Chimie physique 1
Par Dr. Onesmus M. Munyaki
African Virtual university Université Virtuelle Africaine Universidade Virtual Africana
Note
Ce document est publié sous une licence Creative Commons.
http://en.wikipedia.org/wiki/Creative_Commons Attribution
http://creativecommons.org/licenses/by/2.5/
License (abréviation « cc-by »), Version 2.5.
I. Chimie 5, Chimie physique 1______________________________________3 II. Les cours préalables ou les connaissances ________________________ 3 III. Le temps __________________________________________________ 3 IV. Le matériel ________________________________________________ 4 V. L’objet du module_____________________________________________ 4 VI. Le contenu__________________________________________________ 5 6.1 La vue d’ensemble ______________________________________ 5 6.2 Le résumé ____________________________________________ 5 6.3 L’organisateur graphique _____________________________________ 6 VII. Les objectifs généraux _______________________________________ 7 VIII. Les objectifs spécifiques d’apprentissage ________________________ 8 IX. Les activités d’enseignement et d’apprentissage _________________ 10 9.1 La pré-évaluation _______________________________________ 10 9.2. La clé de correction _____________________________________ 13 9.3. Les commentaires pédagogiques pour les apprenants __________ 15 X. Les concepts clés (glossaire)___________________________________ 16 XI. Les lectures obligatoires_______________________________________20 XII. Les ressources obligatoires ___________________________________22 XIII. Les liens utiles_____________________________________________24 XIV. Les activités d’apprentissage_________________________________ 29 XV. La synthèse du module______________________________________124 XVI. L’évaluation sommative_____________________________________125 XVII. Les références ___________________________________________130 XVIII. Les dossiers des étudiants _________________________________131 XIV. L’auteur principal du module ________________________________131 XV. La structure des fichiers ____________________________________132
Table des maTières
i. Chimie 5, Chimie physique 1
Par le Dr Onesmus M. Munyaki
ii. les cours préalables ou les prérequis
Les apprenants devraient avoir abordés le contenu Énergie et Réactions chimiques dans l’unité III du module de chimie 2 : Introduction à la chimie. L’apprenant devrait être en mesure de :
• Distinguer les réactions exothermiques et des réactions endothermiques et dresser leurs profils quant à leurs réactions
• Effectuer des calculs stœchiométriques impliquant les changements de chaleur
• Expliquer le concept d’enthalpie et faire des calculs en utilisant ce concept
• Prédire la spontanéité des réactions chimiques à partir de l’enthalpie, l’en- tropie et l’énergie libre de Gibbs qualitativement et quantitativement
• Effectuer des calculs impliquant les changements d’énergie produits lors des réactions chimiques
• Écrire et interpréter une loi de vitesse considérant l’étape cinématiquement déterminante
• Énoncer et expliquer les facteurs contrôlant les vitesses de réaction
iii. le temps
120 heures
Sujet Temps approximatif (heures)
La théorie cinétique des gaz 20
La thermodynamique 30
La thermochimie 15
La spontanéité des processus chimiques 30
La cinétique chimique 25
iV. le matériel didactique
Dans le but de compléter ce module avec succès, les activités d’apprentissage nécessiteront une connectivité à internet afin de permettre
• L’accès en ligne aux activités d’apprentissage
• L’évaluation en ligne sous forme de jeu-questionnaire, tests, travaux et expériences
• L’interaction multimédia (incluant la vidéoconférence)
• L’utilisation d’une bibliothèque virtuelle et d’une base de données • Les groupes de discussions ou les sessions de clavardage interactives • L’accès à une bibliothèque et à un centre autodidactique
• L’accès aux manuels scolaires recommandés et aux outils de référence (incluant les outils d'apprentissage sur le web)
V. l’objet du module
La chimie physique est l’étude des principes physiques régissant les propriétés et les comportements des systèmes chimiques. La connaissance de ces principes est importante et fournit un cadre pour toutes les branches de la chimie, qu’il s’agisse de la synthèse chimique au laboratoire ou à l’usine ou de l’étude des processus biologiques complexes de la cellule. Ce module a pour objet d’augmenter votre compréhension des principes physiques de la chimie. Il traite de trois domaines principaux : la thermodynamique, la chimie quantique et la cinétique chimi- que. Étudier la thermodynamique permet au chimiste de prédire si des réactifs mis en présence dans des conditions spécifiques peuvent donner naissance à une réaction ou non. En effet, les chimistes industriels accordent souvent plus d’importance la vitesse d’une réaction plutôt que son rendement. Les chimistes organiques utilisent les résultats de la cinétique afin de déterminer les mécanismes des réactions et d’expliquer à quelle vitesse les produits seront formés.
Vii. le contenu
6.1. Vue d'ensemble
Ce module s’intéresse aux concepts avancés de la chimie physique qui traite des sujets de la thermodynamique, de la cinétique chimique et de la théorie cinétique moléculaire. La partie concernant la thermodynamique (le mot thermodynamique tire son origine des mots grecs « chaleur » et « puissance ») sera consacrée à l’étude du premier et du second principe de la thermodynamique qui correspondent aux processus de pression volumique et aux changements d’énergie reliés aux réactions chimiques. Les sujets abordés dans la cinétique chimique se rapportent aux lois régissant les vitesses des réactions chimiques et les facteurs les influen- çant. Quant à la théorie cinétique moléculaire, elle sera l’occasion d’expliciter le comportement général des gaz à partir d’un point de vue moléculaire.
6.2. Le résumé
Les cinq unités de ce module et leurs contenus sont les suivants :
Unité I : La théorie cinétique des gaz (20 heures) Les hypothèses de la théorie cinétique
Les prédictions de la théorie cinétique Les vitesses moléculaires et la distribution
Unité II : La Thermodynamique (30 heures) Les aspects fondamentaux du premier principe Les concepts de base
Travail, chaleur, énergie L’énoncé du premier principe Les fonctions d’état
Les processus du volume constant et de la pression constante Unité III : La Thermochimie (15 heures)
Les changements de l’enthalpie standard
L’enthalpie du changement chimique : l’enthalpie de réaction L’enthalpie de la transformation physique
La loi de Hess
Unité IV : La spontanéité des processus chimiques (30 heures) Le second principe de la thermodynamique
La relation entre l’entropie et la spontanéité L’énergie libre et l’équilibre
Unité V : La chimie cinétique (25 heures) Les vitesses des réactions chimiques
Mesurer les vitesses de réaction La vitesse de réaction
Les lois de vitesse intégrées
La relation la température de la vitesse de réaction 6.3. L’organisateur graphique
Chimie 5
Chimie Physique I
Unité I
La théorie cinétique des gaz
Unité II
La Thermodynamique
Unité III
La Thermochimie
Unité IV
La spontanéité des processus chimiques
Unité V
La chimie cinétique
⇓
⇓
⇓
⇓
⇓
Vii. les objectifs généraux
À la fin de ce module, l’apprenant devrait être en mesure de :
• Expliquer le comportement des gaz en utilisant la théorie cinétique mo- léculaire
• Effectuer des calculs concernant les problèmes du principe des gaz
• Calculer la quantité d’énergie libérée ou absorbée au cours des réactions chimiques
• Prédire si le changement de l’entropie du système face à une réaction donnée est soit positif ou négatif
• Identifier qualitativement, les changements de l’entropie par rapport aux processus physiques et chimiques
• Prédire la spontanéité du processus de la transformation chimique
• Utiliser l’équation de l’énergie libre de Gibbs pour (a) prédire la spon- tanéité d’un processus et (b) expliquer les effets du changement de l’en- thalpie, de l’entropie et de la température d’une réaction chimique
• Expliquer et définir les termes relatifs changements spontanés : l’entropie, le second principe de la thermodynamique et l’énergie libre
• Mettre en œuvre les concepts appris dans le module afin de résoudre et d’expliquer les problèmes pratiques trouvés dans le monde réel.
