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.
