Lois sur les gaz - Gas laws

Les lois sur les gaz ont été développées à la fin du XVIIIe siècle, lorsque les scientifiques ont commencé à réaliser que les relations entre la pression , le volume et la température d'un échantillon de gaz pouvaient être obtenues, ce qui resterait approximatif pour tous les gaz.

la loi de Boyle

En 1662, Robert Boyle étudia la relation entre le volume et la pression d'un gaz en quantité fixe à température constante. Il a observé que le volume d'une masse donnée d'un gaz est inversement proportionnel à sa pression à température constante. La loi de Boyle, publiée en 1662, stipule qu'à température constante, le produit de la pression et du volume d'une masse donnée d'un gaz parfait dans un système fermé est toujours constant. Elle peut être vérifiée expérimentalement à l'aide d'un manomètre et d'un récipient à volume variable. Il peut également être dérivé de la théorie cinétique des gaz : si un conteneur, avec un nombre fixe de molécules à l'intérieur, est réduit en volume, plus de molécules frapperont une zone donnée des côtés du conteneur par unité de temps, provoquant une plus grande pression .

Voici un énoncé de la loi de Boyle :

Le volume d'une masse donnée d'un gaz est inversement lié à la pression lorsque la température est constante.

Le concept peut être représenté par ces formules :

${\displaystyle V\propto {\frac {1}{P}}}$, ce qui signifie « le volume est inversement proportionnel à la pression », ou

${\displaystyle P\propto {\frac {1}{V}}}$, ce qui signifie « La pression est inversement proportionnelle au volume », ou

${\displaystyle PV=k_{1}}$, ou

${\style d'affichage P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,}$

où P est la pression et V est le volume d'un gaz, et k ₁ est la constante dans cette équation (et n'est pas la même que les constantes de proportionnalité dans les autres équations de cet article).

la loi de Charles

La loi de Charles, ou loi des volumes, a été découverte en 1787 par Jacques Charles. Il indique que, pour une masse donnée d'un gaz parfait à pression constante, le volume est directement proportionnel à sa température absolue , en supposant dans un système fermé.

L'énoncé de la loi de Charles est le suivant : le volume (V) d'une masse donnée d'un gaz, à pression constante (P), est directement proportionnel à sa température (T). En tant qu'équation mathématique, la loi de Charles s'écrit soit :

${\displaystyle V\propto T\,}$, ou

${\displaystyle V/T=k_{2}}$, ou

${\style d'affichage V_{1}/T_{1}=V_{2}/T_{2}}$,

où "V" est le volume d'un gaz, "T" est la température absolue et k ₂ est une constante de proportionnalité (qui n'est pas la même que les constantes de proportionnalité dans les autres équations de cet article).

La loi Gay-Lussac

La loi de Gay-Lussac, la loi d'Amontons ou la loi de la pression a été trouvée par Joseph Louis Gay-Lussac en 1808. Elle stipule que, pour une masse donnée et un volume constant d'un gaz parfait, la pression exercée sur les parois de son récipient est directement proportionnelle à sa température absolue .

En tant qu'équation mathématique, la loi de Gay-Lussac s'écrit soit :

${\displaystyle P\propto T\,}$, ou

${\style d'affichage P/T=k}$, ou

${\style d'affichage P_{1}/T_{1}=P_{2}/T_{2}}$,

où P est la pression, T est la température absolue et k est une autre constante de proportionnalité.

La loi d'Avogadro

La loi d'Avogadro (hypothèse en 1811) stipule que le volume occupé par un gaz parfait est directement proportionnel au nombre de molécules de gaz présentes dans le récipient. Cela donne lieu au volume molaire d'un gaz, qui à STP (273,15 K, 1 atm) est d'environ 22,4 L. La relation est donnée par

${\displaystyle {\frac {V_{1}}{n_{1}}}={\frac {V_{2}}{n_{2}}}\,}$

où n est égal au nombre de molécules de gaz (ou au nombre de moles de gaz).

