UNITÉ 5 : Les gaz Flashcards
Lorsqu’on refroidit un flacon de 1L hermétiquement fermé qui contient un gaz, qu’arrive-t-il aux molécules du gaz ?
Leur mouvement ralenti
Théorie cinétique moléculaire
Les molécules se déplacent d’une façon désordonné
L’énergie cinétique moyenne des molécules est proportionnelle à la Température.
# Les molécules des gaz se déplacent en ligne droite entre les collisions.
Loi de Boyle-Mariotte
«La pression d’une quantité donnée de gaz est inversement proportionnelle à son volume, à une température constante»
P¹ x V¹ = P² x V²
À une température constante, le volume d’une certaine quantité de gaz est inversement proportionnel à la pression.
- À température constante,** si le volume d’un gaz diminue**, le nombre de molécules par unité de volume augmente
- Le nombre de collisions contre les parois augmente.
- La pression augmente.
Loi de Gay-Lussac
«La pression d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à sa température en kelvins, à un volume constant »
P¹/T¹ = P²/T²
À volume constant, la pression d’un gaz est directement proportionnel à la température absolue en Kelvins.
Si la température augmente, la vitesse des molécules augmente et le nombre de collisions sur les parois augmentent aussi. Afin de maintenir le volume constant, la pression doit augmenter.
Loi de Graham
V¹ / V² = √m²/m¹
Thomas Graham établit, en 1883, une relation mathématique entre la masse et la vitesse d’un gaz.
Loi de Dalton
La pression totale exercée par un mélange de gaz est la somme des pressions individuelles exercées par chacun des gaz.
Pression total = P¹ + P² + P³ + etc…
Une masse donné d’un gaz emprisonné dans un contenant rigide est chauffée de 100°C à 300°C. Qu’arrive-t-il à la pression de ce gaz ?
Elle augmente d’un facteur d’environ un et demi.
Solide
Les forces d’attraction retiennent les atomes ou les molécules dans un certains arrangement (ex: cristaux).
Les positions des particules sont fixes. Il y a très peu de désordre. Le mouvement des particules est restreint: vibration
Plasma
Il n’est visible sur Terre, à l’état naturel, qu’à très haute température, quand l’énergie est telle qu’elle réussit à arracher des électrons aux atomes. On observe alors une sorte de « soupe » d’électrons extrêmement actifs dans laquelle « baignent » des noyaux d’atomes.
Formation du plasma
Dans les conditions usuelles, un milieu gazeux ne conduit pas l’électricité. Lorsque ce milieu est soumis à un champ électrique faible, un gaz pur est considéré comme un isolant électrique parfait, car il ne contient aucune particule chargée libre (électrons ou ions positifs). Mais des électrons libres et des ions positifs peuvent apparaître si on soumet le gaz à un champ électrique de forte intensité ou à des températures assez élevées, si on le bombarde de particules ou s’il est soumis à un champ électromagnétique très intense.
Lorsque l’ionisation est assez importante pour que le nombre d’électrons par unité de volume soit comparable à celui des molécules neutres, le gaz devient alors un fluide très conducteur qu’on appelle plasma.
Théorie cinétique moléculaire des gaz
- Les gaz sont formés de particules extrêmement petites appelées molécules. Ces particules sont très éloignées les unes des autres par rapport à leur dimension. Elles occupent une fraction infime du volume total du gaz.
- À l’intérieur d’un gaz, les molécules se déplacent rapidement mais en ligne droite. Elles suivent des trajets bien définis par les lois cinétiques.
- Les molécules entrent constamment en collision les unes avec les autres et les parois de leur récipient. Durant ces collisions, elles se comportent comme des balles parfaitement élastiques. Elles ne perdent aucune énergie.
- Il n’existe aucune force d’attraction entre les molécules d’un gaz. Il n’y en a pas davantage entre ces molécules et les parois du récipient.
- À un moment donné, les molécules d’un échantillon de gaz ont des énergies différentes. Lorsque la température s’élève, l’énergie cinétique moyenne des molécules augmente. Cette énergie est proportionnelle à la température.
La pression
La pression est la force exercée par unité de surface.
La pression d’un gaz est le bombardement continuel des particules du gaz contre les parois de son contenant.
Unités de mesure de la pression
Pascal : C’est la force de 1 Newton (N) exercée sur une surface de 1 m2.
1 Pa est une pression très faible. C’est pourquoi on utilise le kiloPascal (kPa) comme unité de mesure.
1 kPa =1000 Pa
Pression atmosphérique
L’air de l’atmosphère a une masse et est soumis aux lois de la gravité. Il exerce donc une pression sur tous les objets de la Terre.
La pression atmosphérique moyenne au niveau de la mer = 101,3 kPa (parfois appelé 1 atmosphère)
On utilise aussi le torr comme unité de mesure, d’après Evangelista Torricelli (1608 – 1647).
760 torr = 1 atm = 101,3 kPa
Comment mesurer la pression ?
Le baromètre
Un baromètre fonctionne en utilisant un matériau sensible à la pression atmosphérique. Les variations de pression atmosphérique font bouger ce matériau, ce qui est ensuite mesuré pour indiquer les changements de pression.
Diffusion des gaz
Loi de Graham
La diffusion est le déplacement des particules d’un gaz d’une région de forte concentration vers une région de faible concentration.
