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Chimie I

admin décembre 21, 2021 0 Comment

Objectifs d’apprentissage

À la fin de cette section, vous pourrez ::

  • Identifier les relations mathématiques entre les différentes propriétés des gaz
  • Utiliser la loi des gaz idéaux, et les lois des gaz connexes, pour calculer les valeurs de diverses propriétés des gaz dans des conditions spécifiées

Au cours des XVIIe et surtout XVIIIe siècles, poussés à la fois par un désir de comprendre la nature et une quête pour fabriquer des ballons dans lesquels ils pourraient voler (Figure 1), un certain nombre de scientifiques ont établi les relations entre les propriétés physiques macroscopiques des gaz, c’est-à-dire la pression, le volume, la température et la quantité de gaz. Bien que leurs mesures n’étaient pas précises par rapport aux normes actuelles, ils ont pu déterminer les relations mathématiques entre des paires de ces variables (par exemple, pression et température, pression et volume) qui tiennent pour un gaz idéal — une construction hypothétique que les gaz réels approchent dans certaines conditions. Finalement, ces lois individuelles ont été combinées en une seule équation — la loi des gaz idéaux — qui relie les quantités de gaz pour les gaz et est assez précise pour les basses pressions et les températures modérées. Nous examinerons les principaux développements des relations individuelles (pour des raisons pédagogiques pas tout à fait dans l’ordre historique), puis les rassemblerons dans la loi du gaz idéal.

Cette figure comprend trois images. L'image a est une image en noir et blanc d'un ballon d'hydrogène apparemment dégonflé par une foule de personnes. Dans l'image b, un ballon bleu, or et rouge est maintenu au sol avec des cordes tout en étant positionné au-dessus d'une plate-forme d'où de la fumée s'élève sous le ballon. En c, une image est représentée en gris sur un fond couleur pêche d'un ballon gonflé avec des rayures verticales dans l'air. Il semble avoir un panier attaché à son côté inférieur. Un grand bâtiment majestueux apparaît en arrière-plan.

Figure 1. En 1783, le premier (a) vol en ballon rempli d’hydrogène, (b) vol en montgolfière avec équipage et (c) vol en ballon rempli d’hydrogène avec équipage a eu lieu. Lorsque le ballon rempli d’hydrogène représenté en (a) a atterri, les villageois effrayés de Gonesse l’auraient détruit avec des fourches et des couteaux. Le lancement de ce dernier aurait été vu par 400 000 personnes à Paris.

Pression et température : La loi des Amontons

Imaginez remplir de gaz un récipient rigide fixé à un manomètre, puis sceller le récipient pour qu’aucun gaz ne s’échappe. Si le récipient est refroidi, le gaz à l’intérieur devient également plus froid et sa pression diminue. Comme le récipient est rigide et hermétiquement fermé, le volume et le nombre de moles de gaz restent constants. Si nous chauffons la sphère, le gaz à l’intérieur devient plus chaud (Figure 2) et la pression augmente.

Cette figure comprend trois diagrammes similaires. Sur le premier diagramme à gauche, un récipient sphérique rigide d'un gaz auquel un manomètre est fixé en haut est placé dans un grand bécher d'eau, indiqué en bleu clair, au sommet d'une plaque chauffante. L'aiguille du manomètre pointe à l'extrême gauche du manomètre. Le diagramme est étiqueté

Figure 2. L’effet de la température sur la pression du gaz: Lorsque la plaque chauffante est éteinte, la pression du gaz dans la sphère est relativement faible. Lorsque le gaz est chauffé, la pression du gaz dans la sphère augmente.

Cette relation entre température et pression est observée pour tout échantillon de gaz confiné à un volume constant. Un exemple de données expérimentales pression-température est présenté pour un échantillon d’air dans ces conditions à la figure 3. Nous constatons que la température et la pression sont liées linéairement, et si la température est sur l’échelle du kelvin, alors P et T sont directement proportionnels (encore une fois, lorsque le volume et les moles de gaz sont maintenus constants).; si la température sur l’échelle kelvin augmente d’un certain facteur, la pression du gaz augmente du même facteur.

Cette figure comprend un tableau et un graphique. Le tableau comporte 3 colonnes et 7 lignes. La première ligne est un en-tête, qui étiquette les colonnes

Figure 3. Pour un volume et une quantité d’air constants, la pression et la température sont directement proportionnelles, à condition que la température soit en kelvin. (Les mesures ne peuvent pas être effectuées à des températures plus basses en raison de la condensation du gaz.) Lorsque cette ligne est extrapolée à des pressions plus basses, elle atteint une pression de 0 à -273 °C, soit 0 sur l’échelle du kelvin et la température la plus basse possible, appelée zéro absolu.

Guillaume Amontons a été le premier à établir empiriquement la relation entre la pression et la température d’un gaz (~1700), et Joseph Louis Gay-Lussac a déterminé la relation plus précisément (~1800). Pour cette raison, la relation P–T pour les gaz est connue sous le nom de loi d’Amontons ou de loi de Gay-Lussac. Sous l’un ou l’autre nom, il indique que la pression d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à sa température sur l’échelle du kelvin lorsque le volume est maintenu constant. Mathématiquement, cela peut être écrit:

P\propto T\text {or}P=\text {constant}\times T\text {or}P = k\times T

où ∝ signifie ”est proportionnel à » et k est une constante de proportionnalité qui dépend de l’identité, de la quantité et du volume du gaz.

Pour un volume de gaz confiné et constant, le rapport \frac{P}{T} est donc constant (i.e., \frac{P}{T} =k). Si le gaz est initialement dans la « Condition 1” (avec P =P1 et T =T1), puis passe à la « Condition 2” (avec P=P2 et T=T2), nous avons que \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}} = k et \frac{{P}_{2}}{{T}_{2}} =k, ce qui se réduit à \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}} = \frac{{P}_{1}} = \frac{{P}_{1}} = \frac{{P} }_{2}} {{T} _{2}}. Cette équation est utile pour les calculs pression-température pour un gaz confiné à volume constant. Notez que les températures doivent être sur l’échelle du kelvin pour tout calcul de la loi des gaz (0 sur l’échelle du kelvin et la température la plus basse possible est appelée zéro absolu). (Notez également qu’il existe au moins trois façons de décrire comment la pression d’un gaz change à mesure que sa température change: Nous pouvons utiliser un tableau de valeurs, un graphique ou une équation mathématique.)

