Chapitre 4 Chimie Test 2

Caractéristiques physiques des gazs

• Les gaz prennent la forme et le volume de leur contenant et exercent une pression sur les parois.

• Ils sont très compressibles et se mélangent uniformément (mélange homogène).

• Ils ont une masse volumique beaucoup plus faible que les liquides et les solides.

Caractéristiques des solides

• Arrangement ordonné

• Pas liberté de mouvement

• Fortes interactions

Caractéristiques des liquides

• Arrangement désordonné

• Liberté de mouvement

• Fortes interactions

Caractéristiques des gazs

• Arrangement désordonné

• Mouvement rapide

• Peu d’interactions

Les propriété des gazs sont influencées par:

• Température

• La pression

• La quantité de matière

• Le volume

Différentes unités de pression équivalentes

Pression atmosphérique

• Pression exercée par la colonne d’air sur la surface terrestre

• Dépend de la température, de l’altitude et des conditions météo

• Les gazs sont soumis à la gravité.. donc atm. Plus dense à la surface de la terre qu’en altitude

Baromètre

Pour mesurer la pression atmosphérique

Manomètre

Pour mesurer la pression des gaz autres que l’atmosphère

• À vide pour mesurer des pressions <1 atm

• Ouvert pour mesurer des pressions > ou = 1 atm

Équation des gaz parfaits

Loi de Boyle: V inversement proportionnelle à 1/P (n et T constants)

Loi de Charles: V inversement proportionnelle à T (n et P constants)

Loi d’Avogadro: V inversement proportionnelle à n (P et T constants)

Relation pression-volume (Loi de Boyle-Mariotte)

Lorsque P(h) augmente V diminue

Loi de Boyle-Mariotte

Quand le volume diminue la pression augmente et vise-versa

Valable quand:

• Température constante

• Quantité de gaz constante

Relation température-volume (Loi de Gay-Lussac-Charles)

Quand T augmente, V augmente (expansion)

Quand T diminue, V diminue (compression)

Loi d’Avogadro

V=(RT/P)n ; RT/P est constant

Gaz parfait

Gaz théorique dont P, V et T sont exactement prévus par l’équation des gazs parfaits (PV=nRT)

Les molécules d’un gaz parfait:

• ne s’attirent ni se repoussent

• Leur V est négligeable vs V contenant

Les gazs parfaits n’existent pas dans la nature

• Toutefois, dans une certaines gamme de pression et de température, le comportement des gazs réels est similaire à celui d’un gaz parfait

• On peut donc utiliser l’équation des gazs parfait pour résoudre plusieurs problèmes concernant les gaz

• PV=nRT

L’équation combinée des gaz parfaits

P1V1/T1 = P2V2/T2

Dans le cas de deux gaz, A et B, contenus dans un récipient de volume V

Pa + Pb = Pression totale

Comment chaque pression partielle contribue à la pression totale

Pa/Pt= (naRT/V) / ((na+nb)RT/V) = na/ na+ nb = xa (xa est la fraction molaire)

La fraction molaire

Rapport entre le nombre de moles d’un constituant donné d’un mélange et le nombre total de moles présentes dans ce mélange.

Pression partielle

(Pi)= XiPt

Fraction molaire

(Xi)= ni/nt (la somme des fractions molaires est égale à 1

Théorie cinétique des gaz 1

• Un gaz est formé de molécules séparées les unes des autres par des distances beaucoup plus grandes que leurs propres dimensions.

• On peut considérer les molécules comme des points : autrement dit, elles ont une masse, mais leur volume est négligeable

Théorie cinétiques des gaz 2

• Les molécules de gaz sont constamment en mouvement dans toutes les directions; elles s’entrechoquent fréquemment.

• Les collisions entres les molécules sont parfaitement élastiques. P = collisions avec parois.

Théorie cinétique des gaz 3

Les molécules de gaz n’exercent aucune force attractive ou répulsive entre elles.

Théorie cinétique des gaz 4

L’énergie cinétique moyenne des molécules d’un gaz est proportionnelle à la température de ce gaz en Kelvin. Deux gaz à la même température ont la même énergie cinétique moyenne.

Équation cinétique

Ec = ½ mv2 ou ½ mv2 =kT

Vitesse quadratique moyenne

La racine carrée de la moyenne des carrés des vitesses des molécules de gaz racine de 3RT/ M

La distribution des vitesses des molécules

Théorie cinétique: permet d’établir relation entre grandeurs macroscopiques (PV) et paramètres moléculaires (M et vitessse quadratique) racine de v2= v quadratique= racine de 3RT/M

L’équation montre que: La distribution des vitesses des molécules

• V quadratique augmente avec T

• V quadratique diminue avec la M d’un gaz

• R= 8,314J/K x mol

• 1 J= 1 kg x m2/s2

• Si on utilise R=8,314J/k et M en kg/mol, v quadratique. sera exprimée en m/s

La diffusion gazeuse

Pourquoi l’odeur du parfum se répand lentement alors que la

vitesse des gaz est grande??

• Diffusion: mélange graduel d’un gaz avec les molécules d’un autre gaz causé par leurs propriétés cinétiques

• Plus grande concentration vers plus faible concentration

• Lent à cause des nombreuses collisions entre les molécules!

• Un gaz plus léger diffuse plus rapidement qu’un gaz plus lourd.

V1/V2= racine de M2=M1 (Loi de diffusion de Graham)

Gaz parfait et Gaz réels

Jusqu’ici nous avons supposé:

– Qu’il n’y a aucune interaction entre les particules

– Que les particules n’ont pas de volume

• Or, ceci est le comportement idéal d’un gaz…

• Pour les gaz réels, il y a déviation possible du

comportement idéal:

– À haute pression

– À basse température

Variations du comportement des gaz réels en foncion de la variation de pression (équation)

Gaz parfait (ou gaz « idéal »):

• les molécules n’exercent aucune force (ni attractive, ni répulsive) entre elles;

• le volume des molécules est négligeable par rapport à celui du contenant.

1 mole de gaz parfait PV=nRT n=PV/RT =1,0

Variations du comportement des gaz réels en foncion de la variation de pression (caractéristiques)

À haute pression (P > 5 atm) et à basse température, déviation du comportement des gaz parfaits:

• la masse volumique des gaz augmente, les molécules se rapprochent les unes des autres

• les forces intermoléculaires sont assez importantes pour influencer le mouvement des molécules

• Interactions entre molécules augmentent à mesure que la température diminue et/ou que la pression augmente