Plus un gaz est léger, plus il se diffuse rapidement.
Afin de comparer la vitesse de diffusion des gaz, on doit comparer les masses molaires de ceux-ci.
TPN = température et pression normales
101,3 kPa et 0ºC
L’échelle de Kelvin
Cette échelle permet d’avoir que des valeurs positives de températures.
TK = TC + 273
TC= TK – 273
À -273 ºC ou 0 K, tout mouvement moléculaire cesse. Cela représente la température la plus froide (le zéro absolu).
Loi de Charles
À pression constante, le volume d’un gaz est directement proportionnel à la température absolue en Kelvins.
V¹/T¹ = V²/T²
Si la température augmente, la vitesse des molécules augmente et le nombre de collisions sur les parois augmente. Afin de maintenir la pression constante, le volume doit augmenter.
Afin de maintenir la pression constante, le volume doit augmenter
Vrai ou Faux
VRAI
Lois de charles
Afin de maintenir le volume constant, la pression doit augmenter.
Vrai ou Faux
Vrai
Lois de Gay-Lussac
Loi générale des gaz
Les trois dernières lois regroupées forment la loi générale des gaz.
(P¹V¹)/T¹ = (P²V²)/T²
Pourcentage des gaz dans l’atmosphère
Azote = 78,08%
Oxygène = 20,95%
Argon (Ar) = 0,93%
Dioxyde de carbone = 0,03%
Néon (Ne) = 0,002%
Autres gaz = 0,008%
Si l’atmosphère contient 79% d’azote et la pression est à 101,3 kPa, quelle est la pression exercée par l’azote?
Pression de N2 = % N2x pTOT
=79/100 x 101,3 kPa
=80 kPa
Les réactions chimiques des gaz
Loi des combinaisons volumétriques des gaz (Gay-Lussac)
Le volume des gaz qui entrent en combinaison ou qui sont formés lors d’une réaction chimique existe dans des rapports simples comme le nombre de moles.
Ex: H2 + Cl2 → 2HCl
1 L 1L 2L
2H2O (g) → 2 H2 + O2 2L 2L 1L
Hypothèse d’Avogadro
En 1811, Amadéo Avogadro suggéra que des volumes égaux de gaz, mesurés aux mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules.
n¹/v¹ = n²/v²
Réflexion: Cette loi…
- Explique la loi de Gay-Lussac sur les combinaisons des volumes.
- Rend possible la distinction entre atomes et molécules.
- Prouve la diatomicité des molécules de certains éléments gazeux.
- Permet d’écrire des équations chimiques.
Volume molaire
Le volume molaire d’une substance est le volume occupé par une mole de cette substance.
Le volume molaire d’un gaz est l’espace du contenant de ce gaz et non pas celui des molécules elles-mêmes.
volume molaire = masse molaire/densité
Le volume molaire de l’oxygène à TPN (273 K et 101,3 kPa).
MO2 = 32 g/mol
densité de O2 = 1,43 g / L
volume molaire O2 = 32/1,43
= 22,4 L/mol
Volume molaire de différents gaz aux conditions TPN (273 K et 101,3 kPa)
Gaz - masse molaire (g/mol) - densité (g/L)
H2 - 2,02 - 0,0899
He - 4,00 - 0,1786
N2 - 28,02 - 1,250
O2 - 32,00 - 1,429
F2 - 38,00 - 1,696
Ne - 20,18 - 0,900
volume molaire (L/mol) = 22,4
Une mole de gaz occupe toujours un volume de … aux conditions TPN (273 K et 101,3 kPa) , selon le manuel Chimie 11 publié au Québec.
22,4 L
Gaz réels
Les lois sur les gaz décrivent le comportement d’un gaz parfait. Plus la température d’un gaz est élevée et plus sa pression est basse, plus le comportement se rapproche de celui d’un gaz parfait.
Lorsque la température est très basse et que la pression est très élevée, le comportement des gaz s’éloigne de plus en plus de celui des gaz parfaits.
à pression élevée = particules plus rapprochées; les forces d’attraction entre les molécules augmentent. La cohésion qui retient les molécules proche à proche diminue la force de collision du gaz contre les parois de son contenant. La pression mesurée augmente donc moins rapidement que la pression appliquée.
à basse température = particules plus lentes; le gaz se condense et devient liquide.
Équation des gaz parfaits
Loi qui tient compte de la loi générale des gaz et de l’hypothèse d’Avogadro.
pV=nRT
R est la constante universelle des gaz (8,31)
Variation: Pour trouver la masse d’un gaz ou sa masse molaire, on peut remplacer n par m/M.
Densité et masse molaire
À TPN, le volume molaire des gaz est le même pour tous les gaz (22,4 L/mol). La masse molaire et la densité sont différentes pour tous les gaz dans les mêmes conditions.
Les gaz très denses peuvent être dangereux.
Bhopal, Inde, le 3 décembre 1984, un accident industriel a libéré un gaz toxique (méthylisocyanate, CH3NCO) et dense qui a tué 3000 personnes.
Au Cameroun, un lac de cratère d’un volcan a libéré une grande quantité de CO2 (plus dense que l’air) qui a tué 1700 personnes.
Lors de la 1ere guerre mondiale, le gaz moutarde dans les tranchés tue des militaires qui s’y cachaient.
