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Le volume occupé par une mole d'une substance est son volume molaire. La loi du gaz parfait, PV = nRT, indique que le volume d'une quantité donnée de gaz et le nombre de moles dans un volume donné de gaz varient en fonction des changements de pression et de température. À la température et à la pression standards, ou TPS (273,15 K et 1 atm), une mole d'un gaz parfait (quelle que soit son identité) a un volume d'environ 22,4 L ; ce que l'on appelle le volume molaire standard.
Par exemple, une mole d'hydrogène, d'oxygène, d'argon ou de dioxyde de carbone occupe 22,4 litres aux TPS. Cela implique que 0,5 mole de tout gaz aux TPS occupe un volume de 11,2 L et, de même, 2 moles de tout gaz aux TPS occupent un volume de 44,8 L.
La loi du gaz parfait est universelle, reliant la pression, le volume, le nombre de moles et la température d'un gaz, quelle que soit l'identité chimique du gaz :
La densité d d'un gaz, en revanche, est déterminée par son identité. La densité est le rapport de la masse sur le volume. Lorsqu'on réorganise l'équation du gaz parfait pour extraire V et qu'on remplace dans l'équation de la densité, cela donne :
Le rapport m/n, c'est à dire masse sur moles, est la définition de la masse molaire, M :
L'équation de la densité peut alors être écrite comme
Cette équation nous indique que la densité d'un gaz est directement proportionnelle à la pression et à la masse molaire, et inversement proportionnelle à la température. Par exemple, le CO2 (masse molaire = 44 g/mol) est plus lourd que le N2 (masse molaire = 28 g/mol) ou l'O2 (masse molaire = 32 g/mol), et il est donc plus dense que l'air. Pour cette raison, le CO2 libéré par un extincteur à CO2 recouvre un incendie, empêchant l'O2 d'atteindre le matériau combustible. Le phénomène des ballons d'air chaud qui s'élèvent dépend de la relation selon laquelle les gaz de masses molaires égales (comme l'air) ont des densités plus faibles à des températures plus élevées, et donc les ballons d'air chaud peuvent voler.
Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 9.3 : Stœchiométrie des substances gazeuses, mélanges gazeux et réactions gazeuses.
Tous les gaz idéaux se conforment, dans le comportement, à une relation particulière entre la pression, le volume, les moles et la température dictée par la loi des gaz idéaux. Dans cette équation, R est la constante de gaz idéale. Le réarrangement de l'équation permet de calculer n'importe laquelle des variables, à condition que les trois autres soient connues.
Par exemple, quel est le volume d'une mole d'un gaz idéal dans des conditions de température et de pression standard? Abrégé en STP, ces conditions sont 0 degré Celsius ou 273 kelvin et un atmosphère. Réarrangeant l'équation et substituant dans les valeurs pour n, 1 mole, température, 273 kelvin, pression, un atmosphère, et la constante de gaz idéale, 0, 08206 litres-atmosphère par mole-kelvin, une mole d'un gaz idéal occupe un volume de 22, 4 litres.
C'est le volume molaire à STP, qui est également une bonne approximation pour de nombreux gaz communs. À des températures plus élevées et à des pressions plus faibles, le gaz se dilate et son volume molaire est plus grand qu'il ne l'est dans des conditions standard. À des températures plus basses et des pressions plus élevées, le volume molaire est plus petit.
Une autre quantité utile d'un gaz est sa densité. Rappelons que le nombre de moles, n, est égal à la masse du gaz, divisée par sa masse molaire. La substitution de cette relation dans l'équation du gaz idéal, puis la réarrangement, donne une expression pour la masse sur le volume ou la densité.
De cette équation, la densité d'un gaz est directement proportionnelle à sa masse molaire. C'est pourquoi les ballons d'hélium flottent loin lorsqu'ils sont libérés à l'extérieur. La masse molaire, et donc la densité, de l'hélium, est beaucoup moins que celle de l'air, qui est principalement l'azote et l'oxygène.
Notez également que la densité et la température sont inversement proportionnels. Ceci est observé lors du pilotage d'un ballon à air chaud. Allumer le brûleur réchauffe les molécules d'air dans le ballon et elles se déplacent plus rapidement.
La pression dans le ballon augmente, mais le ballon est conçu de sorte qu'une partie de l'air s'échappe. Cela rend l'air dans le ballon moins dense que l'air environnant. En raison de cette différence de densité, le ballon monte.
Inversement, le fait d'éteindre le brûleur et d'ouvrir l'évent permet à la chaleur de s'échapper. Lorsque le ballon se contracte, l'air extérieur entre, augmentant la densité dans le ballon à celle de l'environnement. Puis, à cause du poids dans le panier, le ballon descend.
L'équation, une fois réarrangée, nous permet également de calculer la masse molaire d'un gaz inconnu. Supposons qu'un gaz inconnu d'une masse de 12, 5 grammes occupe un volume de 6, 08 litres et exerce une pression de 1, 2 atm à 40 degrés Celsius. La densité du gaz est connue à partir de la masse et du volume donnés.
Ensuite, la température en degré Celsius est convertie en unités de kelvin et substituée dans l'équation avec les valeurs de pression et de la constante de gaz. La résolution de M donne une masse molaire de 44 grammes par mole. Par conséquent, le dioxyde de carbone est le gaz inconnu.
