Review Flashcards

Vitesse de diffusion des gaz et temps d'effusion des gaz

• Vitesse de diffusion des gaz:

  \frac{V1}{V2} = \sqrt{\frac{M2}{M1}}

• Temps d'effusion des gaz:

  \frac{t1}{t2} = \sqrt{\frac{M1}{M2}}

Lois générales des gaz

• Loi générale des gaz:

  \frac{P1V1}{n1T1} = \frac{P2V2}{n2T2}

• Loi des gaz parfaits:

  PV = nRT

• Loi de Boyle-Mariotte:

  P1V1 = P2V2

• Loi de Charles:

  \frac{V1}{T1} = \frac{V2}{T2}

• Loi d'Avogadro:

  \frac{V1}{n1} = \frac{V2}{n2}

• La relation P-n:

  \frac{P1}{n1} = \frac{P2}{n2}

• Loi de Gay-Lussac:

  \frac{P1}{T1} = \frac{P2}{T2}

• La loi de Dalton:

  Pi = PT \frac{ni}{nT}

  PT = P1 + P2 + P3 + …

Loi de Hess

• \Delta H = \Delta H1 + \Delta H2 + \Delta H_3 + …

Chaleur

• Q = mc\Delta T

Bilan énergétique

• \Delta H = \Delta H{\text{brisés}} + \Delta H{\text{formés}}

Vitesse de réaction

• Loi des vitesses de réaction:

  v = k[A]^a[B]^b

• Vitesse générale:

  • Vitesse de réaction par rapport aux réactifs:

    v = -\frac{1}{a} \frac{\Delta[A]}{\Delta t}

  • Vitesse de réaction par rapport aux produits:

    v = \frac{1}{b} \frac{\Delta[B]}{\Delta t}

• Constante d'acidité:

  Ka = \frac{[H3O^+][A^-]}{[HA]}

• Constante de basicité:

  K_b = \frac{[HB^+][OH^-]}{[B]}

• Constante d'équilibre:

  K_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}

• Constante du produit de solubilité:

  K_{ps} = [X^+]^n[Y^-]^m

• Pourcentage d'ionisation (acide):

  % = \frac{[H3O^+]{eq}}{[HA]_i} \times 100

• Pourcentage d'ionisation (base):

  % = \frac{[OH^-]{eq}}{[B]i} \times 100

• pH:

  pH = -\log[H_3O^+]

• pOH:

  pOH = -\log[OH^-]

• Concentrations:

  [H_3O^+] = 10^{-pH}

  [OH^-] = 10^{-pOH}

Constantes

La pression des gaz

• Les gaz exercent une pression sur toutes les surfaces avec lesquelles ils sont en contact, et ce, dans toutes les directions.
• La pression d'un gaz sur un objet dépend de la somme des forces exercées par les collisions de ses particules sur la surface de cet objet.
• La pression atmosphérique est la force exercée par le poids de l'air sur les objets avec lesquels l'air est en contact.
  • La pression atmosphérique normale peut être représentée par cette équivalence: 101,3 \text{ kPa} = 760 \text{ mm Hg} = 1 \text{ atm}.
• Les manomètres sont des instruments qui mesurent la pression.

Les lois simples des gaz

• Les lois simples des gaz permettent de résoudre des problèmes qui mettent en relation deux des quatre variables qui décrivent les gaz, soit la pression (P), le volume (V), la température (T) absolue et la quantité de gaz (n) exprimée en nombre de moles, pendant que les deux autres variables sont maintenues constantes.
• Normes pour comparer facilement le comportement des gaz entre eux:
  • Température et pression normale (TPN): 0 \text{ °C} et 101,3 \text{ kPa}
  • Température ambiante et pression normale (TAPN): 25 \text{ °C} et 101,3 \text{ kPa}
• Selon la loi de Boyle-Mariotte, à température constante, le volume occupé par une quantité donnée de gaz est inversement proportionnel à la pression de ce gaz.
  • P1V1 = P2V2
• Selon la loi de Charles, à pression constante, le volume occupé par une quantité donnée de gaz est directement proportionnel à la température absolue de ce gaz.
  • \frac{V1}{T1} = \frac{V2}{T2}
• Selon la loi de Gay-Lussac, à volume constant, la pression d'une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à la température absolue de ce gaz.
  • \frac{P1}{T1} = \frac{P2}{T2}
• Selon la loi d'Avogadro, aux mêmes conditions de température et de pression, le volume d'un gaz est directement proportionnel à son nombre de moles.
  • \frac{V1}{n1} = \frac{V2}{n2}
• Le volume molaire gazeux est le volume occupé par une mole de gaz, quel qu'il soit, sous des conditions de température et de pression définies.
  • Le volume molaire gazeux est de 22,4 \text{ L} à TPN et de 24,5 \text{ L} à TAPN.
• Aux mêmes conditions de température et de volume, la pression d'un gaz est directement proportionnelle à son nombre de moles.
  • \frac{P1}{n1} = \frac{P2}{n2}

