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Théorie cinétique et lois des gaz
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Les observations des différentes propriétés des gaz, telles qu’exprimées par les diverses lois des gaz dérivées par Boyle, Charles, Gay-Lussac et Avogadro, suivent conceptuellement la théorie moléculaire cinétique. La pression exercée par un gaz résulte de l’impact de particules en mouvement constant sur les parois de son récipient. La diminution du volume du récipient, tout en maintenant le nombre de moles et la température constantes, rapproche les particules de gaz, réduisant leur espacement entre les particules.Dans ce volume plus petit, la densité du gaz et la fréquence de collision la fréquence des collisions molécule-paroi augmentent. Par conséquent, la pression exercée par le gaz augmente. La relation inverse entre la pression et le volume est donnée par la loi de Boyle.Ajouter plus de moles de gaz au récipient à température constante augmente la densité du gaz et, par conséquent, la fréquence de collision. Pour maintenir la pression initiale, le volume doit se dilater. Cette relation directe entre le volume et les moles est donnée par la loi d’Avogadro.Maintenant, considérez le nombre de grains de beauté est maintenu constant et la température est élevée. Parce que l’énergie cinétique moyenne des particules de gaz augmente proportionnellement avec la température, les particules entrent en collision plus fréquemment et avec force. Si le volume est maintenu constant alors que la température augmente, la densité du gaz et la fréquence de collision augmentent, et donc la pression augmentera également.La relation directe entre la pression et la température est donnée par la loi de Gay-Lussac. Si, en revanche, la pression doit rester constante avec un nombre constant de moles, alors une augmentation de la température doit s’accompagner d’une augmentation du volume pour répartir les collisions sur une plus grande surface. Cette relation directe entre le volume et la température est donnée par la loi de Charles.Enfin, selon la théorie moléculaire cinétique, les particules de gaz ne s’attirent pas ou ne se repoussent pas. Dans un mélange de différents gaz, les composants agissent indépendamment et leurs pressions individuelles restent inchangées par la présence d’un autre gaz. La pression totale du mélange est donc la somme des pressions partielles individuelles.C’est la loi de Dalton.
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Théorie cinétique et lois des gaz
La vérification de la théorie cinétique des gaz (TCG) et de ses postulats réside dans sa capacité à expliquer et décrire le comportement d’un gaz. Les différentes lois sur le gaz (les lois de Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, d’Avogadro et de Dalton) peuvent être déduites des hypothèses de la théorie cinétique des gaz, qui ont conduit les chimistes à croire que les hypothèses de la théorie représentent exactement les propriétés des molécules de gaz.
La théorie cinétique des gaz explique le comportement des gaz
Sachant que la pression d’un gaz est exercée par des molécules de gaz se déplaçant rapidement et qu’elle dépend directement du nombre de molécules entrant en contact avec une unité de surface de la paroi par unité de temps, la TCG explique conceptuellement le comportement d’un gaz comme suit :
- Loi de Gay-Lussac : si la température est augmentée, la vitesse moyenne et l’énergie cinétique des molécules de gaz augmentent. Si le volume est maintenu constant, la vitesse accrue des molécules de gaz entraîne des collisions plus fréquentes et plus puissantes avec les parois du récipient, ce qui augmente la pression. Ceci est également appelé la loi d’Amontons.
- Loi de Charles : si la température d’un gaz est augmentée, une pression constante ne peut être maintenue que si le volume occupé par le gaz augmente. Cela se traduit par de plus grandes distances moyennes parcourues par les molécules pour atteindre les parois du récipient, ainsi que par une plus grande surface de la paroi. Ces conditions diminueront à la fois la fréquence des collisions molécule-paroi et le nombre de collisions par unité de surface, dont les effets combinés équilibrent l’effet des forces de collision accrues en raison de la plus grande énergie cinétique à une température plus élevée.
- Loi de Boyle-Mariotte : si le volume de gaz diminue, la surface de la paroi du récipient diminue et la fréquence des collisions molécule-paroi augmente, ce qui augmente la pression exercée par le gaz.
- Loi d’Avogadro : à une pression et une température constantes, la fréquence et la force des collisions molécule-paroi sont constantes. Dans de telles conditions, une augmentation du nombre de molécules gazeuses nécessitera une augmentation proportionnelle du volume du récipient afin de réduire le nombre de collisions par unité de surface pour compenser l’élévation de la fréquence des collisions.
- Loi de Dalton : en raison des grandes distances qu’il y a entre elles, les molécules d’un gaz dans un mélange bombardent les parois du récipient avec la même fréquence, que d’autres gaz soient présents ou non, et la pression totale d’un mélange de gaz est égale à la somme des pressions (partielles) des différents gaz.
Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 9.5 : La théorie cinétique-moléculaire.