Viii. les objectifs spécifiques d’apprentissage
(Les objectifs pédagogiques)
Unité Les objectifs spécifiques d’apprentissage Unité I : La théorie cinétique des gaz
• Les hypothèses de la théorie cinétique
• Les prédictions de la théorie cinétique
• Les vitesses moléculaires et la distribution
À la fin de cette unité, l’apprenant devrait être en mesure de :
• Énoncer et expliquer les hypothèses de la théorie cinétique des gaz
• Expliquer les propriétés des gaz en utilisant la théorie cinétique
• Expliquer la différence de comportement entre un gaz réel et un gaz parfait
• Utiliser la théorie cinétique pour justifier les principes
• Utiliser l’équation expliquant la pression d’un gaz à partir d’un point de vue moléculaire
• Effectuer des calculs reliés à la pression, au volume ou aux changements de température associés aux principes de gaz et à l’équation du gaz parfait
Unité II : La Thermodynamique • Les aspects fondamentaux du premier principe
• Les concepts de base • Travail, chaleur, énergie • L’énoncé du premier principe • Les fonctions d’état
• Les processus du volume constant et de la pression constante
À la fin de cette unité, l’apprenant devrait être en mesure de :
• Reproduire les définitions des les termes : le système, le milieu extérieur, le système ouvert, les systèmes fermés et les systèmes isolés • Définir et expliquer les concepts de chaleur,
travail et énergie
• Énoncer le premier principe de la thermodyna- mique et le mettre en œuvre afin de résoudre les problèmes liés au processus chimique
• Faire la différence entre les fonctions d’état et les non-fonctions d’état
• Faire la distinction entre l’enthalpie et l’énergie thermique
• Décrire, expliquer et mettre en relation le premier principe de la thermodynamique aux réactions chimiques ayant lieu à la pression constante ou au volume constant.
Unité III : La Thermochimie
• Les changements de l’enthalpie standard • L’enthalpie du changement chimique : l’enthalpie de réaction
• L’enthalpie de la transformation physique • La loi de Hess
À la fin de cette unité, l’apprenant devrait être en mesure de :
• Expliquer que les changements chimiques sont accompagnés par des changements d’énergie principalement sous forme d’énergie thermique • Définir les termes exothermiques et le processus
endothermique
• Décrire la façon dont les changements de l’enthalpie et de l’énergie thermique qui se pro- duisent au cours d’une réaction chimique peut être mesurée de manière calorimétrique
• Définir l’énergie de liaison. Utiliser les tables des énergies de liaison afin d’évaluer l’enthalpie de réaction
• Écrire et manipuler les équations thermochimi- ques
- Combiner une série d’étapes des équations thermochimiques afin d’obtenir une équation thermochimique nette (la Loi de Hess) - Écrire les équations thermo-chimiques pour la
combustion et la formation des réactions Unité IV : La spontanéité des processus
chimiques
• La spontanéité des processus chimiques • Le second principe de la thermodynamique • La relation entre l’entropie et la spontanéité • L’énergie libre et l’équilibre
À la fin de cette unité, l’apprenant devrait être en mesure de :
• Expliquer ce que signifie un processus spontané
• Définir le terme entropie
• Expliquer le second principe de la thermodyna- mique
• Prédire le sens d’une réaction en se basant sur l’entropie
• Définir le terme énergie libre et expliquer de quelle façon elle est liée aux propriétés de l’équilibre
• Utiliser l’énergie libre de Gibbs afin de prédire si une réaction sera spontanée ou non
iX. les activités d’enseignement et d’apprentissage
9.1. La pré-évaluation
Titre de la pré-évaluation
Les principes de base afin de comprendre la thermodynamique, la théorie cinétique et la cinétique chimique.
L’objet
La pré-évaluation a été conçue afin de déterminer ce que vous maîtrisez déjà au sujet de certains concepts fondamentaux de la science physique qui sont clés pour compléter avec succès ce module. Les questions posées varient entre autres, des concepts et des principes de base de la théorie des gaz où cette connaissance sera nécessaire afin d’apprendre la section sur la théorie cinétique du module aux concepts traitant les changements de chaleurs lors des réactions chimiques.
Les derniers concepts sont requis pour comprendre la thermodynamique et la cinétique chimique.
Questions
1. Parmi les affirmations suivantes, laquelle est la description exacte d’un pro- cessus exothermique?
(a) un processus chimique où l’énergie thermique est libérée vers le milieu extérieur
(b) un processus où il y a une augmentation du degré du désordre
(c) un processus chimique où l’énergie thermique est absorbée par le milieu extérieur
(d) un processus chimique où la chaleur n’est ni absorbée ni libérée
2. Le volume d’un gaz difficilement liquéfiable à pression constante est directe- ment proportionnel à la température (absolue). Cet énoncé provient de quelle loi?
(a) la loi de Charles (b) la loi de Boyle (c) la loi de Graham
(d) la théorie des gaz combinés
3. Parmi les courbes suivantes, laquelle représente exactement un diagramme pression-volume comparativement à un diagramme à pression d’une quantité difficilement liquéfiable d’un gaz parfait à la température constante?
PV
P
PV
P
PV
P
PV
P
a) b) c) d) 4. Les données cinétiques d’une certaine réaction sont tracées et forment une
ligne droite. La réaction s’avère à être du deuxième ordre. Les données pour les axes x et y, respectivement, sont :
(a) le tracé de t contre 1/[A]
(b) le tracé de [A] contre t (c) le tracé de t contre ln[A]
(d) le tracé de 1/[A] contre t
5. Quel élément suivant n’aura aucun effet sur la vitesse de réaction?
(a) la présence d’un catalyseur (b) l’état physique
(c) la concentration (d) la polarité
6. Le graphique montre la vitesse moléculaire par la distribution de Bolztmann.
Number of Molecules
Speed
Quel énoncé suivant est incorrect?
(a) Monter que la température diminue toujours le nombre de molécules à plus grande vitesse à l’intérieur d’un volume donné.
(b) L’aire se trouvant sous la courbe est proportionnelle au nombre de molé- cules présentes.
(c) Monter la température déplace le point maximum de la courbe vers la droite.
(d) La courbe montre la distribution moyenne des carrés de leurs vitesses.
7. Le diagramme suivant est une représentation d’une colline. Les chemins A et B représentent deux routes utilisées par un alpiniste afin d’atteindre le haut de la colline.
