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Loi des gaz parfaits

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La Loi des gaz parfaits est une relation fondamentale et utile en science car il décrit le comportement des gaz plus communs dans des conditions proches de l’air ambiant.

La Loi des gaz parfaits, PV = nRT, définit la relation entre le nombre de molécules de gaz dans un système fermé et trois variables de système mesurables : pression, température et le volume.

Découlant de la Loi des gaz parfaits de premiers principes repose sur deux hypothèses. Tout d’abord, que les molécules de gaz eux-mêmes n’ont pas de volume. Deuxièmement, les molécules jamais interagissent ou échangent de l’énergie. Les gaz s’écartent de ce comportement idéal à des pressions élevées, où la densité du gaz augmente et le volume réel des molécules de gaz devient important. De même, les gaz s’écartent à des températures extrêmement basses, où les interactions intermoléculaires attractives deviennent importantes. Gaz plus lourds peuvent s’écarter même à température ambiante et pression en raison de leur densité plus élevée et plus fortes interactions intermoléculaires.

Cette vidéo confirme expérimentalement la Loi des gaz parfaits en mesurant les changements dans la densité d’un gaz en fonction de la température et de pression.

La Loi des gaz parfaits est dérivée de quatre relations importantes. Tout d’abord, la Loi de Boyle décrit la relation inversement proportionnelle entre la pression et le volume d’un gaz. Ensuite, Loi de Gay-Lussac stipule que la température et la pression sont proportionnels. De même, la Loi de Charles est une déclaration de la proportionnalité entre la température et le volume. Ces trois relations forment la Loi des gaz combinée, qui permet la comparaison d’un seul gaz à travers plusieurs conditions différentes.

Enfin, Avogadro a estimé que toute deux gaz, qui s’est tenue au même volume, de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules. Parce que les gaz dans les mêmes conditions, généralement le même comportement, une constante de proportionnalité, appelée la constante universelle des gaz (R), pourrait être trouvée pour relier ces paramètres, permettant la comparaison des différents gaz. R a unités d’énergie par température par molécule ; par exemple, joule par kelvin par mole.

La Loi des gaz parfaits est un outil précieux pour comprendre les relations de l’État dans les systèmes gazeux. Par exemple, dans un système de température et pression constantes, l’ajout de plusieurs molécules de gaz entraîne augmentation du volume.

De même, à une température constante dans un système fermé, où aucune des molécules sont ajoutés ou soustraits, la pression d’un gaz est augmentée lorsque le volume est diminué.

Une balance de suspension magnétique peut être utilisée pour confirmer la Loi des gaz parfaits expérimentalement en mesurant les propriétés physiques d’un système. Le poids d’un échantillon solid de masse constante et le volume peuvent servir d’une sonde les propriétés du gaz autour d’elle.

Quand la pression augmente dans le système, à volume constant de système et de la température, la quantité de molécules de gaz dans le système augmente, augmentant ainsi la densité du gaz. L’échantillon solide rigide immergée dans ce gaz est sous réserve de flottabilité, et son poids apparent diminue même si sa masse est inchangée. La variation de la masse volumique du gaz peut être déterminée en raison du principe d’Archimède, qui affirme que le changement dans le poids de l’objet est égal à la variation du poids du gaz qui est déplacé.

Les comportements précis de la masse volumique du gaz sous pression différente et des conditions de température correspond à la Loi des gaz parfaits si les approximations décrites précédemment soient justes, permettant le simple calcul de la constante universelle des gaz, R.

Dans la série suivante d’expériences, une microbalance serviront à confirmer la Loi des gaz parfaits et déterminer la constante universelle des gaz, R, en mesurant la densité de l’hydrogène en fonction de la température et de pression. Tout d’abord, soigneusement nettoyer à l’échantillon, en l’occurrence un bloc en aluminium finement usiné, avec de l’acétone, puis essuyer. Mesurer le volume de l’échantillon en remplissant un gradué cylindre avec assez d’eau pour couvrir l’échantillon distillée. Noter le volume initial. Immerger l’échantillon dans l’eau et noter le changement de volume.

