Chapitre 3 Flashcards
Quelles sont les variables utilisées dans l’étude du comportement des gaz + unité + symbole
Pression p kPa ou mm Hg
Volume V L (ou ml)
Température absolue T K
Quantité de matière n en moles
Quelles sont les conditions standards TPN
0° C et 101,3 kPa
Quelles sont les conditions standards TAPN
25° C et 101,3 kPa
Explication de la loi Boyle-Mariotte p1V1 = p2V2 + unités
À température donnée, le volume occupé par une quantité de gaz donné est inversement proportionnel à la pression de ce gaz
p est directement proportionnel à 1/V
pV = constante
p = kPa ou mmHg V = mL ou L
Explication de p1V1 = p2V2 selon la théorie cinétique des gaz
À température constante, quand on diminue le volume d’un contenant contenant un gaz, les particules d’un gaz se rapprochent. Comme l’énergie cinétique reste la même = ++ collision = ++ pressions
Conversation K en °C
K - 273
Conversion °C en K
°C + K
Un intervalle de 1 °C = un intervalle de
1 K
Quelle est la relation entre le volume et la température
À pression constante, plus la température d’une quantité donnée de gaz diminue, plus son volume diminue
Quel est la loi de Charles V1/T1 = V2/T2 + relation de proportionnalité
À pression constante, le volume occupé par une quantité de gaz donnée est directement proportionnel à la la température absolue de ce gaz
V est directement proportionnel à T
V/T = constante
Explication de la loi de Charles V1/T1 = V2/T2 selon la théorie cinétique des gaz
Quand la température d’un gaz augmente, ses particules se déplacent plus rapidement, donc dont plus de collisions avec les parois du contenant, donc augmentent la pression, donc quand le récipient est extensible, son volume augmente jusqu’à ce que la pression intérieure sois égale à la pressions extérieure donc pas de changement de pression finalement
Quelles est la loi de Gay-Lussac p1/T1 = p2/T2 + relation de proportionnalité
À volume constant, la pression d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à la température absolue de ce gaz
p est directement proportionnel à T
Donc p/T = constante
Explication de la loi de Gay-Lussac selon la théorie cinétique des gaz
Lorsque la température des gaz augmente = son énergie cinétique augmente et ses particules se déplacent plus rapidement = donc elles frappent plus fréquemment les parois du récipient = plus de collision = plus de pressions mais récipient rigide donc juste augmentation de pression
Qu’est-ce que la loi des combinaisons gazeuses
Tant que p et T reste constant
Lors d’une reaction chimiques des gaz, il existe un rapport simple de nombre entier entre leur volume
Des volumes égaux de différents gaz soumis au memes conditions de pression auront un nombre égale de
Particules, car ils contiendront le même nombre de mole
Loi d’Avogadro V1/n1 = V2/n2 + relation proportionnalité
À température et pression constante, le volume d’un gaz est directement proportionnel à son nombre de mole
V est directement proportionnel à n donc V/n = constante
MAIS si on double le volume, le nombre de mole ne double pas
Explication de la loi d’Avogadro V1/n1 = V2/n2 selon théorie cinétique
Si on augmente le nombre de particule d’un échantillon de gaz, le nombre de collision sur ses parois augmentent, donc la pression interne augmente, donc (comme les parois sont élastiques), la pression additionnelle fait augmenter le volume du contenant jusqu’à ce que la pression intérieure soit égale à la pression extérieure
Qu’est-ce que le volume molaire gazeux
Le volume occupé par une mole de gaz, peu importe sa nature
Quand p et T données
L/mol
Équation volume molaire gazeux
Vm = V/n
L/mol
L
Mol
De quoi l’espace occupé par un gaz ne dépend-il pas et de quoi dépend-il selon la théorie cinétique
Dépend pas:
De sa nature
De sa masse molaire
Ou de la grosseur de ses particules
Car selon la théorie cinétique des gaz, le volume d’une particule de gaz est négligeable, c’est l’espace entre les particules qui est important et cet espace dépend de son énergie cinétique
Quelle est la relation entre la pression et la quantité de gaz
À température et volume constants, la pression d’un gaz est directement proportionnelle à son nombre de mole
Relation proportionnalité entre la pression et la quantité de gaz p1/n1 = p2/n2
La pression est directement proportionnelle au nombre de moles du gaz
Donc p/n =constante
Par contre une variation de pression ne peut pas entraîner une variation du nombre de mole
Explication p1/n1 = p2/n2 selon la théorie cinétique
Plus il y a de particules de gaz, plus les collisions sont fréquentes, ce qui fait augmenter la pression. Comme la température et le volume sont constants, la pression additionnelle vient s’ajouter à la pression existante et la p du gaz augmente
Quand utilise-t-on la loi générale des gaz p1V1/n1T1 = p2V2/n2T2
Lorsqu’il y a un changement de variables entre l’état initial dlun gaz et son état final
Qu’est-ce qu’un gaz parfait
Gaz hypothétique qui répond théoriquement à toutes les lois simples des gaz
Son comportement peut être expliqué par la théorie cinétique des gaz
Quand les gaz réels se comportent-ils comme des gaz parfaits ?
Au condition proches de TPN et TAPN
Répondent à la théorie cinétique des gaz
Différence entre gaz parfait et gaz réel à très haute pression et/ou température basse taille entre particules
GP: la taille des particules est négligeables, car la distance entre les particules est très grande
GR: Quand la pression est très élevé, les particules se rapprochent les unes des autres donc il n’y a presque plus d’espace entre elles donc la taille des particules individuelles devient important et le volume molaire n’est plus le même pour tous les gaz
Différence entre gaz parfait et gaz réel à très haute pression et/ou température basse force d’attraction
GP: les particules n’exercent aucune force d’attraction entre elles, ce qui fait qu’elles se déplacent continuellement en ligne droite et qu’elle demeure à la phase gazeuse même à 0 K
GR: lorsque la température diminue, la vitesse des particules diminue. À une certaine température, les particules s’attirent mutuellement jusqu’à ce que le gaz se liquéfie
Différence entre gaz parfait et gaz réel à très haute pression et/ou température basse collisions entre particules
GP: les collisions n’entraînent aucune perte d’énergie
GR: quand les particules entrent en collisions, elles perdent un peu d’énergie, ce qui fait que la pression des gaz réels est plus basse que GP
Quand utilise-t-on la loi des gaz parfaits
Quand on veut connaître les caractéristiques d’un gaz à un moment précis, sans changement
Masse volumique d’un gaz
ρ = m/V
Isoler le rapport n/V = p/RT dans loi des gaz parfaits
Comme on veut savoir la MASSE volumique et non le nombre de mole volumique on fait x M partout ρ = Mn/V = p/RT car m = Mn
Quand la masse volumique d’un gaz augmente-t-ell
Quand la pression augmente et la masse diminue