A B Height
Bo ttom of hill, State 1 Top of h ill, State 2
Lequel des énoncés suivants est faux?
(a) Le changement de l’énergie potentielle est le même, peu importe le chemin choisi.
(b) La quantité de travail effectuée est différente en utilisant le chemin A et B.
(c) Si l’alpiniste part de l’état 1 à l’état 2 pour revenir à l’état 1, l’énergie potentielle revient à sa valeur initiale.
(d) Le changement de l’énergie potentielle serait différent si l’alpiniste était soulevé dans les airs à partir du bas de la colline jusqu’en haut de la col- line.
8. Une culturiste fait de l’haltérophilie dans le cadre d’un régime pour contrôler son poids. Elle s’allonge sur le dos et soulève des haltères pesants 10 kg sur une hauteur de 60 cm. Quelle quantité d’énergie dépense-t-elle si elle soulève des haltères 10 fois plus pesants?
(a) 15 J (b) 10 J (c) 600 J (d) 25 J
9. Un système est défini comme étant la partie de l’univers dont nous choisissons d’étudier et est classé selon ses interactions avec le milieu extérieur. Une tasse de café est reconnue comme un système thermodynamique et est considérée comme un :
(a) système fermé (b) système ouvert (c) système isolé (d) milieu extérieur
10. Lequel des énoncés relatifs à l’effet d’un catalyseur d’une réaction réversible suivants est vrai?
(a) Cela augmente l’équilibre constant de la réaction avant (b) Cela augmente le rendement du produit dans un équilibre
(c) Cela diminue la constante de vitesse autant pour la réaction avant que la réaction réversible
(d) Cela augmente la vitesse de réaction de la réaction avant et de la réaction réversible
9.2. La clé de correction 1. (a)
Un processus exothermique est un processus qui produit une augmentation de température dans un système isolé ou non isolé et va produire de la chaleur vers le milieu extérieur.
2. (a)
La loi de Charles énonce que le volume d’une masse d’un gaz difficilement liqué- fiable à pression constante est directement proportionnel à la température absolue.
En termes mathématiques, cela peut être représenté comme ceci : V a T ou V = bT. La valeur de la constante B dépend selon la masse du gaz et de la pres- sion.
3. (c)
PV = nRT est constant. Par conséquent, la courbe est une ligne horizontale. Le tracé de C.
4. (d)
La loi de vitesse pour une réaction du second ordre est donnée par le changement de vitesse de [A] = k[A]2
La formule intégrée de l’équation est tirée de la formule
0
t
[A]
kt 1 [A]
1 = +
Un tracé de
[A]
t1
contre t forme une ligne droite.5. (d)
Polarité – n’a aucun effet sur la vitesse de réaction
6. (a)
Le premier énoncé est incorrect puisqu’en augmentant la température, cela augmente en fait le nombre de molécules à plus grande vitesse et réduit celles à basse vitesse.
7. (d)
L’énergie potentielle est une fonction d’état et ne dépend pas du chemin choisi.
8. (c)
En soulevant les haltères, elle va travailler contre la force de gravité. Le travail effectué dans ce cas est :
Force = masse x accélération = 10 kg x 10 m s-2 = 100 kg m s-2
Travail = force x distance = 100 x kg m s-2 x 0.6 m
= 60 kg m2 s-2 = 60 J pour chaque levée
Pour le travail effectué dix fois = 60 J x 10 = 600 J
9. (b)
Un système ouvert est un système où la matière et l’énergie peuvent toutes les deux, être échangées entre le système et le milieu extérieur. Dans ce cas, la matière est perdue sous forme de vapeur et la chaleur sous forme d’énergie thermique.
10. (d)
Habituellement, un catalyseur accélère une réaction en diminuant la valeur de l’énergie d’activation à la fois pour les réactions directes et les réactions réver- sibles à une même ampleur. Un catalyseur peut se retrouver inchangé à la fin de la réaction.
9.3. Les commentaires pédagogiques pour les apprenants
Le test d’évaluation devrait vous donner une certaine indication sur les objets d’étude de ce module. Votre résultat vous aidera également à déterminer les domaines de connaissance sur lesquels vous devriez vous concentrer ou des éléments ou des informations qui nécessiteront une attention particulière. Par exemple, vous pouvez remarquer que vous devez faire attention aux signes, aux symboles et aux unités lorsque vous faites des calculs dans ce module; que cette température absolue (Kevin) doit être utilisée avec toutes les théories des gaz où la température est un facteur. L’apprenant ayant obtenu un résultat de moins de 40% risque de rencontrer des difficultés importantes dans ce module. Il est recommandé qu’un tel apprenant révise le module préalable, Chimie 2.
X. les concepts clés (glossaire)
L’échelle de température absolue. Elle se rapporte à l’échelle de tempéra- ture qui utilise la température zéro absolue à titre de température la plus basse.
Le zéro absolu. Théoriquement la température la plus basse pouvant être atteinte. C’est la température à laquelle l’énergie cinétique des atomes et des molécules est minimale.
La paroi adiabatique. Une paroi ne permettant pas le transfert d’énergie sous forme de chaleur.
La loi d’Avogadro. À une pression et une température constante, le volume d’un gaz est directement proportionnel au nombre de moles du gaz pré- sent.
La bombe calorimétrique. Un calorimètre où il n’y a aucune perte nette de chaleur du calorimètre au milieu extérieur. Il est utilisé pour mesurer la chaleur de la réaction d’un combustible. La chaleur de réaction mesurée à un volume constant est qv = ΔE.
La loi de Boyle. Le volume d’un gaz difficilement liquéfiable maintenu à une température constante est inversement proportionnel à la pression du gaz.
Le calorimètre. Un appareil servant à mesurer le transfert d’énergie.
La loi de Charles. Le volume d’un gaz difficilement liquéfiable maintenu à une pression constante est directement proportionnel à la température absolue.
Le système fermé. Un système dont la paroi interdit tout échange de ma- tière.
La loi de Dalton. La pression totale d’un mélange gazeux est la somme des pressions dont chaque gaz exercerait s’il se trouvait seul.
La diffusion. La propagation d’une substance (généralement un gaz) dans un milieu qui se traduit le déplacement des constituants des zones de forte concentration vers celles de faible concentration.
Un dipôle Une paire de charges séparément opposées. Le moment dipôle (m) est le produit de la charge positive et de la distance séparant les charges.
Un processus endothermique. Un processus accompagné d’une absorption d’énergie sous forme de chaleur.
L’énergie. La capacité de produire du travail.
L’enthalpie (H). Une quantité thermodynamique utilisée la quantité de chaleur échangée pendant les transformations ayant lieu à la pression constante, H = E + PV.
L’enthalpie de changement. La quantité de chaleur (sous certaines conditions familières) échangée au cours d’un processus de transformation; symbo- lisée ΔH. À la pression constante, elle est symbolisée ΔH = ΔE + PΔV.
L’entropie (S). Une mesure directe du degré de désordre ou du caractère désordonné d’un système.