Lois combinées et des gaz parfaits

Relations entre les lois de Boyle , de Charles , de Gay-Lussac , d' Avogadro , combinées et des gaz parfaits , avec la constante de Boltzmann k _B = R/N _A = nR/N (dans chaque loi, les propriétés encerclées sont variables et les propriétés non encerclées sont maintenues constantes)

La loi combinée des gaz ou équation générale des gaz est obtenue en combinant la loi de Boyle, la loi de Charles et la loi de Gay-Lussac. Il montre la relation entre la pression, le volume et la température pour une masse fixe (quantité) de gaz :

${\displaystyle PV=k_{5}T\,}$

Cela peut aussi s'écrire :

${\displaystyle \qquad {\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}}$

Avec l'ajout de la loi d'Avogadro , la loi des gaz combiné se développe dans la loi du gaz idéal :

${\displaystyle PV=nRT\,}$

où

P est la pression

V est le volume

n est le nombre de moles

R est la constante universelle des gaz

T est la température (K)

où la constante de proportionnalité, maintenant nommée R, est la constante universelle des gaz avec une valeur de 8,3144598 (kPa∙L)/(mol∙K). Une formulation équivalente de cette loi est :

${\displaystyle PV=NkT\,}$

où

P est la pression

V est le volume

N est le nombre de molécules de gaz

k est la constante de Boltzmann (1,381×10 ⁻²³ J·K ⁻¹ en unités SI)

T est la température (K)

Ces équations ne sont exactes que pour un gaz parfait, qui néglige divers effets intermoléculaires (voir gaz réel ). Cependant, la loi des gaz parfaits est une bonne approximation pour la plupart des gaz sous pression et température modérées.

Cette loi a les conséquences importantes suivantes :

1. Si la température et la pression sont maintenues constantes, alors le volume du gaz est directement proportionnel au nombre de molécules de gaz.
2. Si la température et le volume restent constants, alors la pression du gaz change est directement proportionnelle au nombre de molécules de gaz présentes.
3. Si le nombre de molécules de gaz et la température restent constants, alors la pression est inversement proportionnelle au volume.
4. Si la température change et que le nombre de molécules de gaz est maintenu constant, alors la pression ou le volume (ou les deux) changeront en proportion directe de la température.

Autres lois sur le gaz

la loi de Graham

indique que la vitesse à laquelle les molécules de gaz diffusent est inversement proportionnelle à la racine carrée de la densité du gaz à température constante. Combiné avec la loi d'Avogadro (c'est-à-dire puisque des volumes égaux ont un nombre égal de molécules), cela revient à être inversement proportionnel à la racine du poids moléculaire.

La loi de Dalton des pressions partielles

déclare que la pression d'un mélange de gaz est simplement la somme des pressions partielles des composants individuels. La loi de Dalton est la suivante :

${\displaystyle P_{\textrm {total}}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+\cdots +P_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}P_{ je},}$

et tous les gaz composants et le mélange sont à la même température et volume

où P _total est la pression totale du mélange gazeux

P _i est la pression partielle ou la pression du gaz composant au volume et à la température donnés.

La loi d' Amagat des volumes partiels

stipule que le volume d'un mélange de gaz (ou le volume du conteneur) est simplement la somme des volumes partiels des composants individuels. La loi d'Amagat est la suivante :

${\displaystyle V_{\textrm {total}}=V_{1}+V_{2}+V_{3}+\cdots +V_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}V_{ je},}$

et tous les gaz composants et le mélange sont à la même température et pression

où V _total est le volume total du mélange gazeux, ou le volume du récipient,

V _i est le volume partiel ou le volume du gaz composant à la pression et à la température données.

La loi d'Henri

déclare qu'à température constante, la quantité d'un gaz donné dissous dans un type et un volume donnés de liquide est directement proportionnelle à la pression partielle de ce gaz en équilibre avec ce liquide.

${\displaystyle p=k_{\rm {H}}\,c}$

La vraie loi du gaz

formulé par Johannes Diderik van der Waals (1873).

Les références

• Castka, Joseph F.; Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E.; Williams, John E. (2002). Chimie Moderne . Holt, Rinehart et Winston. ISBN 0-03-056537-5.
• Guch, Ian (2003). Le guide complet de l'idiot en chimie . Alpha, Penguin Group Inc. ISBN 1-59257-101-8.
• Zumdahl, Steven S (1998). Principes chimiques . Compagnie Houghton Mifflin. ISBN 0-395-83995-5.

Liens externes

• Médias liés aux lois sur le gaz sur Wikimedia Commons