Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz








télécharger 100.55 Kb.
titreÉtude des gaz I. PropriéTÉs des gaz
date de publication26.01.2017
taille100.55 Kb.
typeDocumentos
c.21-bal.com > droit > Documentos

ÉTUDE DES GAZ

I. PROPRIÉTÉS DES GAZ


Empiriquement, un gaz se définit comme une substance capable d'occuper tout le volume qu'on met à sa disposition ou encore comme une substance n'ayant ni forme , ni volume définis. Au niveau moléculaire, un gaz est caractérisé par le fait que les molécules sont tellement espacées, qu'elles n'ont pratiquement aucune influence les unes sur les autres. Le tableau suivant permet de comparer les propriétés des gaz avec celles des solides et des liquides


PROPRIÉTÉS

ÉTAT SOLIDE

ÉTAT LIQUIDE

ÉTAT GAZEUX

Propriétés mécaniques

Dureté, Résistance,Malléabilité

Fluidité

Compressibilité,
Expansibilité, Élasticité

Diffusion

Aucune

Faible

Grande

Dilatation

Très faible

Limitée

Très grande

Masse volumique

Entre 0,5 et 22 500 g/cm3

Entre 0,5 et 13,6 g/cm3

De l'ordre de 10-3 g/cm3

Miscibilité

Les solide ne sont jamais
miscibles.

Certains liquides sont miscibles.

Les gaz sont toujours sont miscibles

Énergie

Faible

Intermédiaire

Grande

Entropie (désordre)

Faible

Intermédiaire

Grande

Mouvements moléculaires

Principalement la vibration

Un peu de vibration, de rotation et de translation

Principalement la translation

Forme

Définie

Indéfinie

Indéfinie

Volume

Défini

Défini

Indéfini



2) THÉORIE CINÉTIQUE DES GAZ

Les gaz sont constitués de MOLÉCULES (ou d'ATOMES pour les gaz rares) , qui pour un gaz donné ont les mêmes masses et les mêmes dimensions.

Les molécules d'un gaz se déplacent à de très grandes vitesses. Elles sont très éloignées les unes des autres et les liaisons qui les unissent sont relativement faibles.

• La PRESSION d'un gaz est proportionnelle au nombre de COLLISIONS MOLÉCULAIRES .

• Puisque les molécules sont en mouvement, elles possèdent une énergie cinétique :



• À un instant donné, les molécules d'un gaz n'ont pas toutes la même énergie cinétique. On peut définir pour l'ensemble des molécules une énergie cinétique moyenne. Cette énergie cinétique moyenne est FONCTION UNIQUEMENT DE LA TEMPÉRATURE: Plus la température augmente et plus l'énergie cinétique moyenne augmente:





(k est la constante de Boltzman)

• On en déduit qu'à une température donnée, tous les gaz ont la même énergie cinétique moyenne. À température constante, la masse molaire d'un gaz est inversement proportionnelle au carré de la vitesse : plus la masse molaire du gaz est petite et plus sa vitesse de diffusion sera grande. C'est donc l'hydrogène qui aura la plus grande vitesse de diffusion.

Les chocs entre molécules d'un gaz sont parfaitement élastiques : Il n'y a pas de pertes d'énergies dues aux frictions, collisions ou chocs.

Au zéro absolu (-273° C) les molécules d'un gaz sont immobiles. Par suite l'énergie cinétique des molécules et la pression du gaz sont nulles.


C'est sous l'état gazeux que les molécules possèdent la plus grande enthalpie et la plus grande entropie.

L'état d'un gaz dépend de sa température et de sa pression

3) MESURE DE LA PRESSION


La pression se définit comme une force par unité de surface. Prenons une brique sur un lit de sable. Lorsqu'elle est posée sur sa petite surface, elle s'enfonce davantage. La brique exerce toujours la même force sur le sable. Cependant, lorsqu'elle est placée suivant sa plus petite surface, sa pression est plus grande. Nous allons maintenant imaginer une expérience qui nous permettra de comprendre la grandeur de la pression atmosphérique. Prenons un contenant parallélépipédique dont la base est de un mètre carré et dont la hauteur est de un décimètre (0,1 m), puis versons y 100 g d'eau (un cylindre gradué de 100 cm3). L'épaisseur de l'eau serait de 0,01 cm et sa force se répartirait sur une surface de 1 m2. La pression exercée par l'eau serait alors voisine de un pascal (1 Pa). Le pascal (Pa) est l'unité de pression dans le système international. Lorsque le contenant sera complètement rempli d'eau (cent litres d'eau ou mille cylindres gradués de 100 cm3), la pression exercée sur le fond sera de un kilo pascal (1 kPa). La pression atmosphérique équivaut à peu près à cent fois cette pression, soit environ cent kilo pascals ou 100 kPa: elle équivaut par conséquent à une colonne d'eau de dix mètres environ.