L’équilibre. Une condition où un changement infinitésimal d'une variable en direction opposée a pour résultat un changement opposé de l'état. Lors de réactions chimiques, cela représente la situation où les réactants et les produits se produisent les uns les autres à la même vitesse.
Le processus exothermique. Un processus dont l'énergie libère de la cha- leur.
L'énergie libre (G). L'énergie disponible pour produire du travail utile. Dé- finie par la formule G = H – TΔS. Les variations de l’énergie libre sont utiles puisqu’elles indiquent sous quelles conditions une réaction va se produire.
Le premier principe de la thermodynamique. L’énergie peut être convertie sous toute forme, mais elle ne peut être créée ni être détruite.
L’énergie libre de Gibbs. Voir la définition du mot « énergie libre ».
La capacité calorifique. La quantité requise de chaleur pour faire varier la température d’une substance d’un degré habituellement exprimée en J°C-1 ou en cal °C -1.
La chaleur de réaction. Le variation d’énergie accompagnant accompagnant une réaction chimique.
La chaleur. Le transfert d’énergie due à une différence de température.
La loi de Hess. La loi énonçant que l’enthalpie d’une transformation chimi- que est égale à la somme des enthalpies des transformations partielles du processus.
Le gaz parfait. Un gaz hypothétique dont le comportement pression-volume- température peut être justifié par l’équation du gaz parfait.
La constante des gaz parfaits (R). La constante numérique apparaissant dans l’équation des gaz parfaits. La constante a une valeur de 0.0821 L atm mol−1 K−1 ou 8.314 J K−1 mol−1. Un gaz parfait est un gaz hypothétique se conformant à l’équation des gaz parfaits.
L’équation des gaz parfaits. Une équation exprimant la relation entre la pres- sion, le volume, la température et la masse du gaz. Mathématiquement formulée PV = nRT, le n signifie le nombre de molécules, P signifie la pression du gaz et V le volume du gaz.
L’énergie interne. L’énergie totale du système; symbolisée par E. La somme de toutes les énergies cinétiques et les énergies potentielles des particules à l’intérieur du système.
L’isobare calorimétrique. Un calorimètre pour étudier les processus à la pression constante.
Le système isolé. Un système qui n’échange ni matière ni énergie.
Le Kelvin. C’est l’unité de base du Système international d’unités de la tem- pérature. Le Kelvin est une unité de température absolue. La température la plus basse pouvant être atteinte est de 0 K = – 273.15 °C. Elle est reliée à température Celsius par la formule T (K) = T(°C ) + 273.15.
La théorie cinétique-moléculaire des gaz. Le traitement du comportement du gaz en termes de mouvement désordonné des molécules. C’est un modèle utilisé pour décrire le comportement du gaz selon une série d’hypothèses.
Le système ouvert. Un système qui peut échanger de la matière et / ou de l’énergie avec le milieu extérieur.
L’énergie potentielle. L’énergie due à la configuration du système. Elle est liée aux forces d’interaction.
Le travail pression-volume. Le travail lié à l’expansion ou à la compression des gaz.
La vitesse quadratique moyenne. La racine carrée de la moyenne des carrés des vitesses de toutes les molécules dans un échantillon.
La chaleur massique. La quantité de chaleur nécessaire pour faire varier la température d’un gramme d’une substance d’un degré Celsius.
Les conditions normales de température et de pression. Ce sont des condi- tions où la température est égale à 273.15 K (0 °C) et la pression, à 101325 Pa (1 atm ou 760 mmHg).
L’enthalpie standard de formation. La quantité de chaleur échangée lorsque 1 mol de la substance est formée à partir de corps purs simples pris dans l’état standard; elle est symbolisée comme ceci : Δ
�
H°f.L’enthalpie standard de réaction. La quantité de chaleur échangée lorsqu’une réaction se produit sous les conditions des états standards.
L’enthalpie standard. C’est la variation d’enthalpie dans un processus dans lequel les substances initiales et finales sont à leur état standard, symbo- lisée ΔH.
La température et la pression normales (TPN). À 273 K (0 °C) et à 101325 Pa (1atm).
La fonction d’état. Fonction qui dépend uniquement de l’état actuel du système et qui est indépendante de la façon dont l’état est obtenu. Une fonction dépendant uniquement des états initial et final du système.
Le milieu extérieur. La partie de l’univers en dehors du système où nous prenons nos mesures.
Le système. La partie de l’univers à laquelle nous nous intéressons.
L’équation de van der Waals. Une équation décrivant à l’aide de P, V, et T l’état d’un gaz réel.
La force de van der Waals. Elle est constituée de trois force d’interaction électromagnétique qui se développent entre les particules d’un système.
Le travail. Le transfert d’énergie sous l’effet d’une force.
Xi. les lectures obligatoires
Lecture #1
Complete reference : Properties of gases Chem1 VirtualText Book
URL : http://www.chem1.com/acad/pdf/c1gas.pdf Date : consulté le 26 août 2006
Résumé
Ce texte expose les propriétés des gaz telles que présentées dans la théorie des gaz. Ensuite, le modèle cinétique est utilisé afin d’expliquer et de justifier le comportement des gaz selon un point de vue moléculaire.
L’objet
Si les gaz sont réellement constitués de particules, ils doivent pouvoir être décrits comme tel, c’est-à-dire à l’aide du modèle cinétique moléculaire. Cette lecture est indispensable à la compréhension et à l’apprentissage du contenu de l’unité I de ce module. Cette unité commence par l’introduction de la théorie des gaz pour ensuite l’expliciter et la justifier. Ce sujet est abordé dans les sections 5, 6 et à 7 de ce texte.
Lecture #2
Complete reference : Chemical energetics
http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html Date : consulté le 26 août 2006
Résumé
Ce document présente à l’apprenant les concepts fondamentaux de la thermo- dynamique. Il commence par la définition des termes ou expressions tels que l’énergie, les différents types d’énergie (l’énergie cinétique et potentielle) et les unités de l’énergie. Par la suite, il explicite les connaissances de base de la thermodynamique. Il approfondit en étudiant les transformations l’énergie et en abordant le premier principe de la thermodynamique et ses applications. Les autres sujets abordés sont : la thermochimie (les changements d’énergie lors de réactions chimiques), les réactions thermochimiques, les énergies de liaisons, l’aspect énergétique de la nourriture et des combustibles.
L’objet
Les changements d’énergie constituent un élément fondamental dans la com- préhension de plusieurs concepts présentés dans ce module. Par conséquent, ce document est une ressource de premier plan pour les unités II et III du module. Les concepts initialement développés dans l’unité II sont mis en œuvre dans l’unité III afin d’étudier les changements d’énergie liés aux réactions chimiques.
Lecture #3
Complete reference : Thermodynamic equilibrum http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html Date : consulté le 26 août 2006
Résumé
Le texte de référence porte sur les aspects relatifs au sens d’une transformation chimique en termes d’énergie en jeu par l’intermédiaire de l’entropie et l’énergie libre de Gibbs. Les concepts sont développés d’un point de vue moléculaire afin d’expliquer le phénomène physique. Les facteurs favorisant la spontanéité des processus et la condition de l’équilibre sont abordés.