Exemple 1 : Prédire l’évolution de la pression avec la température

Une boîte de spray capillaire est utilisée jusqu’à ce qu’elle soit vide à l’exception du gaz propulseur, l’isobutane.

  1. Sur la boîte se trouve l’avertissement « Conserver uniquement à des températures inférieures à 48,8 °C (120 °F). Ne pas incinérer. » Pourquoi ?
  2. Le gaz dans la boîte est initialement à 24 ° C et 360 kPa, et la boîte a un volume de 350 mL. Si la canette est laissée dans une voiture qui atteint 50 ° C par une journée chaude, quelle est la nouvelle pression dans la canette?
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  1. La boîte contient une quantité de gaz isobutane à volume constant, donc si la température est augmentée par chauffage, la pression augmentera proportionnellement. Une température élevée pourrait entraîner une pression élevée, provoquant l’éclatement de la boîte. (En outre, l’isobutane est combustible, de sorte que l’incinération pourrait faire exploser la boîte.)
  2. Nous recherchons un changement de pression dû à un changement de température à volume constant, nous utiliserons donc la loi d’Amontons/Gay-Lussac. En prenant P1 et T1 comme valeurs initiales, T2 comme température où la pression est inconnue et P2 comme pression inconnue, et en convertissant °C en K, nous avons:
    \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}} = \frac{{P}_{2}}{{T}_{2}}\text{ce qui signifie que }\frac{360\text{kPa}}{297\text{K}} = \frac{{P}_ { 2}} {323\text {K}}
    Réarranger et résoudre donne: {P}_{2} = \frac{360\text{kPa}\times 323\cancel{\text{K}}}{297\cancel{\text{K}}} = 390\text{kPa}

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Un échantillon d’azote, N2, occupe 45,0 mL à 27 °C et 600 torr. Quelle pression aura-t-il s’il est refroidi à -73 °C alors que le volume reste constant?

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400 torr

Volume et température: Loi de Charles

Si nous remplissons un ballon d’air et le scellons, le ballon contient une quantité spécifique d’air à la pression atmosphérique, disons 1 atm. Si nous mettons le ballon dans un réfrigérateur, le gaz à l’intérieur devient froid et le ballon se rétrécit (bien que la quantité de gaz et sa pression restent constantes). Si nous rendons le ballon très froid, il rétrécira beaucoup, et il se dilate à nouveau lorsqu’il se réchauffera.

Cette vidéo montre comment le refroidissement et le chauffage d’un gaz entraînent respectivement une diminution ou une augmentation de son volume.

Ces exemples de l’effet de la température sur le volume d’une quantité donnée d’un gaz confiné à pression constante sont vrais en général: Le volume augmente à mesure que la température augmente et diminue à mesure que la température diminue. Les données de température volumique pour un échantillon de méthane de 1 mole à 1 atm sont répertoriées et représentées graphiquement à la figure 4.

Cette figure comprend un tableau et un graphique. Le tableau comporte 3 colonnes et 6 lignes. La première ligne est un en-tête, qui étiquette les colonnes

Figure 4. Le volume et la température sont liés linéairement pour 1 mole de méthane à une pression constante de 1 atm. Si la température est en kelvin, le volume et la température sont directement proportionnels. La ligne s’arrête à 111 K car le méthane se liquéfie à cette température ; lorsqu’il est extrapolé, il coupe l’origine du graphe, représentant une température de zéro absolu.

La relation entre le volume et la température d’une quantité donnée de gaz à pression constante est connue sous le nom de loi de Charles en reconnaissance du scientifique français et pionnier du vol en montgolfière Jacques Alexandre César Charles. La loi de Charles stipule que le volume d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnel à sa température sur l’échelle du kelvin lorsque la pression est maintenue constante.

Mathématiquement, cela peut être écrit comme:

V\propto T\text {or} V=\text{constant}\cdot T\text{or}V=k\cdot T\text{or}{V}_{1}\text{/}{T}_{1} ={V}_{2}\text{/}{T}_{2}

avec k étant une constante de proportionnalité qui dépend de la quantité et de la pression du gaz.

Pour un échantillon de gaz confiné à pression constante, \frac{V}{T} est constant (c’est–à-dire le rapport =k), et comme on le voit avec la relation V-T, cela conduit à une autre forme de la loi de Charles : \frac{{V}_{1}}{{T}_{1}} = \frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}.

Exemple 2: Prédire le changement de volume avec la température

Un échantillon de dioxyde de carbone, le CO2, occupe 0,300 L à 10 °C et 750 torr. Quel volume aura le gaz à 30 °C et 750 torr?

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Parce que nous recherchons le changement de volume causé par un changement de température à pression constante, c’est un travail pour la loi de Charles. En prenant V1 et T1 comme valeurs initiales, T2 comme température à laquelle le volume est inconnu et V2 comme volume inconnu, et en convertissant ° C en K, nous avons:

\frac {{V}_{1}} {{T}_{1}} = \frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}\text{, ce qui signifie que }\frac{0.300\text{L}}{283\text{K}} = \frac{{V}_{2}}{303\text{K}}

Le réarrangement et la résolution donnent: {V}_{2} = \frac {0,300\text{L}\times\text{303}\cancel{\text{K}}} {283\cancel{\text{K}}} = 0,321\text {L}

Cette réponse confirme notre attente de la loi de Charles, à savoir que l’élévation de la température du gaz (de 283 K à 303 K) à une pression constante entraînera une augmentation de son volume (de 0,300 L à 0,321 L).

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Un échantillon d’oxygène, O2, occupe 32,2 mL à 30 °C et 452 torr. Quel volume occupera-t-il à -70 °C et à la même pression ?

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21,6 mL

Exemple 3: Mesure de la température avec un changement de volume

La température est parfois mesurée avec un thermomètre à gaz en observant le changement de volume du gaz lorsque la température change à pression constante. L’hydrogène dans un thermomètre à gaz hydrogène particulier a un volume de 150.0 cm3 lorsqu’il est immergé dans un mélange de glace et d’eau (0,00 °C). Lorsqu’il est immergé dans de l’ammoniac liquide bouillant, le volume de l’hydrogène, à la même pression, est de 131,7 cm3. Trouvez la température d’ébullition de l’ammoniac sur les échelles kelvin et Celsius.