pression.gif


L'appareil qui sert à mesurer la pression d'un gaz s'appelle un manomètre; celui qui sert à mesurer la pression atmosphérique est un baromètre. C'est GALILÉE qui mit en évidence la pression atmosphérique pour la première fois et ce fut son élève, Évangelista TORRICELLI (1643), qui inventa le premier baromètre: le baromètre de TORRICELLI. Au laboratoire, on remplit un tube de verre, dont la longueur est de un mètre environ, avec du mercure; puis, on le retourne sur une cuve à mercure. Le niveau du mercure dans le tube baisse; lorsque la pression atmosphérique est normale, la hauteur du mercure dans le tube est voisine de 76 cm.

toricelli.gif

Il existe 3 unités de pression qui servent à mesurer la pression atmosphérique:

- Les millimètres de mercure ou Torrs
- Les atmosphères (atm.)
- Les kilopascals (kPa)
- Les hectopascals ou millibars (mB)

Dans les conditions normales:

760 mm de Hg (torrs) = 101,3 kPa = 1 013 mB = 1 atm.
Il existe deux sortes de manomètres : les manomètres fermés (ou manomètres à vide) et les manomètres ouverts (ou manomètres à air libre).


Manomètre à vide

manometre.gif

Si on utilise un manomètre à vide, la pression du gaz (P) est directement mesurée par la dénivellation du mercure en centimètres:

P = h
Lorsque le niveau du mercure se trouve sur le même plan horizontal dans les deux tubes, la pression du gaz est nulle.

Manomètre ouvert
image020.gif
Les manomètres ouverts (manomètres à air libre) permettent de mesurer les pressions qui sont voisines de la pression atmosphérique. Trois cas peuvent se présenter :


- Niveau du mercure plus bas du côté du gaz

P = Pa + h


- Niveau du mercure plus bas du côté du tube ouvert.

P = Pa - h

- Niveau du mercure sur le même plan horizontal dans les deux tubes.

P = Pa




IV. LES ÉCHELLES DE TEMPÉRATURES


On repère les températures sur un thermomètre par rapport à la fusion de la glace et à l'ébullition de l'eau sous la pression normale. Deux échelles de températures sont centésimales :

• ÉCHELLE CELSIUS (c'est l'échelle légale)
• ÉCHELLE KELVIN (c'est l'échelle absolue)

image022.gif
Un degré Celsius est ÉGAL à un degré Kelvin

image026.gif

Ces deux échelles (Celsius et Kelvin) sont des échelles centésimales, car l'intervalle entre les deux points de repère a été divisé en cent parties égales. Nous comprenons ainsi pourquoi le degré Celsius est égal au degré Kelvin; mais comme les repères dans ces deux échelles sont différents, les températures pour un même niveau de chaleur seront elles aussi différentes.
LES ÉCHELLES FAHRENHEIT ET RÉAUMUR NE SONT PAS DES ÉCHELLES CENTÉSIMALES.


image028.gif

Dans l'échelle «Fahrenheit», l'intervalle entre les deux points de repère est divisé en 180 parties égales; chaque partie obtenue est un degré Fahrenheit. Dans l'échelle «RÉAUMUR» l'intervalle entre les deux points de repère est divisé en 80 parties égales; chaque intervalle est un degré RÉAUMUR. Par conséquent, les relations entre les degrés sur les trois échelles sont:

C = K = 1,8 F = 0,8 R


Les relations entre les températures sur les différentes échelles doivent être trouvées en raisonnant sur les variations de températures:

image029.png



V. LOI D'AVOGADRO ET VOLUMES MOLAIRES


Des volumes égaux de gaz pris dans les mêmes conditions de température et de pression contiennent le même nombre de molécules: un litre de dihydrogène contient le même nombre de molécules que un litre de diazote, dioxygène ou dichlore à la même température et à la même pression.

image032.gif




Les MOLES de tous les gaz occupent le même VOLUME dans les mêmes conditions de TEMPÉRATURE ET DE PRESSION.
En d'autres termes, on peut énoncer la loi d'Avogadro de la façon suivante:
Dans les mêmes conditions de température de pression, le volume occupé par une mole de molécules d'un gaz est le même, quel que soit le gaz considéré . Lorsque la pression et la température restent constantes, le volume d'un gaz est directement proportionnel au nombre de moles du gaz
Les conditions normales de température et de pression (T.P.N.) sont :

T = 0° C = 273 K
P = 76 cm de Hg = 1 atm. = 101,3 kPa

image034.gif

Le VOLUME MOLAIRE d'un gaz est le volume occupé par une MOLE DE GAZ.