L’objet
L’équilibre thermodynamique est essentiel pour la compréhension de la sponta- néité des réactions et de la limite de ces dernières. La spontanéité est le sujet de l’unité IV et est bien présentée dans ce texte de référence. Les concepts explicités plus tôt à l’unité III sont utilisés afin d’étudier les facteurs influençant la sponta- néité du changement chimique.
Lecture #4
Complete reference : Gas laws Résumé
Ce texte souligne les propriétés de base des gaz. Il débute par l’étude des trois états de la matière avant de se concentrer sur les gaz. Il révise les théories des gaz de Boyle, Charles et Avogadro tout en donnant des exemples de la façon dont elles sont utilisées pour résoudre les problèmes relatifs aux gaz. L’équation des gaz parfaits est également abordée.
L’objet
Une certaine connaissance des propriétés de base et des principes régissant le comportement des gaz est nécessaire avant de commencer l’apprentissage du contenu de l’unité I. La théorie cinétique moléculaire, étant le sujet principal de l’unité I, explique le comportement des gaz au niveau moléculaire et justifie les théories des gaz.
Xii. les ressources obligatoires
Ressource #1
Complete reference : Chem1 Virtual Textbook
http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html Résumé
Le manuel virtuel est un livre de chimie en ligne contenant une variété de sujets sur la chimie. Le livre peut être consulté en ligne et contient des fichiers téléchar- geables en format PDF. Il fournit un texte de référence et est une source alterna- tive d’informations pour vous. Il fait appel à des illustrations afin de faciliter la compréhension. La version en ligne vous permet à vous, étudiant, d’effectuer un apprentissage progressif des thèmes traités.
L’objet
Cette ressource est essentielle en tant que matériel de référence pour un nombre d’unités de ce module. En effet, les propriétés de la matière, l’énergétique chimique et la thermodynamique de l’équilibre chimique sont quelques chapitres importants pour étudier ce module. Les exemples sont inclus dans le manuel afin de donner un aperçu de l’application des concepts que vous avez appris.
Ressource #2
Complete reference :
Chemistry Experiment Simulations and Conceptual Computer Anima- tions
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDown- load/index4.html#kinetics
Résumé
Ce site contient des animations et des expériences démontrant les différents concepts trouvés dans ce module. Les simulations et les démonstrations importan- tes de ce module incluent celles liées aux lois de Boyle, de Charles et l’effusion.
Les expériences concernant les propriétés des gaz et les changements de chaleur sont également données.
L’objet
Cette ressource offre en simulation des démonstrations et des expériences afin de vous aider à comprendre les concepts de la chimie qui sont parfois difficiles à s’approprier. Lire le matériel d’apprentissage tout en conjuguant ces simulations va faciliter l’apprenant à comprendre les concepts.
Xiii. les liens utiles
Lien utile #1
The catalyst: chemistry resources for teachers http://www.thecatalyst.org
Description
Le site s’adresse aux apprenants des écoles secondaires qui étudient la chimie mais il constitue également une ressource en ligne pour enseigner la chimie.
The Catalyst est une ressource web précieuse pour trouver de l’information sur différents aspects de la chimie.
L’objet
Ce site fournit un grand nombre de ressources. Les liens menant à des sujets particuliers de la chimie et à des sujets d’ordre général sont disponibles sur le site internet. Les visiteurs du site ont l’occasion d’effectuer des opérations en ligne sur différents aspects de la chimie.
Lien utile #2
Science Resource Centre http://chem.lapeer.org
Description
Un grand nombre de ressources d’apprentissage et d’enseignement est disponible sur le site. Plusieurs démonstrations expérimentales et expériences de laboratoi- res relatives aux objets d’étude sont proposées. Des conseils sur l’enseignement sont également apportés pour certains concepts qui sont généralement difficiles à s’approprier pour l’apprenant et à enseigner pour l’enseignant.
L’objet
Le site est particulièrement utile pour le professeur de chimie puisqu’il fournit un vaste choix d’outils pour démontrer les divers concepts de la chimie. Les démons- trations sur les réactions des gaz et l’effet de réaction de la zone de surface sur la vitesse de réaction en sont deux exemples. Plusieurs recherches en laboratoire sont également disponibles et peuvent être téléchargés ou à donner aux apprenants.
Ce site permet aux enseignants d’échanger des informations.
Lien utile #3
Chemistry Teaching Web Sites
http://people.moreheadstate.edu/fs/h.hedgec/sciteach.html
Description
Ce site web est conçu pour donner des informations utiles au professeur de chimie. Un grand nombre de liens utiles est disponible sur le site dont un pour les bibliothèques de science. Des liens sont destinés aux enseignants pour per- mettre d’échanger des informations dont celles relatives au laboratoire et aux démonstrations.
L’objet
C’est un site utile pour les enseignants de chimie et les apprenants, surtout ceux qui ne sont pas familiarisés avec la recherche d’informations sur l’internet. Il donne aussi plusieurs autres sites utiles. Un large éventail de ressources sur la chimie est accessible sur le site.
Lien utile #4
Mitopencourseware http://ocw.mit.edu
Description
Le site présente une série de ressources écrites à télécharger gratuitement. Les thèmes sont présentés dans un qui permet d’accéder facilement au sujet visé. La thermodynamique est bien présentée dans les notes de cours se trouvant en format PDF. Certaines notes de cours numérisées par balayage sont des notes de cours manuscrites et lorsque présentées dans un environnement d’une salle de classe, cela donne au lecteur l’impression d’être réellement en classe.
L’objet
Ce site web est essentiellement un recueil de lectures. Les matières sont parti- culièrement utiles pour les sujets abordés dans les unités I et III. Les matières trouvées sur ce site peuvent être utilisées à titre de lecture supplémentaire.
Lien utile #5
Chemical kinetics with Wikipedia
http://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_kinetics Description
C’est une encyclopédie gratuite et elle aborde les aspects de base de la cinétique chimique incluant les lois de vitesse et les facteurs influençant les vitesses de réaction. Elle contient les liens donnant accès aux définitions et aux explications des termes. Le contenu est facile à lire et donne un bon aperçu du sujet.
L’objet
Ce site est parfait pour lire en vue de se préparer pour l’unité V ou pour une révi- sion rapide des concepts étudiés dans l’unité V, tels que les facteurs influençant les vitesses de réaction et la théorie de l’état de transition. L’apprenant peut aussi accéder aux définitions et aux explications des termes communs utilisés lors de l’étude des vitesses de réaction.
Lien utile #6
Chemistry Portfolio - Teaching and Learning http://www.csus.edu/portfolio/prog/chem/Teach.stm
Description
Le site présente plusieurs aspects de l’apprentissage et l’enseignement de la chimie. Parmi les informations que contient le site on peut citer des conseils sur la façon de définir des objectifs d’apprentissage et des attentes pour les étudiants, concevoir les cours et les syllabus. Il est également utile pour les enseignants souhaitant se mettre à jour par rapport à la connaissance et la façon d’améliorer l’apprentissage des étudiants.