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Un changement de volume causé par un changement de température à pression constante signifie que nous devons utiliser la loi de Charles. En prenant V1 et T1 comme valeurs initiales, T2 comme température à laquelle le volume est inconnu et V2 comme volume inconnu, et en convertissant ° C en K, nous avons:

\frac{{V}_{1}} {{T}_{1}} = \frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}\text{, ce qui signifie que }\frac{150.0{\text{cm}}^{3}}{273.15\ text{K}}=\frac {131.7 {\text{cm}}^{3}}{{T}_{2}}

Le réarrangement donne {T}_{2} = \frac{131.7{\cancel{\text{cm}}}^{3}\times 273.15\text{K}}{150.0 {\cancel{\text{cm}}}^{3}}=239.8\ texte {K}

En soustrayant 273,15 de 239,8 K, on constate que la température de l’ammoniac bouillant sur l’échelle Celsius est de -33,4 °C.

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Quel est le volume d’un échantillon d’éthane à 467 K et 1.1 atm s’il occupe 405 mL à 298 K et 1,1 atm?

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635 mL

Volume et pression: Loi de Boyle

Si nous remplissons partiellement d’air une seringue étanche à l’air, la seringue contient une quantité spécifique d’air à température constante, disons 25 °C. Si nous poussons lentement la seringue piston tout en maintenant la température constante, le gaz dans la seringue est comprimé dans un volume plus petit et sa pression augmente; si nous retirons le piston, le volume augmente et la pression diminue. Cet exemple de l’effet du volume sur la pression d’une quantité donnée d’un gaz confiné est vrai en général. Diminuer le volume d’un gaz contenu augmentera sa pression, et augmenter son volume diminuera sa pression. En fait, si le volume augmente d’un certain facteur, la pression diminue du même facteur, et vice versa. Les données volume-pression pour un échantillon d’air à température ambiante sont représentées à la figure 5.

Cette figure contient un diagramme et deux graphiques. Le schéma montre une seringue étiquetée avec une échelle en m l ou c c avec des multiples de 5 étiquetés commençant à 5 et se terminant à 30. Les marquages à mi-chemin entre ces mesures sont également fournis. Attaché en haut de la seringue est un manomètre avec une échelle marquée par cinq de 40 à gauche à 5 à droite. L'aiguille de jauge repose entre 10 et 15, légèrement plus près de 15. La position du piston de la seringue indique une mesure de volume à mi-chemin entre 10 et 15 m l ou c c. Le premier graphique est étiqueté

Figure 5. Lorsqu’un gaz occupe un volume plus petit, il exerce une pression plus élevée; lorsqu’il occupe un volume plus important, il exerce une pression plus faible (en supposant que la quantité de gaz et la température ne changent pas). Puisque P et V sont inversement proportionnels, un graphe de 1/P vs. V est linéaire.

Contrairement aux relations P–T et V–T, la pression et le volume ne sont pas directement proportionnels l’un à l’autre. Au lieu de cela, P et V présentent une proportionnalité inverse: L’augmentation de la pression entraîne une diminution du volume du gaz. Mathématiquement, cela peut être écrit:

P\alpha 1\text {/}V\text {or}P= k\cdot 1\text{/}V\text {or}P\cdot V=k\text{or}{P}_{1}{V}_{1}={P}_{2}{V}_{2}

Ce diagramme montre deux graphiques. En a, un graphique est représenté avec le volume sur l'axe horizontal et la pression sur l'axe vertical. Une ligne courbe est affichée sur le graphique montrant une tendance à la baisse avec un taux de changement décroissant. En b, un graphique est représenté avec le volume sur l'axe horizontal et un divisé par la pression sur l'axe vertical. Un segment de ligne, commençant à l'origine du graphique, montre une tendance positive et linéaire.

Figure 6. La relation entre la pression et le volume est inversement proportionnelle. (a) Le graphe de P vs. V est une parabole, tandis que (b) le graphe de (1/P) vs. V est linéaire.

avec k étant une constante. Graphiquement, cette relation est illustrée par la ligne droite qui résulte en traçant l’inverse de la pression \left (\frac{1}{P}\right) par rapport au volume (V), ou l’inverse du volume \left (\frac{1}{V}\right) par rapport à la pression (V). Les graphiques avec des lignes courbes sont difficiles à lire avec précision à des valeurs basses ou élevées des variables, et ils sont plus difficiles à utiliser pour ajuster les équations théoriques et les paramètres aux données expérimentales. Pour ces raisons, les scientifiques essaient souvent de trouver un moyen de « linéariser” leurs données. Si l’on trace P versus V, on obtient une hyperbole (voir Figure 6).

La relation entre le volume et la pression d’une quantité donnée de gaz à température constante a été publiée pour la première fois par le philosophe naturel anglais Robert Boyle il y a plus de 300 ans. Il est résumé dans l’énoncé maintenant connu sous le nom de loi de Boyle: Le volume d’une quantité donnée de gaz maintenue à température constante est inversement proportionnel à la pression sous laquelle il est mesuré.

Exemple 4: Volume d’un échantillon de gaz

L’échantillon de gaz de la figure 5 a un volume de 15,0 mL à une pression de 13,0 psi. Déterminer la pression du gaz à un volume de 7,5 mL, en utilisant:

  1. le graphique P-V de la figure 5
  2. le graphique \frac{1}{P}vs. V de la figure 5
  3. l’équation de la loi de Boyle

Commentez la précision probable de chaque méthode.

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  1. L’estimation à partir du graphique P–V donne une valeur pour P quelque part autour de 27 psi.
  2. L’estimation à partir du graphe \frac{1}{P} versus V donne une valeur d’environ 26 psi.
  3. D’après la loi de Boyle, nous savons que le produit de la pression et du volume (PV) pour un échantillon donné de gaz à température constante est toujours égal à la même valeur. Nous avons donc P1V1 = k et P2V2 = k ce qui signifie que P1V1 = P2V2.

En utilisant P1 et V1 comme valeurs connues 0,993 atm et 2.40 mL, P2 comme pression à laquelle le volume est inconnu, et V2 comme volume inconnu, nous avons:

{P}_{1}{V}_{1} = {P}_{2} {V}_{2}\text{or} 13,0\text{psi}\times 15,0\text {mL} = {P}_{2}\times 7,5\text {mL}

Résolution:

{V}_{2}=\frac{13.0\text{psi}\times 15.0\cancel{\text{mL}}}{7.5\cancel{\text{mL}}}=26\text{mL}

Il était plus difficile de bien estimer à partir du graphique P–V, donc (a) est probablement plus inexact que (b) ou c). Le calcul sera aussi précis que l’équation et les mesures le permettent.