Distinction entre chaleur et température

• La chaleur est le transfert d'énergie thermique qui se produit entre deux systèmes de températures différentes en contact l'un avec l'autre.
• La température est une mesure de l'agitation des particules d'un système. Plus la température est élevée, plus l'agitation des particules est intense.
• La chaleur est transférée à partir du système à plus haute température vers le système à plus basse température.
• Les transferts d'énergie entre systèmes peuvent se faire par un travail, qui est un mouvement ordonné des particules, ou par de la chaleur, qui est un mouvement désordonné des particules.

La loi de la conservation de l'énergie

• Selon la loi de la conservation de l'énergie, l'énergie peut être transférée ou transformée, mais il est impossible de la créer ou de la détruire.
• Un système ouvert permet les échanges de matière et d'énergie avec le milieu extérieur.
• Un système isolé ne permet aucun échange de matière ni d'énergie avec le milieu extérieur.
• Un système fermé permet les échanges d'énergie avec le milieu extérieur, mais ne laisse pas passer la matière.
• Le calorimètre est un instrument utilisé pour étudier la chaleur impliquée dans certaines transformations chimiques ou physiques. Il constitue un système isolé.

Relation entre l'énergie thermique, la capacité thermique massique, la masse et la variation de température

• Il est possible de calculer la chaleur (Q) impliquée au moment du changement de température d'une substance. Elle correspond au produit de la masse (m), de la capacité thermique massique (c) et de la variation de température (\Delta T).
  • Q = mc\Delta T
• La capacité thermique massique d'une substance est proportionnelle à la difficulté avec laquelle on peut augmenter la température de cette substance.

La théorie cinétique des gaz

• Il y a trois types de mouvements qui peuvent animer les particules de matière: le mouvement de vibration, le mouvement de rotation et le mouvement de translation.
• Les trois types de mouvements des particules se retrouvent dans les gaz.
• L'énergie cinétique (E) d'une particule de gaz dépend de sa masse (m) et de sa vitesse (v).
  • E = \frac{1}{2}mv^2
• La courbe de distribution de Maxwell montre qu'à des températures élevées, la vitesse la plus probable des particules de gaz est plus grande.
• Plus la température d'un gaz est élevée, plus ses particules se déplacent rapidement. C'est pourquoi l'énergie cinétique moyenne des particules augmente quand la température du gaz monte.
• La théorie cinétique des gaz s'appuie sur les hypothèses suivantes:
  1. Les particules d'un gaz sont infiniment petites et la taille d'une particule est négligeable par rapport au volume du contenant dans lequel se trouve le gaz.
  2. Les particules d'un gaz sont continuellement en mouvement et se déplacent en ligne droite dans toutes les directions.
  3. Les particules d'un gaz n'exercent aucune force d'attraction ou de répulsion les unes sur les autres.
  4. Dans un gaz, l'énergie cinétique moyenne des particules est directement proportionnelle à la température absolue.

Le comportement des gaz

• Les gaz sont compressibles, ils peuvent subir une expansion et ils se dispersent par diffusion et effusion.
• Selon la loi de Graham, dans des conditions identiques de température et de pression, un gaz léger se diffuse plus rapidement qu'un gaz lourd.
• La loi de Graham met en relation les vitesses de diffusion de deux gaz (v1 et v2) en fonction de leur masse molaire (M1 et M2).
  • \frac{v1}{v2} = \sqrt{\frac{M2}{M1}}