Vm = 22,4 L à T.P.N. (0°C et 101,3 kPa)
Vm = 24,8 L à TA.P.N. (25°C et 100 kPa)


Le volume molaire varie avec la température et la pression. Pour calculer sa valeur dans des conditions données (P et T fixées), il faudra appliquer les LOIS DES GAZ.


VI. LOIS DES GAZ


Quatre facteurs influencent le comportement d'un gaz: le nombre de moles (N), la pression (P), le volume (V) et la température (T). Pour étudier les relations entre ces quatre facteurs, nous devrons, tout en gardant deux facteurs constants, faire varier les deux autres. Ainsi, nous pouvons étudier:

• La relation entre la volume et le nombre de moles, la pression et la température restant constants (Loi d'Avogadro).


• La relation entre la pression et le nombre de moles, le volume et la température restant constants.


• La relation entre la pression et le volume, le nombre de moles et la température restant constants loi de Boyle-Mariotte).


• La relation entre le volume et la température, le nombre de moles et la pression restant constants (première loi de Charles et Gay-Lussac) .


• La relation entre la pression et la température, le nombre de moles et le volume restant constants (deuxième loi de Charles et Gay-Lussac) .
La loi des gaz parfaits donne la relation entre les quatre paramètres: pression, volume, température et nombre de moles. Enfin la loi de Dalton étudie la relation entre les pressions partielles des gaz qui constituent un mélange et la pression totale.

6.1) RELATION ENTRE LE VOLUME ET LE NOMBRE DE MOLES

C'est la loi d'Avogadro: le volume est directement proportionnel au nombre de moles, lorsque la température et la pression restent constants.




image040.gif
6.2) RELATION ENTRE LA PRESSION ET LE NOMBRE DE MOLES

La pression est directement proportionnelle au nombre de moles, lorsque la température et le volume restent constants.



image044.gif



6.3) LOI DE BOYLE ET MARIOTTE




C'est l'étude de la variation de la pression d'une masse de gaz en fonction du volume à température constante. Lorsque la pression augmente à une température constante, les molécules se rapprochent les unes des autres, donc le volume diminue. L'appareil ci-contre permet d'emprisonner un volume d'air dans le tube du milieu (h1 x s). Lorsqu'on ajoute du mercure dans le tube de gauche, la hauteur du mercure dans le tube du milieu (h2) diminue, donc la pression de l'air (P) augmente et son volume (V) diminue.
P = Pa - h2 et V = h1 x s
(P
a: pression atmosphérique et s : surface du tube)

Les résultats expérimentaux montrent que le produit de la pression par le volume reste constant, lorsque la température reste constante. En d'autres termes nous pouvons dire que la pression est inversement proportionnelle au volume, lorsque la température et le nombre de moles restent constants.
P1V1 = P2V2 = constante
(N et T constants)




image048.gif



6.4) PREMIÈRE LOI DE CHARLES ET GAY-LUSSAC

C'est l'étude de la variation du volume d'une masse de gaz en fonction de la température, lorsque la pression et le nombre de moles restent constants. Lorsque la température augmente sous une pression constante, les molécules s'éloignent les unes des autres, donc le volume augmente.

Dans cette expérience la pression du gaz qui est enfermé dans le ballon reste égale à la pression atmosphérique.


On mesure les volumes en fonction de la température, et l'on constate que
le volume est directement proportionnel à la température exprimée en degrés Kelvin, lorsque la pression et le nombre de moles restent constants.




charles1.gif
6.5) DEUXIÈME LOI DE CHARLES ET GAY-LUSSAC

Elle étudie la variation de la PRESSION d'une masse de gaz en fonction de la TEMPÉRATURE, lorsque le volume et le nombre de moles restent constants. Au début de l'expérience, la pression de l'air dans le ballon est égale à la pression atmosphérique (Pa). Lorsqu'on chauffe l'eau, l'air se dilate. Pour maintenir le volume d'air constant, il faut ajouter du mercure dans le tube de droite, ce qui augmente la pression de l'air dans le ballon. En effectuant ainsi plusieurs mesures de la pression (P) en fonction de la température, on constate que la PRESSION est directement proportionnelle à la TEMPÉRATURE (exprimée en degrés Kelvin), lorsque le VOLUME et le NOMBRE DE MOLES RESTENT CONSTANTS.