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L’échantillon de gaz de la figure 5 a un volume de 30,0 mL à une pression de 6,5 psi. Déterminer le volume du gaz à une pression de 11,0 mL, en utilisant:

  1. le graphique P-V de la figure 5
  2. le graphique \frac{1}{P}vs. V de la figure 5
  3. l’équation de la loi de Boyle

Commentez la précision probable de chaque méthode.

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  1. environ 17-18 mL
  2. ~ 18 mL
  3. 17.7 mL

Il était plus difficile de bien estimer à partir du graphique P–V, donc (1) est probablement plus inexact que (2); le calcul sera aussi précis que l’équation et les mesures le permettent.

La chimie en action: La respiration et la loi de Boyle

Que faites-vous environ 20 fois par minute pendant toute votre vie, sans interruption, et souvent sans même en être conscient? La réponse, bien sûr, est la respiration, ou la respiration. Comment ça marche? Il s’avère que les lois sur le gaz s’appliquent ici. Vos poumons absorbent le gaz dont votre corps a besoin (oxygène) et se débarrassent des gaz résiduaires (dioxyde de carbone). Les poumons sont faits de tissu spongieux et extensible qui se dilate et se contracte pendant que vous respirez. Lorsque vous inspirez, votre diaphragme et vos muscles intercostaux (les muscles situés entre vos côtes) se contractent, élargissant votre cavité thoracique et augmentant le volume de vos poumons. L’augmentation du volume entraîne une diminution de la pression (loi de Boyle). Cela provoque le flux d’air dans les poumons (de haute pression à basse pression). Lorsque vous expirez, le processus s’inverse: Vos muscles du diaphragme et des côtes se détendent, votre cavité thoracique se contracte et votre volume pulmonaire diminue, entraînant une augmentation de la pression (loi de Boyle à nouveau), et l’air s’écoule des poumons (de haute pression à basse pression). Vous inspirez ensuite et expirez encore et encore, répétant ce cycle de la loi de Boyle pour le reste de votre vie (Figure 7).

Cette figure contient deux diagrammes d'une coupe transversale de la tête et du torse humains. Le premier diagramme à gauche est étiqueté

Figure 7. La respiration se produit parce que l’expansion et la contraction du volume pulmonaire créent de petites différences de pression entre vos poumons et votre environnement, entraînant l’aspiration et la sortie de l’air dans vos poumons.

Moles de gaz et de volume: Loi d’Avogadro

Le scientifique italien Amedeo Avogadro a avancé une hypothèse en 1811 pour expliquer le comportement des gaz, affirmant que des volumes égaux de tous les gaz, mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules. Au fil du temps, cette relation a été étayée par de nombreuses observations expérimentales telles qu’exprimées par la loi d’Avogadro : Pour un gaz confiné, le volume (V) et le nombre de moles (n) sont directement proportionnels si la pression et la température restent toutes deux constantes.

Sous forme d’équation, ceci s’écrit comme:

\begin{array}{ccccc} V\propto n &\text{or} & V = k\times n &\text{or} &\frac{{V}_{1}}{{n}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{n}_{2}}\end{array}

Des relations mathématiques peuvent également être déterminées pour les autres paires de variables, telles que P versus n et n versus T.

Visitez ce lien interactif de simulation de PhET pour étudier les relations entre pression, volume, température. et quantité de gaz. Utilisez la simulation pour examiner l’effet du changement d’un paramètre sur un autre tout en maintenant les autres paramètres constants (comme décrit dans les sections précédentes sur les différentes lois des gaz).

La Loi du gaz idéal

À ce stade, quatre lois distinctes ont été discutées qui relient la pression, le volume, la température et le nombre de moles du gaz :

  • La loi de Boyle : PV = constante à la constante T et n
  • La loi d’Amontons : \frac{P}{T} = constante à la constante V et n
  • La loi de Charles : \frac{V}{T} = constante à la constante P et n
  • La loi d’Avogadro: \frac{V}{n} = constante à constante P et T

La combinaison de ces quatre lois donne la loi du gaz idéal, une relation entre la pression, le volume, la température et le nombre de moles d’un gaz :

PV=nRT

où P est la pression d’un gaz, V est son volume, n est le nombre de moles du gaz, T est sa température sur le kelvin échelle, et R est une constante appelée constante du gaz idéal ou constante universelle du gaz. Les unités utilisées pour exprimer la pression, le volume et la température détermineront la forme appropriée de la constante de gaz comme l’exige l’analyse dimensionnelle, les valeurs les plus couramment rencontrées étant 0,08206 L atm mol–1 K–1 et 8,314 kPa L mol–1 K–1.

On dit que les gaz dont les propriétés de P, V et T sont décrites avec précision par la loi du gaz idéal (ou les autres lois du gaz) présentent un comportement idéal ou se rapprochent des traits d’un gaz idéal. Un gaz idéal est une construction hypothétique qui peut être utilisée avec la théorie moléculaire cinétique pour expliquer efficacement les lois du gaz, comme cela sera décrit dans un module ultérieur de ce chapitre. Bien que tous les calculs présentés dans ce module supposent un comportement idéal, cette hypothèse n’est raisonnable que pour les gaz dans des conditions de pression relativement basse et de température élevée. Dans le dernier module de ce chapitre, une loi modifiée des gaz sera introduite qui rend compte du comportement non idéal observé pour de nombreux gaz à des pressions et des températures relativement élevées.

L’équation du gaz idéal contient cinq termes, la constante de gaz R et les propriétés variables P, V, n et T. La spécification de quatre de ces termes permettra d’utiliser la loi du gaz idéal pour calculer le cinquième terme comme démontré dans les exemples d’exercices suivants.

Exemple 5 : L’utilisation de la Loi du gaz idéal

Le méthane, le CH4, est envisagé comme carburant automobile de remplacement de l’essence. Un gallon d’essence pourrait être remplacé par 655 g de CH4. Quel est le volume de cette quantité de méthane à 25 °C et 745 torr?

