- État « non-condensé », la distance entre les particules est beaucoup plus grande
que la taille des particules.
- Pas de volume propre donc les molécules se déplacent librement.
- Les gaz se mélangent complètement entre eux :
On ne peut pas les séparer facilement.
On doit souvent repasser par l’état liquide.
- Les gaz exercent une pression sur les parois du récipient dans lequel ils se
trouvent.
- Les gaz remplissent uniformément tout récipient.
L’état liquide
- État « condensé », la distance intermoléculaire est de l’ordre de grandeur de la
molécule elle-même.
- Pas de volume propre.
Les molécules se déplacent.
L’état solide
- État « tout à fait condensé », la distance entre les molécules est plus petite que la
taille des molécules.
- A un volume et une forme propre.
- Les molécules sont, à 1ère approximation immobiles.
État gazeux
Toricelli
Pression = force par unité d’aire
Unité SI = Newton/mètre² = 1 Pascal (Pa)
- 1 atmosphère = 101,325 Pa
- Atmosphère = 1 atm = 760 mm = 760 Torr
Loi de Boyle
Il existe une relation entre la pression et le volume d’un gaz (valable seulement à basses
pressions) et à température et nombre de mole constants.
P1V1 = P2V2
V 1/P
↳ est proportionnel
Le volume est indirectement proportionnel à la pression. Un gaz qui obéit strictement à
la loi de BOYLE est appelé un gaz parfait »
,Loi de Charles – Gay – Lussac
Le volume d’un gaz est proportionnel à la température et tend vers 0 à 0°K (à pression
constante).
V=b.T
b = cste de proportionnalité
V1 = V2
T1 T2
Loi d’Avogadro
Pour un gaz à température et à pression constante, le volume est directement
proportionnel au nombre de moles de gaz (à basse pression)
V = a . n avec a = cste de proportionnalité
Loi des gaz parfaits
Équation d’état d’un gaz : P V = n R T
P = pression en atmosphère
V = volumes en litres
n = nombres de moles
T = t° en K
R = cste de proportionnalité = 0,08206 L . atm . K-1 . mol -1
Cette équation fonctionne très bien pour P < 1 atm
Quand on augmente trop la pression, la loi ne fonctionne plus car on a un gaz parfait.
Hypothèse des gaz parfaits
- Les particules sont ponctuelles (pas de volume propre) taille des particules = très
petite à la distance qui les séparant
- Il n’y a pas d’interactions entre les particules
- Les particules sont loin l’une de l’autre
Chocs élastiques (avec paroisinteractions)
Durée d’une collision négligeable par rapport au temps qui s’écoule entre 2
collisions
Températures et pressions normales
TPN : P = 1 atm
T = 0°C
Le volume molaire d’un gaz parfait est de 22,42 l à TPN STP en anglais = standard
température a pression
, Loi de Dalton des pressions partielles
Soit un mélange de gaz dans un volume donné ;
P totale = P1 + P2 + P3 + … P=F
S
Mélange de gaz parfaits (A+B)
P totale = PA + PB = (nA + nB) . R . T
V
PAV = nART
PA = nA = nA PBV = nBRT
P totale (nA + nB) n total
Théorie cinétique des gaz
1) Volume des particules individuelles est ≃ 0
2) Collisions des particules avec les parois causent la pression exercée par le gaz
3) Les particules n’exercent aucune force l’une sur l’autre
4) L’énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la T° en Kelvins du gaz.
Hypothèses :
- Les particules ont une masse mais pas de volume
- Les molécules frappent les parois
- Les molécules sont des points géométriques
- La pression résulte des chocs sur les parois
- Les molécules gardent le même mouvement
Distribution de vitesses de Maxwell – Boltzmann
dN = (m . KT)3/2 . exp (- mv²) . 4 π v² . dv
N 2 2KT
dN = NAV . exp (- m . v² ) => v la + prob = (2hT/m)
N 2hT
= (2RT/nm)
dN = 0 , on a un max, on a vitesse la + probable
N
v moyenne = (8hT/ πm) = (8 RT/ πM)
<v> = (3hT/m)
v efficace = v au-dessus de laquelle la réaction aura lieu
Soit un ballon rempli d’un volume de gaz, s’il est refroidi, la t° des gaz chute et le
ballon se dégonfle donc la pression des gaz chute. Il y a donc une relation
proportionnelle entre la vitesse des molécules et la pression
P=F=m.a or a = dv
S s dt
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