L’objet
Les enseignants de chimie cherchent sans cesse à améliorer l’enseignement et l’apprentissage de cette discipline. Ce site fournit des informations pouvant permettre aux enseignants d’être plus efficaces en donnant des informations récentes sur l’enseignement et l’apprentissage. L’apprenant peut aussi bénéficier des conseils d’apprentissage offerts.
Lien utile #8
Chemistry@davidson
http://www.chm.davidson.edu/ChemistryApplets/index.html
Description
Ce site est riche et propose des expériences virtuelles et des démonstrations pour un large éventail de sujets de chimie. Le site apporte des informations nécessaires pour réaliser les simulations et également permettre le téléchargement des pro- grammes d’application de chimie peuvent être exécutés sur les systèmes locaux.
La mise en page du sujet est bien présentée facilitant ainsi à l’apprenant l’accès à des expériences appropriées pour une activité d’apprentissage en particulier.
L’objet
Plusieurs expériences reliées aux activités d’apprentissage de ce module telles que la cinétique chimique, la théorie cinétique moléculaire et la calorimétrie sont disponibles sur ce site. Les expériences sont bien décrites avec un bref concept et description de l’activité donnée. L’apprenant est encouragé à identifier et à tenter d’exécuter les expériences à la fin de l’activité d’apprentissage. L’exercice relevant des expériences devrait aider l’étudiant à évaluer la compréhension des sujets.
XiV. les activités d’apprentissage
Activité d’apprentissage #1
Titre de l’activité d’apprentissage : La théorie cinétique moléculaire
Les objectifs spécifiques d’enseignement et d’apprentissage Lorsque vous aurez terminé cette activité, vous serez en mesure de
• Utiliser la théorie cinétique afin d’expliquer les relations pression-volume d’un gaz (la loi de Boyle)
• Expliquer en utilisant la théorie cinétique les relations température-volume d’un gaz (la loi de Charles)
• Justifier la vitesse à laquelle les molécules et l’énergie transitent vers les gaz
• Retrouver l’équation de base de la théorie cinétique moléculaire de la théorie des gaz, P
=
31 VNmu2• Expliquer les différences du comportement du gaz parfait lorsqu’il se trouve dans les gaz parfaits
Résumé de l’activité d’apprentissage
Plusieurs corps rencontrés dans notre environnement sont des gaz comme l’air qui constitue l’atmosphère de la Terre. Il y a également plusieurs situations où ils sont obligés d’utiliser des substances gazeuses. Par exemple, les pneus des voitures et des bicyclettes sont gonflés avec de l’air. Le but de ce module est de peaufiner notre compréhension des principes de la physique régissant les proprié- tés des gaz. Nous devons utiliser la théorie cinétique moléculaire pour expliquer ces principes au niveau moléculaire. La théorie cinétique nous aide à répondre aux questions pourquoi
• La pression du gaz augmente lorsque le volume diminue à la température constante
• Le volume d’une masse d’un gaz difficilement liquéfiable augmente lorsque la température augmente
• À une température et pression fixes, le volume est directement propor- tionnel à la masse du gaz
• La pression d’un mélange de gaz est la somme des pressions partielles de chaque gaz du mélange
Les termes et concepts clés
• Température absolue (T)
• Pression atmosphérique
• La loi d’Avogadro
• La loi de Boyle
• La loi de Charles et de Gay-Lussac
• La loi de Dalton
• Distribution de vitesse moléculaire
• Diffusion du gaz
• Mouvement désordonné du gaz
• Énergie cinétique
• Théorie cinétique moléculaire
• Distribution de Maxwell
• Pression d’un gaz (P)
• PV = nRT
• Vitesse quadratique moyenne
• Volume d’un gaz (V) La liste des lectures pertinentes
• Les propriétés des gaz
• Les théories des gaz
La liste des ressources pertinentes
• Chem1 Virtual Textbook
http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html
• Chemistry Experiment Simulations and Conceptual Computer Ani- mations
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/si- mDownload/index4.html#kinetics
Les ressources multimédias
• L’accès à un ordinateur avec une connexion à internet afin d’avoir accès au matériel pédagogique et à l’apprentissage interactif par courriel, la vidéoconférence et l’utilisation de CD-ROM.
• Le logiciel Movie Player de Quicktime
• Le logiciel Shockwave Player
• Le logiciel Macromedia Flash Player
La liste des liens pertinents et utiles
• The Catalyst: Chemistry Resources For Teachers http://www.thecatalyst.org
• Science Resource Centre http://chem.lapeer.org
• Chemistry Teaching Web Sites
http://people.moreheadstate.edu/fs/h.hedgec/sciteach.html
• Mitopencourseware http://ocw.mit.edu
• Kinetic Theory Of Gases With Wikipedia
http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Kinetic_theory_of_
gases&redirect=no
La description détaillée de l’activité
Dans cette activité d’apprentissage, vous serez initiés à la théorie cinétique moléculaire des gaz et vous utiliserez cette théorie, par la suite pour expliquer le comportement des gaz. Considérant les différentes hypothèses sur la théorie cinétique moléculaire, vous devrez fournir une explication des lois des gaz de Boyle, Charles, Dalton et d’Avogadro. Les exercices de calculs seront utilisés afin d’illustrer la mise en œuvre de ces principes.
L’évaluation formative
• À mesure que vous effectuerez cette activité, vous allez rencontrer des problèmes pour tester votre compréhension du sujet en question
• De courts jeux-questionnaires sont fournis afin de vérifier votre compré- hension
• Des expériences pratiques seront proposées afin d’évaluer votre compré- hension des relations théorie-pratique
• Des expériences simulant la pression, le volume et la température suivront les exercices individuels.
Les activités d’apprentissage
Les substances gazeuses jouent un rôle important dans plusieurs de nos activités quotidiennes, des processus respiratoires (les animaux et les plantes peuvent sur- vivre ou périr selon qu’ils respirent du dioxygène ou du diazote) à leur utilisation dans les dispositifs de sécurité tels que les coussins de sécurité gonflables dans les véhicules à moteur. Une bonne compréhension des propriétés des gaz nous permet d’utiliser de façon adéquate, les divers produits contenant des substances gazeuses dangereuses. Par exemple, la manipulation des produits d’aérosol à pression et des gaz asphyxiants.
Les gaz ont tendance à avoir le même type de comportement ou les mêmes pro- priétés physiques dans les mêmes conditions en termes de pression, température et de volumes molaires. Les théories des gaz ou les généralisations que vous étudierez sont le produit d’innombrables expériences réalisées sur les gaz, il y a des siècles. Chacun de ces principes relatifs au comportement macroscopique des substances gazeuses représente une étape marquante de l’histoire de la science.
Ensemble, ils ont joué un rôle majeur dans le développement de plusieurs idées de la chimie. Les théories des gaz nous aident à prédire le comportement des gaz, mais elles n’expliquent pas ce qui se passe au niveau moléculaire lorsque nous observons les changements causés ou apportés dans le domaine microscopique.
Toutefois, la relation entre ce qui se produit au niveau sous-microscopique ou moléculaire et le comportement macroscopique (physique) des substances a une importante dans plusieurs domaines de la chimie.