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Nous devons réorganiser PV = nRT pour résoudre pour V: V = \frac{nRT}{P}

Si nous choisissons d’utiliser R = 0.08206 L atm mol–1 K–1, alors la quantité doit être en moles, la température doit être en kelvin, et la pression doit être en atm.

Conversion en unités « droites”:

n= 655\text{g}\cancel{{\text{CH}}_{4}}\times\frac {1\text{mol}} {16.043 {\cancel{\text{g CH}}}_{4}}=40.8\ texte {mol}
T = 25^\circ {\text{C}} +273 = 298\text{K}
P= 745\cancel{\text{torr}}\times\frac{1\text{atm}}{760\cancel{\text{torr}}} = 0.980\text{atm}
V=\frac{nRT}{P} =\frac{\left(40,8\cancel{\text{mol}}\right)\left(0,08206\text{L}\cancel{{\text{atm mol}}^{-1}{\text{K}}^{{-1}}}\ droite)\gauche (298\cancel{\text{K}}\right)}{0,980\cancel{\text{atm}}} = 1,02\times{10}^{3}\text{L}

Il faudrait 1020 L (269 gal) de méthane gazeux à environ 1 atm de pression pour remplacer 1 gal d’essence. Il faut un grand conteneur pour contenir suffisamment de méthane à 1 atm pour remplacer plusieurs gallons d’essence.

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Calculez la pression en bar de 2520 moles d’hydrogène gazeux stocké à 27 °C dans le réservoir de stockage de 180 L d’une voiture moderne à hydrogène.

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350 bar

Si le nombre de moles d’un gaz idéal est maintenu constant dans deux ensembles de conditions différents, une relation mathématique utile appelée loi des gaz combinés est obtenue : \frac{{P}_{1}{V}_{1}}{ { T}_{1}} = \frac {{P} _{2}{V} _{2}} {{T}_{2}} en utilisant des unités de atm, L et K. Les deux ensembles de conditions sont égaux au produit de n × R (où n = le nombre de moles du gaz et R est la constante de loi du gaz idéal).

Exemple 6 : Utilisation de la Loi des gaz combinés

Cette photographie montre un plongeur sous l'eau avec un réservoir sur le dos et des bulles remontant de l'appareil respiratoire.

Figure 8. Les plongeurs utilisent de l’air comprimé pour respirer sous l’eau. (crédit: modification du travail par Mark Goodchild)

Lorsqu’il est rempli d’air, un réservoir de plongée typique d’un volume de 13.2 L a une pression de 153 atm (Figure 8). Si la température de l’eau est de 27 ° C, combien de litres d’air un tel réservoir fournira-t-il aux poumons d’un plongeur à une profondeur d’environ 70 pieds dans l’océan où la pression est de 3,13 atm?

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En laissant 1 représenter l’air dans la cuve de plongée et 2 représenter l’air dans les poumons, et en notant que la température corporelle (la température de l’air dans les poumons) est de 37 ° C, nous avons:

\frac{{P}_{1}{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{P}_{2}{V}_{2}}{{T}_{2}}\rightarrow\frac{\left(153\text {atm}\right)\left(13.2\text{L}\right)} {\left(300\text{K}\right)} =\frac {\left(3.13\text{atm}\right)\left({V}_{2}\right)}{\left(310\text{K}\right)}

Résolution de V2:

{V}_{2} = \frac {\left(153\cancel{\text{atm}}\right)\left(13.2\text{L}\right)\left(310\text{K}\right)}{\left(300\text{K}\right)\left(3.13\cancel{\text{atm}}\right)} =667\text{L}

(Note: Sachez que cet exemple particulier est celui dans lequel l’hypothèse d’un comportement idéal des gaz n’est pas très raisonnable, car il s’agit de gaz à des pressions et des températures relativement élevées. Malgré cette limitation, le volume calculé peut être considéré comme une bonne estimation « théorique”.)

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Un échantillon d’ammoniac occupe 0,250 L dans des conditions de laboratoire de 27 ° C et de 0,850 atm. Trouvez le volume de cet échantillon à 0 ° C et 1,00 atm.

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0.538 L

L’interdépendance entre la profondeur de l’océan et la pression en plongée sous-marine

Cette image montre des coraux et des anémones sous-marins colorés dans des teintes de jaune, d'orange, de vert et de marron, entourés d'eau de couleur bleue.

Figure 9. Les plongeurs, que ce soit sur la Grande Barrière de Corail ou dans les Caraïbes, doivent être conscients de la flottabilité, de l’égalisation de la pression et du temps qu’ils passent sous l’eau, pour éviter les risques associés aux gaz sous pression dans le corps. (crédit: Kyle Taylor)

Que ce soit en plongée sous-marine à la Grande Barrière de Corail en Australie (illustrée à la Figure 9) ou dans les Caraïbes, les plongeurs doivent comprendre comment la pression affecte un certain nombre de problèmes liés à leur confort et à leur sécurité.

La pression augmente avec la profondeur de l’océan, et la pression change plus rapidement lorsque les plongeurs atteignent la surface. La pression subie par un plongeur est la somme de toutes les pressions au-dessus du plongeur (de l’eau et de l’air). La plupart des mesures de pression sont données en unités d’atmosphères, exprimées en « atmosphères absolues » ou ATA dans la communauté des plongeurs: Tous les 33 pieds d’eau salée représentent 1 ATA de pression en plus de 1 ATA de pression de l’atmosphère au niveau de la mer.

Au fur et à mesure qu’un plongeur descend, l’augmentation de la pression provoque la compression des poches d’air du corps dans les oreilles et les poumons; lors de la montée, la diminution de la pression provoque l’expansion de ces poches d’air, ce qui peut provoquer la rupture des tympans ou l’éclatement des poumons. Les plongeurs doivent donc subir une égalisation en ajoutant de l’air aux espaces aériens du corps lors de la descente en respirant normalement et en ajoutant de l’air au masque en expirant par le nez ou en ajoutant de l’air aux oreilles et aux sinus par des techniques d’égalisation; le corollaire est également vrai en montée, les plongeurs doivent libérer de l’air du corps pour maintenir l’égalisation.

