Gaz : guide d’étude

Idées clés

Les lois des gaz décrivent comment la pression, le volume, la température et la quantité de gaz dépendent les uns des autres. Dans la plupart des problèmes, la loi des gaz parfaits PV = nRT les couvre toutes à la fois.

• Avec R = 0,08206 L·atm/(mol·K), utilisez la pression en atm, le volume en litres et la température en kelvins. Avec R = 8,314 J/(mol·K), utilisez des pascals et des mètres cubes.
• Boyle : P₁V₁ = P₂V₂ à température constante. Charles : V₁ ÷ T₁ = V₂ ÷ T₂ à pression constante, avec T en kelvins.
• La loi de Dalton dit que la pression d’un mélange est la somme des pressions partielles ; chacune est la fraction molaire multipliée par la pression totale.
• Loi de Graham : les gaz plus légers diffusent plus vite, avec une vitesse proportionnelle à 1 ÷ √M.

Équations clés

• PV = nRT
• P₁V₁ = P₂V₂ (Boyle)
• V₁ ÷ T₁ = V₂ ÷ T₂ (Charles)
• P_total = P₁ + P₂ + …
• rate₁ ÷ rate₂ = √(M₂ ÷ M₁)

Exemple résolu

Quelle est la pression de 2,0 mol de gaz à 300 K dans un récipient de 10,0 L ? P = nRT ÷ V = 2,0 × 0,08206 × 300 ÷ 10,0 = 4,9 atm. D’après Graham, l’hydrogène (2,0 g/mol) diffuse √(32 ÷ 2,0) = 4 fois plus vite que l’oxygène (32 g/mol).

Erreurs fréquentes

• Utiliser des °C au lieu de kelvins. Ajoutez 273,15 avant de substituer.
• Mélanger les unités de R avec celles de la pression et du volume.
• Appliquer la loi des gaz parfaits sans remarquer que la quantité de gaz a changé entre deux états.

Pratique

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