5.9: Effusion et diffusion

Bien que les molécules de gaz se déplacent à des vitesses énormes (des centaines de mètres par seconde), elles entrent en collision avec d'autres molécules de gaz et se déplacent dans de nombreuses directions différentes avant d'atteindre la cible souhaitée. À température ambiante, une molécule gazeuse subit des milliards de collisions par seconde. Le libre parcourt moyen est la distance moyenne qu'une molécule parcourt entre les collisions. Le libre parcourt moyen est d'autant plus grand que la pression diminue ; en général, le libre parcourt moyen pour une molécule gazeuse est des centaines de fois le diamètre de la molécule

En général, lorsqu'un échantillon de gaz est introduit dans une partie d'un récipient clos, ses molécules se dispersent très rapidement dans tout le récipient ; ce processus par lequel les molécules se dispersent dans l'espace en réponse aux différences de concentration est appelé diffusion. Les atomes ou molécules de gaz n'ont évidemment pas conscience d'un gradient de concentration ; elles se déplacent simplement au hasard — les zones avec des concentration plus élevées ont plus de particules que les zones avec des concentration plus faibles, et donc un mouvement net d'espèces des zones à forte concentration vers les zones à faible concentration a lieu. Dans un environnement fermé, la diffusion se traduira en fin de compte par des concentrations égales de gaz de part et d'autres. Les atomes et molécules de gaz continuent de se déplacer, mais comme leurs concentrations sont les mêmes dans les deux bulbes, les vitesses d'échange entre les bulbes sont égales (aucun échange net de molécules ne se produit). La quantité de gaz passant à travers une zone par unité de temps est la vitesse de diffusion.

La vitesse de diffusion dépend de plusieurs facteurs : le gradient de concentration (l'augmentation ou la diminution de la concentration d'un point à l'autre), la quantité de surface disponible pour la diffusion et la distance que les particules de gaz doivent parcourir.

Un processus impliquant le mouvement d'espèces gazeuses semblables à la diffusion est l'effusion, des molécules de gaz s'échappant par un trou minuscule, tel qu'un trou d'épingle dans un ballon sous vide. Bien que les vitesses de diffusion et d'effusion dépendent toutes deux de la masse molaire du gaz impliqué, leurs vitesses ne sont pas égales ; cependant, les rapports de leurs vitesses sont les mêmes.

Si un mélange de gaz est placé dans un récipient avec des parois poreuses, les gaz s'effusent par les petites ouvertures dans les parois. Les gaz plus légers passent à travers les petits orifices plus rapidement (à une vitesse plus élevée) que les gaz plus lourds. En 1832, Thomas Graham a étudié les vitesses d'effusion de différents gaz et formulé la loi de l'effusion de Graham : la vitesse d’effusion d’un gaz est inversement proportionnelle à la racine carrée de la masse de ses particules :

Cela signifie que si deux gaz, A et B, sont à la même température et à la même pression, le rapport de leurs vitesses d'effusion est inversement proportionnel au rapport des racines carrées des masses de leurs particules :

La relation indique que le gaz plus léger a une vitesse d'effusion plus élevée.

Par exemple, un ballon en caoutchouc rempli d'hélium se dégonfle plus rapidement qu'un ballon rempli d'air parce que la vitesse de l'effusion à travers les pores du caoutchouc est plus rapide pour les atomes d'hélium plus légers que pour les molécules d'air.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 9.4 : Effusion et diffusion des gaz.

Une bouteille de parfum fermée contient une forte concentration de molécules aromatiques gazeuses qui se déplacent constamment et entrent en collision au hasard. Pendant ce temps, l'air à l'extérieur de la bouteille contient essentiellement aucune de ces molécules. Lors de l'ouverture de la bouteille, un gradient de concentration est établi entre ces régions de concentration élevée et faible.

Les molécules continuent de se déplacer de façon aléatoire, avec un mouvement global de la région à forte concentration vers la région à faible concentration. Le mélange spontané et la propagation de liquides ou de gaz en réponse à un gradient de concentration est appelée diffusion moléculaire. La diffusion est un processus lent.

Même si les particules de gaz se déplacent à grande vitesse, les nombreuses collisions provoquent des changements fréquents de vitesse et de direction. La distance moyenne parcourue par une particule entre les collisions est connue sous le nom de chemin libre moyen. Pour une particule de gaz, son trajet libre moyen est influencé par la densité des particules, ce qui affecte également la pression.

Plus la densité des particules augmente, plus la fréquence des collisions augmente. Ainsi, leur chemin libre moyen est plus court. De même, à mesure que la densité des particules diminue, la fréquence de collision diminue, ce qui conduit à un trajet libre moyen plus long.

Différents gaz diffusent à des vitesses différentes, en fonction de la vitesse des particules de gaz. Étant donné que la vitesse moyenne quadratique, ou RMS, et la masse molaire d'un gaz sont inversement liées, les gaz plus légers diffusent plus rapidement que les gaz plus lourds. Considérons un tube de verre entre les réservoirs de quantités égales d'ammoniac et de chlorure d'hydrogène gazeux.

Lorsque les gaz diffusants se rencontrent, ils réagissent pour former un anneau de chlorure d'ammonium. L'anneau est plus proche de l'extrémité chlorure d'hydrogène du tube parce que les molécules d'ammoniac plus légères ont voyagé plus loin dans le tube que les molécules de chlorure d'hydrogène plus lourdes dans le même laps de temps. L'épanchement est un autre processus qui implique le mouvement des molécules de gaz.

C'est la capacité des molécules de gaz à traverser un trou dont le diamètre est beaucoup plus petit que la voie libre moyenne du gaz lui-même en réponse à une différence de pression. C'est pourquoi les ballons d'hélium finissent par se dégonfler-l'hélium efface progressivement à travers de minuscules pores dans le matériau du ballon. Comme la diffusion, le taux d'épanchement dépend de la vitesse RMS et de la masse molaire du gaz.

Plus précisément, le taux d'épanchement est inversement proportionnel à la racine carrée de la masse molaire du gaz. Par conséquent, les gaz plus lourds s'écoulent plus lentement que les gaz plus légers. Pour deux gaz quelconques, le rapport de leurs taux d'épanchement est la racine carrée du rapport inverse de leurs masses molaires.

C'est ce qu'on appelle la loi d'épanchement de Graham. Considérons deux ballons gonflés à la même pression-l'un rempli d'hélium et l'autre d'oxygène. L'hélium a une masse molaire inférieure à l'oxygène, comme le montre la flottabilité du ballon d'hélium dans l'air.

L'application de la loi de Graham à l'hélium et à l'oxygène suggère que l'hélium s'efface 2, 8 fois plus vite que l'oxygène. Ainsi, le ballon d'hélium dégonfle plus rapidement que le ballon d'oxygène.