La flottabilité, ou la capacité de contrôler si un plongeur coule ou flotte, est contrôlée par le compensateur de flottabilité (BCD). Si un plongeur monte, l’air dans son BCD se dilate en raison d’une pression plus basse selon la loi de Boyle (la diminution de la pression des gaz augmente le volume). L’air en expansion augmente la flottabilité du plongeur et celui-ci commence à monter. Le plongeur doit évacuer l’air du BCD ou risquer une ascension incontrôlée qui pourrait rompre les poumons. En descente, l’augmentation de la pression provoque la compression de l’air dans le BCD et le plongeur coule beaucoup plus rapidement; le plongeur doit ajouter de l’air au BCD ou risquer une descente incontrôlée, faisant face à des pressions beaucoup plus élevées près du fond de l’océan.

La pression influe également sur la durée pendant laquelle un plongeur peut rester sous l’eau avant de monter. Plus un plongeur plonge profondément, plus l’air respiré est comprimé en raison d’une pression accrue: Si un plongeur plonge à 33 pieds, la pression est de 2 ATA et l’air serait comprimé à la moitié de son volume d’origine. Le plongeur utilise l’air disponible deux fois plus vite qu’à la surface.

Conditions standard de Température et de pression

Nous avons vu que le volume d’une quantité donnée de gaz et le nombre de molécules (moles) dans un volume donné de gaz varient avec les variations de pression et de température. Les chimistes font parfois des comparaisons avec une température et une pression standard (STP) pour déclarer les propriétés des gaz: 273,15 K et 1 atm (101,325 kPa). À STP, un gaz idéal a un volume d’environ 22,4 L — c’est ce qu’on appelle le volume molaire standard (figure 10).

Cette figure montre trois ballons remplis chacun de H e, N H indice 2 et O indice 2 respectivement. Sous le premier ballon se trouve l'étiquette

Figure 10. Étant donné que le nombre de moles dans un volume de gaz donné varie avec les changements de pression et de température, les chimistes utilisent la température et la pression standard (273,15 K et 1 atm ou 101,325 kPa) pour rapporter les propriétés des gaz.

Concepts clés et résumé

Le comportement des gaz peut être décrit par plusieurs lois basées sur des observations expérimentales de leurs propriétés. La pression d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à sa température absolue, à condition que le volume ne change pas (loi d’Amontons). Le volume d’un échantillon de gaz donné est directement proportionnel à sa température absolue à pression constante (loi de Charles). Le volume d’une quantité donnée de gaz est inversement proportionnel à sa pression lorsque la température est maintenue constante (loi de Boyle). Dans les mêmes conditions de température et de pression, des volumes égaux de tous les gaz contiennent le même nombre de molécules (loi d’Avogadro).

Les équations décrivant ces lois sont des cas particuliers de la loi du gaz idéal, PV = nRT, où P est la pression du gaz, V est son volume, n est le nombre de moles du gaz, T est sa température en kelvin et R est la constante idéale (universelle) du gaz.

Équations clés

  • PV=nRT

Exercices

  1. Parfois, laisser un vélo au soleil par une journée chaude provoque une éruption. Pourquoi?
  2. Expliquez comment le volume des bulles épuisées par un plongeur (Figure 8) change à mesure qu’elles remontent à la surface, en supposant qu’elles restent intactes.
  3. Une façon d’énoncer la loi de Boyle est « Toutes choses étant égales par ailleurs, la pression d’un gaz est inversement proportionnelle à son volume.”
    1. Quelle est la signification du terme « inversement proportionnel? »
    2. Quelles sont les « autres choses ” qui doivent être égales ?
  4. Une autre façon d’énoncer la loi d’Avogadro est « Toutes choses étant égales par ailleurs, le nombre de molécules dans un gaz est directement proportionnel au volume du gaz.”
    1. Quelle est la signification du terme « directement proportionnel? »
    2. Quelles sont les « autres choses ” qui doivent être égales ?
  5. Comment le graphique de la figure 4 changerait-il si le nombre de moles de gaz dans l’échantillon utilisé pour déterminer la courbe était doublé?
  6. Comment le graphique de la figure 5 changerait-il si le nombre de moles de gaz dans l’échantillon utilisé pour déterminer la courbe était doublé?
  7. En plus des données de la figure 5, de quelles autres informations avons-nous besoin pour trouver la masse de l’échantillon d’air utilisé pour déterminer le graphique?
  8. Déterminer le volume de 1 mole de gaz CH4 à 150 K et 1 atm, en utilisant la figure 4.
  9. Déterminer la pression du gaz dans la seringue illustrée à la figure 5 lorsque son volume est de 12,5 mL, en utilisant:
    1. le graphique approprié
    2. Loi de Boyle
  10. Une bombe aérosol est utilisée jusqu’à ce qu’elle soit vide, à l’exception du gaz propulseur, qui a une pression de 1344 torr à 23 °C. Si la bombe est jetée dans un feu (T = 475 °C), quelle sera la pression dans la canette chaude?
  11. Quelle est la température d’un échantillon de monoxyde de carbone CO de 11,2 L à 744 torr s’il occupe 13,3 L à 55 °C et 744 torr?
  12. A 2.Un volume d’hydrogène de 50 L mesuré à -196 ° C est chauffé à 100 ° C. Calculez le volume du gaz à la température la plus élevée, en supposant qu’il n’y a pas de changement de pression.
  13. Un ballon gonflé avec trois respirations d’air a un volume de 1,7 L. À la même température et à la même pression, quel est le volume du ballon si cinq respirations de même taille sont ajoutées au ballon?
  14. Un ballon météorologique contient 8,80 moles d’hélium à une pression de 0,992 atm et une température de 25 °C au niveau du sol. Quel est le volume du ballon dans ces conditions ?
  15. Le volume d’un sac gonflable d’automobile était de 66,8 L lorsqu’il était gonflé à 25 °C avec 77,8 g d’azote gazeux. Quelle était la pression dans le sac en kPa?
  16. Combien de moles de trifluorure de bore gazeux, BF3, sont contenues dans une ampoule de 4,3410 L à 788,0 K si la pression est de 1,220 atm? Combien de grammes de BF3?
  17. L’iode, I2, est un solide à température ambiante mais se sublime (se transforme d’un solide en gaz) lorsqu’il est chauffé. Quelle est la température dans une ampoule de 73,3 mL contenant 0,292 g de vapeur d’I2 à une pression de 0,462 atm?
  18. Combien de grammes de gaz sont présents dans chacun des cas suivants ?
    1. 0,100 L de CO2 à 307 torr et 26 °C
    2. 8,75 L de C2H4, à 378,3 kPa et 483 K
    3. 221 mL d’Ar à 0,23 torr et -54 °C
  19. Un ballon de haute altitude est rempli de 1,41 × 104 L d’hydrogène à une température de 21 °C et une pression de 745 torr. Quel est le volume du ballon à une hauteur de 20 km, où la température est de -48 ° C et la pression de 63,1 torr?
  20. Une bouteille d’oxygène médical a un volume de 35,4 L, et contient de l’O2 à une pression de 151 atm et une température de 25 °C. À quel volume d’O2 cela correspond-il dans des conditions corporelles normales, c’est-à-dire 1 atm et 37 ° C?
  21. Un grand réservoir de plongée (Figure 8) d’un volume de 18 L est évalué pour une pression de 220 bars. Le réservoir est rempli à 20 °C et contient suffisamment d’air pour fournir 1860 L d’air à un plongeur à une pression de 2,37 atm (une profondeur de 45 pieds). Le réservoir a-t-il été rempli à pleine capacité à 20 °C?
  22. Une bouteille de 20,0 L contenant 11,34 kg de butane, C4H10, a été ouverte à l’atmosphère. Calculer la masse du gaz restant dans la bouteille s’il était ouvert et que le gaz s’échappait jusqu’à ce que la pression dans la bouteille soit égale à la pression atmosphérique, 0,983 atm, et à une température de 27 °C.
  23. Au repos, le mâle humain de 70 kg consomme en moyenne 14 L d’O2 pur par heure à 25 °C et 100 kPa. Combien de moles d’O2 sont consommées par un homme de 70 kg au repos pendant 1,0 h?
  24. Pour une quantité donnée de gaz présentant un comportement idéal, dessinez des graphiques étiquetés de:
    1. la variation de P avec V
    2. la variation de V avec T
    3. la variation de P avec T
    4. la variation de \frac{1}{P} avec V
  25. Un litre de gaz méthane, CH4, à STP contient plus d’atomes d’hydrogène qu’un litre de gaz hydrogène pur, H2, à STP . En utilisant la loi d’Avogadro comme point de départ, expliquez pourquoi.
  26. L’effet des chlorofluorocarbures (tels que le CCl2F2) sur l’appauvrissement de la couche d’ozone est bien connu. L’utilisation de substituts, tels que le CH3CH2F(g), pour les chlorofluorocarbures, a largement corrigé le problème. Calculer le volume occupé par 10,0 g de chacun de ces composés à STP :
    1. CCl2F2(g)
    2. CH3CH2F(g)
  27. Lorsque 1 g de l’élément radioactif radium se désintègre en 1 an, il produit 1,16 × 1018 particules alpha (noyaux d’hélium). Chaque particule alpha devient un atome d’hélium gazeux. Quelle est la pression en pascal de l’hélium gazeux produit s’il occupe un volume de 125 mL à une température de 25 °C?
  28. Un ballon de 100,21 L à 21 °C et 0,981 atm est relâché et efface à peine le sommet du mont Crumpet en Colombie-Britannique. Si le volume final du ballon est de 144,53 L à une température de 5,24 °C, quelle est la pression ressentie par le ballon lorsqu’il dégage le mont Crumpet?
  29. Si la température d’une quantité fixe d’un gaz est doublée à volume constant, qu’arrive-t-il à la pression?
  30. Si le volume d’une quantité fixe d’un gaz est triplé à température constante, qu’advient-il de la pression?
Réponses sélectionnées