La théorie cinétique moléculaire des gaz a été développée par un certain nombre de physiciens (James Clerk Maxwell and Ludwig Boltzmann) qui ont trouvé que les propriétés physiques des gaz peuvent être expliquées ou justifiées en termes de mouvement des molécules individuelles. Ce mouvement moléculaire est une forme d’énergie (l’énergie cinétique pour être précis) celle qui est définie comme étant la capacité d’effectuer le travail ou de produire le changement.
La théorie cinétique moléculaire des gaz
Chiefly Rudolf Clausius (1822-1906), James Clerk Maxwell (1831-1879) et Ludwig Boltzmann (1844-1888) ont développé la théorie cinétique moléculaire.
Leur théorie est fondée sur les hypothèses suivantes, concernant la nature des gaz au niveau moléculaire.
1. Les molécules d’un gaz sont constamment en mouvement désordonné et entrent en collision les unes contre les autres.
2. Un gaz est constitué de nombreuses particules si petites que leur grosseur est insignifiante et séparées par de grandes distances. Les forces d’attrac- tion et de répulsion entre les molécules des gaz sont insignifiantes.
3. Chaque molécule agit indépendamment des autres molécules et n’est pas influencée par leur présence. À des températures assez basses, tous les gaz vont se condenser sous forme de liquides, suggérant ainsi la présence de forces intermoléculaires devenant importantes lors de basses températures.
Les forces d’attraction sont responsables du regroupement des molécules liquide et de solides. La tendance d’un gaz à se dilater et à remplir le volume du récipient à l’intérieur duquel il se trouve, suggère la présence négligeable de forces d’attraction entre les molécules. Augmenter la pression d’un gaz a pour effet la diminution de la distance inter particule et donc, l’augmentation de l’intensité des forces d’interactions entre les molécules.
4. Les molécules entrent en collision les unes contre les autres, contre les parois du récipient. Dans ces collisions, les molécules individuelles peuvent gagner ou perdre de l’énergie. Cependant, dans un groupe de molécules à température constante, l’énergie totale demeure constante.
L’hypothèse est valide, c’est-à-dire, si ce n’était pas vrai, la pression d’un gaz aurait alors graduellement diminuée puisqu’elle est la conséquence des collisions contre la paroi du récipient.
5. Qu’en est-il de l’énergie cinétique moyenne des molécules qui est pro- portionnelle à la température du gaz en Kelvin? Toute combinaison de deux gaz à la même température aura la même énergie cinétique moyenne.
Cette hypothèse nous permet de dire que l’énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température absolue.
La mise en œuvre de la théorie cinétique aux théories des gaz
Sur une base qualitative, la théorie cinétique des gaz, bien que simple, peut nous permettre d’expliquer les propriétés générales des substances gazeuses.
La loi de Boyle
La loi de Boyle énonce la relation entre la pression et le volume, c’est-à-dire si la température et la masse sont maintenues constantes. Elle stipule que pour la masse d’un gaz difficilement liquéfiable à température constante, le volume du gaz est inversement proportionnel à la pression du gaz. Comment pouvons-nous expliquer ce principe d’un point de vue moléculaire?
La pression exercée par un gaz provient des molécules qui heurtent les parois du récipient. Le nombre de collisions par unité de temps (seconde) est proportionnel à la densité du gaz, c’est-à-dire, le nombre de particules par unité de volume. Par conséquent, augmenter le volume a pour effet une augmentation de la densité donc la vitesse de collision. Cela démontre que la pression d’un gaz est inversement proportionnelle au volume qu’il occupe. Comme le volume diminue, la pression augmente et ainsi de suite, P a 1/V.
La démonstration de la loi de Boyle
L’énoncé mathématique de la loi de Boyle peut être démontré en utilisant la théorie cinétique. La démonstration débute en considérant le fait que les molécules de gaz sont en mouvement désordonné perpétuel et entrent en collision continuellement contre les parois du récipient. Imaginez une molécule dans une boîte, sous celle-ci se produit une collision contre les parois contenues dans cette boîte.
Présumons que la molécule a une vitesse ayant des composantes vx, vy etvz le long des axes x, y et z. Si les molécules se déplaçaient perpendiculairement à la paroi désignée par « A », il y aurait uniquement une composante de vitesse vx . Si la particule a une masse, m, sa quantité de mouvement serait
P = mvx (1)
Une fois que la molécule s’est heurtée contre la paroi, les composantes de passe- raient de mvx à - mvx. L’ampleur de l’impulsion demeure la même.
Le nombre de collisions les molécules entre et la paroi dans un intervalle de temps Dt est égal au nombre total de molécules atteignant la paroi « A » dans cet temps intervalle de temps. La distance qu’une molécule peut parcourir à la vitesse vx pendant cette durée Dt est de vxDt.
Supposons que toutes les molécules qui se trouvent dans un récipient ont la même valeur de vx et ensuite toutes les molécules situées à l’intérieur de vxDt vont percer la paroi, à condition qu’elles se dirigent vers elle. Le schéma 1 montre que toutes ces molécules dans cette région du récipient perceront la paroi tout au long de vxDt et la partie transversale A.
Si N est le nombre de molécules par unité de volume, le nombre total de molécules sera de NvxDtA. En moyenne, la moitié des molécules transiteront vers la paroi tandis que l’autre moitié s’éloignera de la paroi. Par conséquent, le nombre de collisions qui se produiront contre la paroi, pendant la durée Dt est
Nombre de collisions = NvxDtA 2
1 (2)
La variation de la quantité de mouvement au cours d’une seule collision est 2mvx et le total
Dp = 1
2 N v
xDt A2mv
x= N mAv
x2Dt
(3)
Selon la physique classique, la force exercée d’un objet est égale à la dérivée par rapport au temps de la quantité de mouvement.
F = Dp
Dt
(4)1 Newton = 1 kg ms–2
2
NmAvx
F = (5)
La pression est la force par unité de surface, dans ce cas, la surface étant A. Par conséquent, la pression exercée contre la paroi est
2
Nmvx
P = (6)
Puisque les molécules du gaz changent constamment de vitesse, la valeur de v2x peut être remplacée par une vitesse moyenne v2x donnant ainsi pour expression de la quantité de mouvement
P = Nm v
x 2 (7)Alors que les molécules sont en mouvement désordonné, toutes les directions sont équivalentes et la moyenne v2x est la même pour les directions z et y.
vx2
=
v2y=
v2z (8)Par conséquent, nous pouvons écrire la vitesse quadratique moyenne comme suit :
2 2
2 2
2 vx vy vz
3
vxv
= = = =
(9)En substituant l’équation (7), nous obtenons
P = 1
3 Nm v
2(10)
Nous remplaçons maintenant, le nombre de molécules par unité, N, par nNA/ de volume où N est le nombre de molécules présentes et V est le volume du réci- pient.
P = 1 3
nN
Am
V v
2(11)
Le produit de m par NA est la masse molaire M. L’équation (11) deviendra donc
P = 1 3
nM V v
2(12)
Ce qui mène à l’équation
PV = 1
3 nM v
2(13)
Exemple 1
Considérez un gaz de 100 ml comprimé dans un cylindre sous une pression de 1 atm. Quel serait le volume du même gaz à une pression de 1.3 atm?