Retirer soigneusement nettoyer et sécher l’échantillon. Ensuite, le charger dans l’équilibre de la suspension magnétique, dans ce cas situé à l’intérieur d’une boîte à gants. Installer la chambre de pression et de température autour de l’échantillon. L’échantillon est maintenant magnétiquement suspendu dans un système fermé, ne pas toucher à un mur.

Évacuer l’environnement de l’échantillon et remplir avec de l’hydrogène gazeux, à une pression de 1 bar.

Mesurer le poids de l’échantillon et l’étiquette comme le poids initial à température ambiante. Ensuite, augmenter la pression au sein de l’échantillon à 2 bars et lui permettre de s’équilibrer. Mesurer le poids à la nouvelle pression. Répétez ces étapes plusieurs fois à un certain nombre de pressions, d’acquérir une série de poids d’échantillonnage à des pressions correspondantes, le tout à température ambiante.

Ensuite, mesurer le poids en fonction de la pression à une température plus élevée. Tout d’abord évacuer l’environnement de l’échantillon, puis augmentez la température à 150 ° C et laisser s’équilibrer. Ensuite, augmenter la pression à 1 bar. Mesurer le poids de l’échantillon et l’étiquette comme le poids initial à 150 ° C et 1 bar. Augmenter la pression, laisser s’équilibrer et mesurer le poids. Répétez ces étapes afin de mesurer une série de poids d’échantillonnage à un éventail de pressions. Pour obtenir plus de données, répétez les séries de mesures de poids à d’autres pressions et températures constantes.

Pour calculer la constante des gaz parfaits, tabuler les valeurs mesurées du poids de l’échantillon à chaque température et pression.

Ensuite, calculer les différences entre toutes les paires de poids d’échantillonnage au sein d’une seule température définie pour obtenir toutes les combinaisons possibles de la variation de poids en fonction du changement de pression, ou Δw. Ce changement est équivalent à la variation du poids de l’hydrogène qui est déplacé par l’échantillon.

De même, de calculer toutes les différences correspondantes dans la pression pour obtenir le changement de pression, ou ΔP. Compiler toutes les paires des variations de poids et de pression pour chaque température. Convertir les unités de température en kelvin et les unités de pression de pascals.

Étant donné que le volume et la température restent constantes pour chaque série de mesures, la Loi des gaz parfaits peut être écrite comme ΔPV = ΔnRT. Étant donné que Δn est égal à Δw divisé par le poids moléculaire de l’hydrogène, calculer chaque valeur de Δn pour chaque valeur de Δw.

Tracer le produit du changement de pression et de volume, l’échantillon en fonction du produit de Δn et de la température. Effectuer une analyse de régression linéaire pour déterminer la pente, qui est égale à la constante universelle des gaz si fait correctement.

L’équation des gaz parfaits est utilisée dans de nombreux scénarios de monde réel, généralement celles effectuées avec des gaz à température et pression ambiantes. Tous les gaz s’écarter du comportement idéal à haute pression ; Toutefois, certains gaz, tels que le dioxyde de carbone, s’écarter plus que d’autres. Dans cette expérience, les déviations de comportement idéal ont été mesurées pour gaz de dioxyde de carbone. La procédure est identique à la précédente expérience menée avec de l’hydrogène.

Une parcelle de volume fois pression versus température fois moles a été tracée, et la constante des gaz parfaits calculée à partir de la pente de la courbe. Le dioxyde de carbone dévié significativement le comportement idéal, même dans les conditions ambiantes. Ce problème a été causé par des interactions intermoléculaires attractives, qui n’a été observée à l’hydrogène.

La Loi des gaz parfaits est utilisée dans l’identification et la quantification des rejets de gaz explosifs dans les échantillons d’air. Ce domaine de recherche est d’une extrême importance pour les militaires et de sécurité.

Ici, les composants explosifs d’un échantillon de gaz ont été quantifiés à l’aide de la chromatographie en phase gazeuse de désorption à température. Les données, ainsi que la Loi des gaz parfaits ont été ensuite utilisés pour quantifier ces substances dangereuses.

Vous avez juste regardé Introduction de JoVE à la Loi des gaz parfaits. Après avoir visionné cette vidéo, vous devez comprendre le concept de la Loi et les situations où l’équation s’applique.

Merci de regarder !

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