ion et le nombre de moles restent constants.



charles2.gif
6.6) LOI GÉNÉRALE DES GAZ PARFAITS

Nous pouvons relier les caractéristiques du gaz SOUS DEUX ÉTATS: (P1, V1, T1) et (P2, V2 , T2) en introduisant un état intermédiaire où la pression est la même que la pression finale et où la température est la même que la température initiale (P2, V’, T1).

État initial : Pression = P1 Température = T1 et Volume = V1



État intermédiaire : Pression = P2 Température = T1 et Volume = V’



État final : Pression = P2 Température = T2 et Volume = V2

Entre l’état initial et l’état intermédiaire, on applique la loi de Boyle-Mariotte puisque la transformation se fait à température constante:

(1) P1 . V1 = P2 . V’

Pour passer de l'état intermédiaire à l'état final, on applique la première loi de Charles et Gay-Lussac puisque la transformation se fait à pression constante:

(2)

En éliminant «V’» entre ces deux équations, on retrouve la loi des gaz parfaits pour une masse donnée de gaz.



Pour une mole de gaz à T.P.N., le rapport précédent (P.V/T) est égal à la CONSTANTE DES GAZ PARFAITS :
V = 22,4 litres P = 101,3 kPa T = 273 K
= 8.31 kPa . L . K -1. mol -1

Pour une mole de gaz, la loi des gaz parfaits est donc traduite par la formule mathématique suivante:



Avec une quantité quelconque de gaz, la valeur de cette constante sera multipliée par le nombre de moles (n) et la loi des gaz parfaits sera donc traduite par la formule mathématique suivante:


Cela nous conduit à énoncer la loi générale des gaz parfaits pour un nombre de moles déterminé:

P . V. = N . R . T
• P : Pression du gaz en kilopascals (kPa)
• V : Volume du gaz en litres (L)
• n : Nombre de moles du gaz
• T : Température du gaz en degrés Kelvin (K)
• R : Constante des gaz parfaits (8,31 kPa.L.K-1.mol-1)


On peut exprimer cette formule en fonction de la masse du gaz (m):


. R . T
• P : Pression du gaz en kilopascals (kPa)
• V : Volume du gaz en litres (L)
• m : Masse du gaz
• M : Masse molaire du gaz
• T : Température du gaz en degrés Kelvin (K)
• R : Constante des gaz parfaits (8,31 kPa.L.mol-1)

D'une manière générale, il sera facile de résoudre les problèmes sur les gaz en suivant l'organigramme de la page suivante.

image076.gif
6.7) LOI DE DALTON (PRESSIONS PARTIELLES)

Lorsqu'on mélange plusieurs gaz, les molécules de tous les gaz contribuent à donner au gaz sa pression totale, Comme les distances entre les molécules sont très grandes, on peut considérer que la pression partielle exercée par chaque gaz est la même que si le gaz occupait à lui seul tout le volume mis à la disposition du mélange.


Si on mélange dans un cylindre métallique, dont le volume est V, N
1 moles d'un gaz G1 avec N2 moles d'un gaz G2 et N3 moles d'un gaz G3. La pression partielle du gaz G1 sera trouvée facilement en appliquant la loi des gaz parfaits:




Comme la pression est proportionnelle au nombre de collisions moléculaires, la pression partielle de chaque gaz sera proportionnelle au nombre de moles de ce gaz et inversement proportionnelle au nombre total du gaz:

Gaz G1 : Gaz G2 : Gaz G3 :
Ainsi, si on mélange dans un contenant de un litre 3 moles de dioxygène, 1 mole de diazote et 2 moles de dihydrogène, les pressions partielles de chaque gaz seront calculées de la manière suivante (on supposera que la pression totale du mélange est 600 kPa):





La pression totale est égale à la somme des pressions partielles.