2. À mesure que les bulles montent, la pression diminue, de sorte que leur volume augmente comme le suggère la loi de Boyle.

4. Les réponses sont les suivantes:

  1. Le nombre de particules dans le gaz augmente à mesure que le volume augmente. Cette relation peut s’écrire comme n = constante × V. C’est une relation directe.
  2. La température et la pression doivent être maintenues constantes.

6. La courbe serait plus à droite et plus haut, mais la même forme de base.

8. La figure montre l’évolution de 1 mole de gaz CH4 en fonction de la température. Le graphique montre que le volume est d’environ 16,3 à 16,5 L.

10. La première chose à reconnaître à propos de ce problème est que le volume et les moles de gaz restent constants. Ainsi, on peut utiliser l’équation combinée de la loi des gaz sous la forme :

\frac {{P}_{2}} {{T}_{2}} =\frac {{P}_{1}}{{T1}_{}}

{P}_{2} = \frac {{P}_ { 1}{T} _ {2}} {{T}_ {1}} = 1344\text {torr}\times\frac{475+273.15}{23+273.15}=3.40\ temps {10}^{3}\ texte {torr}

12. Appliquer la loi de Charles pour calculer le volume de gaz à la température la plus élevée :

  • V1= 2,50 L
  • T1= -193 °C = 77,15 K
  • V2 =?
  • T2 = 100 °C = 373.15 K

\frac{{V}_{1}}{{T}_{1}}=\frac{{V}_{2}}{{T}_{2}}

{V}_{2}=\frac{{V}_{1}{T}_{2}}{{T}_{1}}=\frac{2.50\text{ L}\times 373.15\cancel{\text{K}}}{77.15\cancel{\text{K}}}=12.1\text{ L}

14. PV = nRT

V=\frac{nRT}{P}=\frac{8.80\cancel{\text{mol}}\times 0.08206\text{ L}\cancel{\text{atm}}{\cancel{\text{mol}}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\times 298.15\cancel{\text{K}}}{0.992\cancel{\text{atm}}}=217\text{ L}

16. n=\frac{PV}{RT}\frac{1.220\cancel{\text{atm}}\left(4.3410\text{L}\right)} {\left (0.08206\text{L}\cancel{\text{atm}}\text { mol}{{-1}}^{}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\right)\left(788.0\cancel{\text{K}}\right)}=0.08190\text{mol}=8.190\ temps {10}^{{-2}}\ texte {mol}

n\fois \ texte {masse molaire} = 8,190\fois {10}^{{-2}}\ annuler {\text{mol}} \ times 67.8052\text{g}{\cancel{\text{mol}}}^{{-1}}=5.553\ texte {g}

18. Dans chacun de ces problèmes, on nous donne un volume, une pression et une température. Nous pouvons obtenir des moles à partir de cette information en utilisant la masse molaire, m = nℳ, où ℳ est la masse molaire:

P,V,T\,\,\,{\xrightarrow{n=PV\text{/}RT}}\,\,\,n,\,\,\,{\xrightarrow{m=n\left(\text{ masse molaire }\ droite)}}\,\,\,\ ou nous pouvons combiner ces équations pour obtenir:

\text{mass}=m=\frac{PV}{RT}\timestimes

  1. \begin{array}{l}\\307\cancel{\text{torr}}\times\frac{1 \text{atm}}{760\cancel{\text{torr}}} = 0,4039\text{atm}25^\circ{\text{C}} = 299,1\text{K}\\text{Mass} = m =\frac{0,4039\cancel{\text{atm}}\left (0,100\cancel{\text{L}}\right)}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(299.1\cancel{\text{K}}\right)}\ temps 44.01 \text {g}{\text{mol}}^{{-1}}=7.24\ temps {10}^{{-2}}\ texte {g}\ end {tableau}
  2. \text{Mass}=m=\frac{378.3\cancel{\text{kPa}}\left(8.75\cancel{\text{L}}\right)}{8.314\cancel{\text{L}}\cancel{\text{kPa}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(483\cancel{\text{K}}\right)}\ fois 28.05376\text {g}{\text{mol}}^{{-1}}=23.1\ text{g}
  3. \begin{array}{l}\\\\221\cancel{\text{mL}}\times\frac{1\text{L}}{1000\cancel{\text{mL}}} = 0.221\text{L}-54^{\circ}\text{C} +273,15 = 219,15\text{K}\\0,23\cancel{\text{torr}}\times\frac{1\text{atm}}{760\cancel{\text{torr}}} = 3,03\times {10}^{{-4}}\ texte {atm} \\\ texte {Masse} = m = \frac {3.03\fois {10}^{{-4}}\cancel{\text{atm}}\left(0.221\cancel{\text{L}}\right)}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(219.15\cancel{\text{K}}\right)}\ temps 39.978 \text {g}{\text{mol}}^{{-1}}=1.5\ temps {10}^{{-4}}\ texte {g}\end {tableau}

20. \frac{{P}_{2}} {{T}_{2}} = \frac{{P}_{1}}{{T}_{1}}

T2= 49,5 + 273,15=322.65 K

{P}_{2} = \frac{{P}_{1}{T}_{2}} {{T}_{1}} = 149,6\text{atm}\times\frac{322,65}{278,15} = 173,5\text{atm}

22. Calculez la quantité de butane dans 20,0 L à 0,983 atm et 27 ° C. La quantité d’origine dans le récipient n’a pas d’importance. n = \frac{PV}{RT} = \frac{0.983\annuler {\text{atm}}\ fois 20.0\cancel{\text{L}}}{0.08206\cancel{\text{L}}\cancel{\text{atm}}{\text{mol}}^{{-1}}\cancel{{\text{K}}^{{-1}}}\left(300.1\cancel{\text{K}}\right)}=0.798\text{mol } Masse de butane = 0,798 mol × 58,1234 g/ mol = 46,4 g

24. Pour un gaz présentant un comportement idéal: image

26. Le volume est le suivant :

  1. Déterminer la masse molaire de CCl2F2 puis calculer les moles de CCl2F2(g) présentes. Utilisez la loi du gaz idéal PV=nRT pour calculer le volume de CCl2F2(g):
    \text{10.0 g}{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2}\times\frac{1\text{mol}{\text{CC1}}_{2}{\text{F}}_{2}}{120.91\ texte {g}{\texte{CCl}} _{2} {\texte{F}}_{2}}=0.0827\ text{mol}{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2}
    PV=nRT, où n= #mol CCl2F2
    1\text{atm}\times V = 0.0827\text{mol}\times\frac{0.0821\text{L atm}}{\text{mol K}}\times 273\text{K} = 1,85\text{L}{\text{CCl}}_{2}{\text{F}}_{2};
  2. 10,0\text{g}{\text{CH}}_{3}{\text{CH}}_{2}\text{F}\times\frac {1\text{mol}{\text{CH}} }_{3} {\text{CH}} _{2}\text{F}}{48.07{\text{g CH}} _{3} {\text{CH}}_{2}\text{F}} = 0.208\text{mol}{\text{CH}} _{3} {\text {CH}} _{2}\text{F}
    PV= nRT, avec n= #mol CH3CH2F
    1 atm ×V= 0,208 mol × 0,0821 L atm / mol K × 273 K = 4,66 L CH3 CH2 F

28. Identifiez les variables du problème et déterminez que la loi combinée des gaz \frac{{P}_{1}{V}_{1}}{{T}_{1}} = \frac{{P}_{2}{V}_{2}}{{T}_{2}} est l’équation nécessaire à utiliser pour résoudre le problème. Ensuite, résolvez pour P2:

\begin{array}{rcl}{}\frac{0.981\text{atm}\times 100.21\text{L}}{294\text{K}} && \frac {{P}_{2}\times 144,53\text{L}}{278,24\text{atm}}\\{P}_{2}&& 0,644\text{atm}\end{array}

30. La pression diminue d’un facteur 3.

Glossaire

zéro absolu : température à laquelle le volume d’un gaz serait nul selon la loi de Charles.

Loi d’Amontons : (également loi de Gay-Lussac) la pression d’un nombre donné de moles de gaz est directement proportionnelle à sa température en kelvin lorsque le volume est maintenu constant

Loi d’Avogadro : le volume d’un gaz à température et pression constantes est proportionnel au nombre de molécules de gaz

Loi de Boyle: le volume d’un nombre donné de moles de gaz maintenu à température constante est inversement proportionnel à la pression sous laquelle il est mesuré

Loi de Charles : le volume d’un nombre donné de moles de gaz est directement proportionnel à sa température en kelvin lorsque la pression est maintenue constante

gaz idéal : gaz hypothétique dont les propriétés physiques sont parfaitement décrites par les lois du gaz

constante du gaz idéal (R) : constante dérivée de l’équation du gaz idéal R = 0,08226 L atm mol–1 K–1 ou 8,314 L kPa mol–1 K–1

loi des gaz idéaux: relation entre la pression, le volume, la quantité et la température d’un gaz dans des conditions dérivées par la combinaison des lois simples du gaz

conditions standard de température et de pression (STP): 273,15 K (0 ° C) et 1 atm (101,325 kPa)

volume molaire standard: volume de 1 mole de gaz à STP, environ 22,4 L pour les gaz se comportant idéalement

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