Solution
Le problème suppose que la pression et la température sont constantes. La loi de Boyle peut être utilisée afin de résoudre le problème. La loi de Boyle énonce que la pression d’un gaz (P) est inversement proportionnelle au volume (V) d’un tel gaz à température constante.
V = 1 P V = k P PV = k
où k est une constante
Comme PV = k est une constante dans un système donné P1V1 = P2V2
2 1 2 1
P V V =P
P1 = 1 atm, V1 = 0.1 atm, P2 = 1.3 atm, V2 = ?
atm L L x
V atm
0 . 0769
3 . 1
1 . 0 1
2
= =
Problème pratique 1
Une bulle de gaz a un volume de 0.500 cm3 au fond d’un lac où la pression est de 3.49 atm. Quel est le volume de la bulle à la surface du lac où la pression est de 1 atm? Supposez que la température est constante.
(a) 10 dm3 (b) 1.7 x 103 dm3 (c) 1.7 dm3 (d) 1.7 cm3
L’exercice interactif : la loi de Boyle
La loi de Charles
La relation entre le volume et la température d’un gaz, si la pression et la masse sont maintenues constantes, telle que l’indique la loi de Charles. Le principe énonce que le volume d’une masse d’un gaz difficilement liquéfiable à tempé- rature constante est directement proportionnel à la température absolue. Afin d’expliquer cette relation, nous allons commencer par examiner la relation entre l’énergie cinétique des molécules et la température du gaz.
L’énergie cinétique moyenne des molécules est proportionnelle à la température constante de l’échantillon.
2 2 .E 1mu K = (14)
où m, est la masse de la molécule et u est la vitesse de la molécule, u2 est la vitesse moyenne de la racine carrée des molécules. Selon ce qui a été mentionné précédemment, nous pouvons écrire
K.E a T (15)
(16)
1
2mu2 ∝T 1
2mu2 = kT
où k est une constante et T est la température absolue. Monter que la température augmente l’énergie cinétique moyenne des molécules. Cela a pour résultat une plus haute fréquence des collisions contre les parois du récipient. De plus, les molécules vont entrer en collision contre les parois avec un plus grand impact.
Puisque la pression est définie comme la force par unité de surface, la pression du gaz augmentera lorsqu’une température augmente. Le gaz va se dilater jusqu’à ce que sa pression égale celle du milieu extérieur.
En moyenne, à quelle vitesse se déplace la molécule à toute température T? Une façon de prédire la vitesse moléculaire est de calculer la vitesse quadratique moyenne, ce qui est la vitesse moyenne moléculaire. Un des résultats de la théorie cinétique des gaz est que l’énergie cinétique des gaz de la molécule de tout gaz est égale à 32
kT
1
2
mv
2=
32RT
(17)où k est la constante de Boltzmann et a une valeur de 1.38 x 10–23 J K–1. La valeur du produit de la constante de Boltzmann et le nombre d’Avogadro est la même que la constante du gaz R.
N
A(
12mv
2) =
32RT
où NA est le nombre d’Avogadro.
Exemple 2
Un ballon est gonflé à un volume de 2.5 L dans un salon chauffé (24°C). Par la suite, il est transporté à l’extérieur lors d’une journée très froide d’hiver (-25°C).
Supposez que la quantité d’air du ballon et la pression demeurent toutes deux constantes. Quel sera le volume du ballon, une fois à l’extérieur?
Solution
Le volume d’une masse d’un gaz difficilement liquéfiable à pression constante est directement proportionnel à la température absolue.
V ∝T V = kT
V T = k
où k est une constante.
T k V T
V
= =
2 2 1 1
En déduisant l’expression de V2 de cette relation et en l’exprimant les tempéra- tures en Kelvin, on obtient :
1 2 2 1
T T x V =V
V1 = 2.5 L, T1 = 297 K, T2 = 248 k, V2 = (?)
V
2= 2.5 L x 248 K
297 K = 2.09 L
L’exercice interactif : la loi de Charles
La loi d’Avogadro
Ce principe énonce qu’à une température fixe, le volume d’un gaz est directe- ment proportionnel à la masse d’un gaz. Si le nombre de moles d’un gaz (n) est doublé, le volume double et ainsi de suite. L’énoncé mathématique est que V a n et V = kn.
Il a été démontrée que la pression d’un gaz est directement proportionnelle à la fois à la densité et à la température, tandis que la masse est directement propor- tionnelle au nombre de moles. La densité peut être représentée par n/V et par conséquent,
P ∝ n V T
(18) V T
C n
P = (19)
Pour deux gaz, nous pouvons écrire
1 1 1
1 V
T Cn
P = (20)
2 2 2
2 V
T Cn
P = (21)
Si les deux gaz étaient sous les mêmes conditions, la pression (P1 = P2), le vo- lume
(V1 = V2) et la température (T1 = T2), n1 est égale à n2, ce dont la loi d’Avogadro énonce.
Exemple 3
Le cyclopropane (C3H6) est un gaz utilisé à des fins anesthésiques. Quelle serait la masse de 1.0 L du gaz mesurée à la température et pression constante?
Le principe énonce qu’à une température et à une pression fixe, le volume d’un gaz est directement proportionnel à la masse du gaz. Dans les CNTP, 1 mol de gaz occupe 22.4 l.
Massegaz= 1.00 L x1 mol x 42.8 gmol
-122.4 L = 1.88 g
Problème pratique 3
Une voiture se déplaçant à 16km/h produit 150g de CO par kilomètre. Combien de moles de CO sont produites par kilomètre?
(a) 5.4 (b) 3.4 (c) 5.0 (d) 53.6
La loi des pressions partielles de Dalton
La loi des pressions partielles de Dalton énonce que pour un mélange de gaz, la pression totale du mélange est la somme des pressions partielles des composants des du mélange. Ce principe est la preuve directe d’un des postulats de la théorie cinétique. Il a été démontré que les molécules développent, entre elles des forces d’interaction négligeables. Si chaque molécule se comporte de façon indépen- dante, il en résulte que la pression exercée par une molécule est indépendante de la présence d’une autre molécule. Par conséquent, la pression totale est le résultat de la somme des pressions individuelles des gaz.
Exemple 4
La combustion du gaz méthane produit du dioxyde de carbone et de l’eau. Cal- culez la pression partielle la vapeur de l’eau si la pression totale des produits gazeux est de 6.25 torr ?
Solution
L’équation de la réaction est la suivante : CH4 (g) + 2O2 (g) ➝ CO2 (g) + 2H2O (g)
Selon la loi des pressions partielles de Dalton, la pression totale d’un mélange des gaz est la somme des pressions partielles individuelles.
PT = PA+ PB + PC +…
où Pi est la pression partielle de chaque gaz du mélange.
La pression partielle de chaque composant est obtenue par la multiplication de la fraction de la mole de chaque composant par la pression totale du mélange du gaz. Si PH O
2 est la pression partielle de la vapeur d’eau, nHO
2 , le nombre de moles d’eau produites et nT, le nombre total de moles produites, nous pouvons écrire l’équation suivante en considérant la stœchiométrie de la réaction.
P
H 2 O= n
H2O