6.8) LOI DE GRAHAN

Tous les gaz ne diffusent pas à la même vitesse à une température donnée: les molécules de faible masse diffusent plus rapidement. En outre, les molécules plus légères passent plus rapidement à travers un trou: c’est la vitesse d'effusion.
Cette affirmation est une conséquence de la théorie cinétique des gaz puisqu'à une température donnée,
les molécules de tous les gaz ont tous la même énergie cinétique moyenne:



k: constante de Boltzman
R: constante des gaz parfaits
Na: nombre d'Avogadro


Quand on mélange deux gaz, les énergies cinétiques moyennes des gaz en présence sont égales:

=





Cette relation mathématique traduit la loi de Grahan qui peut s'énoncer comme suit:
À température constante la vitesse de diffusion d'un gaz est inversement proportionnelle à la racine carrée de la masse molaire d'un gaz : lus la masse molaire du gaz est petite et plus sa vitesse de diffusion sera grande. C'est donc l'hydrogène qui aura la plus grande vitesse de diffusion.

Exemple: La vitesse de diffusion du dihydogène est de 1 700 m/s à 273 K. Calculer la vitesse du dioxygène à cette même température. Exprimer cette vitesse en km/h.







7) LA STOECHIOMÉTRIE ET LES GAZ

Les problèmes de stoechiométrie sont basés sur les rapports entre les nombres de moles. En ce qui concerne les gaz nous devrons envisager deux sortes de problèmes :

  • Calcul du volume d'un gaz à partir du volume d'un autre gaz dans la réaction chimique.

  • Calcul du volume d'un gaz à partir du nombre de mole ou de la masse d'un autre produit de la réaction chimique.

PREMIER CAS : Ces problèmes sont très simples, puisque le rapport des volumes est égal au rapport du nombre de moles.

Exemple : On prépare le chlorure d'hydrogène selon le procédé suivant :

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

Quel volume de HCl peut-on obtenir à partir de 5 litres de Cl2 ?

1 mole de Cl2(g) → 2 moles de HCl(g)

1 volume de Cl2(g) → 2 volumes de HCl(g)

5 L de Cl2(g) → 10 L de HCl(g)

DEUXIÈME CAS : Il faudra calculer le nombre de moles à partir de la donnée .

Si la donnée est un volume de gaz, il faudra calculer le nombre de moles dans les conditions de l'expérience (en utilisant la relation PV=nRT) et ensuite procéder comme nous l'avons fait dans les calculs de stoechiométrie.

Si la donnée est une masse ou un nombre de moles et si l'on demande de calculer le volume du produit obtenu dans les conditions de l'expérience, nous procéderons pour commencer comme nous l'avons fait dans les calculs de stoechiométrie, puis nous calculerons le résultat demandé à partir du nombre de moles en utilisant la loi générale des gaz parfaits (PV = nRT).

Exemple : On prépare du dihydrogène en faisant l’électrolyse de l’eau. Calculer le volume de dihydrogène obtenu, sachant qu’au cours de la réaction, 1.8 g de d’eau a disparu et que l’expérience a été réalisée à 27 C et sous une pression de 150 kPa.

2 H2O (L) + Cl2(g) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Le nombre de moles d’eau est :

Le nombre de moles de dihydrogène est : 0.1 mol. Le volume de dihydrogène est calculé en utilisant la loi des gaz parfaits :

= 1.662 L

Étude des gaz © René-Yves Hervé 2010 Page /


similaire:

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconAtelier sur les gaz I) questions sur les propriéTÉs des gaz (uel # 6)

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconGaz de Schiste Technique Une étude importante de contamination aux...
La contamination de l'eau potable méthane accompagne gaz de forage de puits et de fracturation hydraulique

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz icon1) Voici une série de propriétés des gaz. (9 points)

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconR= cte des gaz parfaits = 8,31 J. K mol-1 Loi de Joule : L’énergie...

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconCe rapport, loin d'être un rapport d’experts indépendants
«huiles de roche mère» – c’est ainsi que le rapport rebaptise les gaz et pétrole de schiste – est terriblement émettrice de gaz à...

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconSolution dans un gaz, On parle assez rarement de «solution»
«solution» pour un gaz. Un mélange de gaz est en général homogène après un court instant, en raison de l'agitation thermique (voir...

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconUne méthode pour mesurer le volume d’un gaz recueilli par déplacement...

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconN période de manifs, astuces pour se protéger des émanations de gaz
«frotte pas les yeux, frotte pas les yeux !!!» lancés par les plus aguerris aux débutants en contestation, IL fallait bien, un jour,...

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconLes lois des gaz

Étude des gaz I. PropriéTÉs des gaz iconTechnicien metrologie des gaz h/F








Tous droits réservés. Copyright © 2016
contacts
c.21-bal.com