qui occupe un
volume de 8,56 L, à 0 °C et à 152 kPa?
3. Quelle est la masse de dioxygène (O2) contenue dans un ballon dont le volume
est de 10 L à une pression de 506,5 kPa et à une température de 300 K?
4. Considérant que le néon, se comporte comme un gaz parfait, quel volume
occuperont 4,5 mol de ce gaz à 60 °C et à 77,9 kPa?
Marc Voyer
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5. Considérant que l’oxygène agit comme un gaz parfait, quelle sera la pression
exercée par 8 g de O2 qui occupent un volume de 11,2 L à 25 °C?
6. Quelle est la quantité de HF(g) que l’on retrouve dans un volume de 200 mL à
360 K et à la pression de 210 kPa?
7. Quelle masse de fluor (F2) occupe un volume de 24,5 L à une température de
26 °C et sous une pression de 150 kPa?
8. Quel est le volume occupé par 8 g d’hélium à –20 °C si la pression exercée par
ce gaz est de 100 kPa?
Marc Voyer
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9. Dans un certain contenant de 1 L, à 27 °C et à une pression de 101 kPa, on
recueille 0,16 g de gaz.
Lequel des gaz suivants est le plus susceptible d’être le gaz recueilli?
He, Ar, CH4 ou O2
10. En utilisant la loi des gaz parfaits, trouve le volume occupé à TPN par :
a) 10 g de d’hydrogène
b) 3,65 g de chlorure d’hydrogène (HCl)
11. Le dioxygène vendu en cylindre d’acier de 40 L est soumis à une pression de
11000 kPa. Quelle est la masse du gaz contenu dans un cylindre si on l’y
introduit à 27 °C?
Marc Voyer
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12. Un récipient contient 5,1 g de néon à TPN. Quel volume ce gaz occuperait-il à
100 °C et à 1000 kPa?
13. On place une certaine masse de fluor dans un ballon de 37,5 L à 17 °C, puis on
prend la pression sur le manomètre à bout ouvert illustré ci-dessous.
Quelle est la masse du gaz ? (la pression atmosphérique est de 102 kPa)
14. 50 g d’eau liquide occupe un volume de 50 mL. Si cette quantité d’eau s’évapore,
quel volume la vapeur d’eau occupera-t-elle aux conditions de température et
de pression ambiantes (25 °C et 101,3 kPa )?
15. Quel serait le volume occupé par 0,2 mol d’hélium gazeux à une température de
100 °C et à une pression de 2250 mm de Hg?
Marc Voyer
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La loi des pressions partielles (Loi de Dalton)
La pression partielle d’un gaz dans un mélange correspond à la pression qu’il
exercerait s’il était seul dans le volume occupé par le mélange.
La loi des pressions partielles indique que, à une température donnée, la pression
totale d’un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles exercées
par chacun des gaz qui constituent le mélange.
PT = PpA + PpB + PpC + ...
PpA = PT
nA
nT
1. À une température donnée, un mélange de gaz contient 3,35 mol de Néon (Ne),
0,64 mol d’argon (Ar) et 2,19 mol de xénon (Xe). Quelle est la pression partielle
du xénon si la pression totale du mélange est de 200 kPa ?
2. Un mélange de gaz contient 12 % de néon (Ne), 23 % d’hélium (He) et 65 % de
radon (Rn). Si la pression totale est de 116 kPa, quelle est la pression partielle
de chacun des gaz ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
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Chapitre 3 : Les propriétés chimiques des gaz
Les calculs stoechiométriques
Les calculs stoechiométriques permettent d’établir précisément les quantités de
réactifs nécessaires pour entraîner une réaction et de prédire les quantités de
produits qui seront formés.
1. En laboratoire, on peut produire du dioxygène en petite quantité grâce à la
décomposition du chlorate de potassium.
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Si on fait chauffer 1,3 g de KClO3, quel est le volume de ce gaz recueilli par
déplacement d’eau à 21 °C et à 103 kPa.
2. La nitroglycérine se décompose selon l’équation suivante :
4 C3H5(NO3)3(s) → 12 CO2(g) + 10 H2O(l) + 6 N2(g) + O2(g)
a) Quel sera le volume total de gaz produit, à partir de 10 g de nitro, si
ceux-ci sont recueillis à 25 °C sous une pression de 101 kPa?
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
Page 23
b) Quelle serait la pression exercée si cette réaction se produisait dans un
contenant de 0,5 L à 25 °C?
3. Le propane (C3H8) brûle dans l’air selon l’équation suivante :
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
a) Quel volume d’oxygène est nécessaire à la combustion de 35 L de propane
si les volumes sont mesurés aux mêmes conditions de température et de
pression ?
b) Quel sera le volume de dioxyde de carbone produit si 155 g de propane
réagissent avec suffisamment d’oxygène à TPN ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
Page 24
Réponses
La diffusion
1.
2.
3.
4.
5.
6.
NO
VCH4 = 0,64 km/s
VCO2 = 0,85 VO2
VHe = 1,296 km/s
2
1790
44
390
32
460
4
1310
La mort avec le sourire !
La pression
1.
2.
3.
P = 23,99 kPa
P = 97,1 kPa
P2 = 2010 mm Hg
Relation Volume-Pression
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
V2 = 226,9 L
P2 = 1250 kPa
V2 = 5X plus petite
V2 = 4,48 L
P2 = 500 kPa
V2 = 750 L
V2 = 118,46 L
P2 = 10 P1
Relation Volume-Température
1.
2.
3.
4.
V2 = 26,5 L
T2 = 149 K = -124 °C
a) 393 K
b) 223 K
T2 = -189,75 °C
Marc Voyer
c) 23 K
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
d) 298 K
Page 25
5.
6.
7.
8.
9.
T2 = 546 °C
V2 = 186,6 mL
V2 = 108,4 mL
V1 = 486,96 mL
V2 = 4 V1
Hypothèse d’Avogadro
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
M = 16 g/mol
CO2
d
12 mol
CH4
NH3 et CF4
CH4
Relation Volume-Quantité
1.
2.
V2 = 19,6 L
n2 = 4,46 mol
La loi générale des gaz
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
V2 = 23,49 mL
V2 = 2 V1
V2 = 30201,34 L
P2 = 158,36 kPa
T2 = 900 K = 627 °C
P2 = 664,88 kPa
Ajouter 3,5 mol
P2 = P1/8
T2 = 31,26 °C
P2 = 26868,24 kPa
V2 = 2 L
Marc Voyer
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
Page 26
La loi des gaz parfaits
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
V = 34,39 L
n = 0,57 mol
m = 65,01 g
V = 159,8 L
P = 55,3 kPa
n = 0,014 mol
m = 56,2 g
V = 42,05 L
He
a) V = 111,98 L
m = 5647,8 g
V = 0,79 L
m = 61,65 g
V = 67,9 L
V = 2,07 L
b) V = 2,24 L
La loi des pressions partielles
1.
2.
PXe = 70,9 kPa
PNe = 13,92 kPa
PHe = 26,68 kPa
PRn = 75,4 kPa
Les calculs stoechiométriques
1.
2.
3.
V = 0,38 L
a) V = 5,13 L
a) VO2 = 175 L
Marc Voyer
b) P2 = 1036,37 kPa
b) VCO2 = 258,7 L
Chimie : Partie 1 : Les gaz : Chapitres 1, 2 et 3
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