Loi des gaz parfaits

Un gaz est simplement un échantillon dispersé de matière qui est fluide et se dilate librement pour occuper l’espace disponible. Cependant, un certain nombre de molécules de gaz occupent un volume spécifique sous une température et une pression définies. Nous pouvons décrire le comportement d’un gaz sous ces paramètres en utilisant la loi des gaz parfaits, qui utilise la constante universelle des gaz, R, pour relier toutes ces variables.

La constante universelle des gaz est égale à 8,314 joules par mole Kelvin. Cette équation nous permet de comprendre les relations d’état dans un système gazeux. Par exemple, dans un système de température et de pression constantes, nous savons que l’ajout de plus de moles de gaz entraîne une augmentation du volume. De même, nous pouvons examiner un système de température constante et de moles et voir qu’une diminution du volume entraîne une augmentation de la pression.

L’un des défis est que la loi des gaz parfaits décrit des gaz se comportant idéalement. Alors, qu’entendons-nous par là ? Le comportement idéal suppose que, d’abord, les molécules elles-mêmes sont infiniment petites et n’ont essentiellement aucun volume et que la distance entre les molécules est nettement plus grande que la taille de la molécule individuelle.

Deuxièmement, nous supposons que les molécules sont constamment en mouvement. Toutes les collisions qui se produisent entre les molécules sont élastiques et leur mouvement est sans friction, ce qui signifie que les molécules ne perdent pas d’énergie. Enfin, nous supposons qu’il n’y a pas de forces intermoléculaires agissant entre les molécules et leur environnement.

Malheureusement, la plupart des gaz ne se comportent pas de manière idéale. À très basse température ou à haute pression, les molécules sont très proches les unes des autres et se déplacent lentement, de sorte que les interactions intermoléculaires sont importantes. De même, les gaz de poids moléculaire élevé subissent des interactions accrues en raison de leur grande taille et de leur masse. Cependant, la relation entre les gaz parfaits sert de bonne approximation en général.

Alors, comment utilise-t-on la loi des gaz parfaits pour étudier le comportement d’un gaz en laboratoire ? La pression, le volume et la température sont généralement plus faciles à mesurer, mais qu’en est-il des moles et, par extension, de la masse ?

L’une des façons les plus simples de mesurer la masse d’un gaz est la méthode Dumas. Pour effectuer ce test, une petite quantité d’un composé volatil dans sa phase liquide est placée à l’intérieur d’un tube Dumas, puis le tube est placé dans de l’eau bouillante.

Un composé volatil a une pression de vapeur élevée à température ambiante. La pression de vapeur est la pression exercée par une vapeur en équilibre avec sa phase liquide. Ainsi, un composé volatil à haute pression de vapeur passe rapidement de l’état liquide à l’état gazeux.

Lorsque cela se produit, le gaz nouvellement formé force l’air hors du tube de Dumas de sorte qu’il est uniquement rempli de gaz. Une fois que le tube est retiré du bain-marie et laissé à température ambiante, le gaz se condense pour former à nouveau un liquide. Puisque la masse est conservée, nous savons que la masse du liquide condensé est égale à la masse du gaz qui a rempli le volume connu du tube de Dumas.

Dans cet atelier, vous allez explorer la loi des gaz parfaits en utilisant la méthode Dumas pour déterminer la masse molaire d’une substance volatile inconnue. Vous mesurerez ensuite la température, la pression et le volume du système et verrez dans quelle mesure ce gaz s’écarte de l’idéalité.