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 Phases Solide Liquide Gaz Forme : Définie, réseau

cristallin (constante)

Variable Variable

Volume : Définie

(constant) Définie Variable (constant)

Très éloignées Plus éloignées Arrangement des

particules : Proche

(elles glissent les unes sur les autres)

(ne peuvent pas glisser 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 Température M d’ébullition Chaleur P de vaporisation É R D E A T U R E Température de fusion ºC B C Chaleur de fusion A Énergie (kJ) A→B Solide B→C Solide-liquide → Fusion C→D Liquide D→E Liquide-Gaz → Ébullition E→F Gaz

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

Si Patm augmente, la colonne de mercure augmente

Si Patm diminue, la colonne de mercure baisse

2. Le manomètre : - pour mesurer la pression d’un gaz

Patm

Bout ouvert

Si Patm = Pgaz x → La hauteur du Hg est la Bout même sur les deux côtés Fermé

Gaz X 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

125

150

175

200

50 ml

40.1

33,3

28,5

25,0

5,00 x 103

5,01 x 103

5,00 x 103

4,99 x 103

5,00 x 103

V α 1 Ceci veut dire que le volume d’un gaz P dans un système fermé varie

inversement proportionnel à la pression dans le système (T et masse constante)

V = 1 x k ou PV = K K = symbole de P 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

P α T

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 = T P2 1 = 360,5K x 35,0 atm = 42,69 atm T1 296,2K

La loi de Charles

La relation entre le volume et la température à une P et masse constant

V α T

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, P1V1 = P2V2 T1 T2

Ex. 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