Chimie, secondaire 5 à Montréal • Les gaz

Fiche de révision : les propriétés des gaz (chimie, secondaire 5)

Les lois des gaz sont les plus simples de toute la chimie de secondaire 5, et pourtant elles produisent le plus grand nombre de copies fausses. La raison est toujours la même : les conversions. Cette fiche traite exactement cela, à savoir quelle température, quelle unité de pression, quel volume molaire, et quelle loi selon ce que l'énoncé maintient constant.

Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le chapitre ouvre l'année et sert ensuite dans toute la stœchiométrie gazeuse : une conversion mal apprise ici se paie sur trois chapitres. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.

Le fil du chapitre

Les lois des gaz ne pardonnent rien à deux endroits : la température doit être en KELVINS et la pression dans la même unité que la constante $R$ . Presque tout ce qui se perd dans ce chapitre se joue avant le premier calcul, dans les conversions.

Ce chapitre fait partie de Chimie de cinquième secondaire

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

La mole et la quantité de matière Fiche

L'essentiel

Les conversions, avant toute chose

• Température TOUJOURS en kelvins : $T(K)=T(°C)+273$ . Aucune exception dans tout le chapitre.
• Pressions équivalentes : $101{,}3$ kPa $=760$ mm Hg $=1$ atm. Choisissez une unité et convertissez tout dedans.
• Constante des gaz parfaits : $R=8{,}314$ kPa·L/(mol·K). Elle IMPOSE des kilopascals, des litres, des moles et des kelvins.
• Volume molaire : $22{,}4$ L/mol aux TPN ( $0$ °C et $101{,}3$ kPa) et $24{,}5$ L/mol aux TAPN ( $25$ °C et $101{,}3$ kPa).
• $1$ m³ $=1000$ L, et $1$ mL $=0{,}001$ L. Un volume en millilitres dans $PV=nRT$ donne une réponse mille fois trop grande.

Le volume d'un gaz est proportionnel à la température ABSOLUE, pas à celle en degrés Celsius : la droite ne passe pas par l'origine du graphique, elle coupe l'axe à

-273

°C.

Écrivez la ligne de conversion AVANT le tableau de données. Un correcteur qui voit « $T_{1}=25+273=298$ K » accorde le point même si la suite se trompe.

Les quatre lois, rangées par ce qui reste CONSTANT

• Température constante, loi de Boyle-Mariotte : $P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}$ .
• Pression constante, loi de Charles : $\frac{V_{1}}{T_{1}}=\frac{V_{2}}{T_{2}}$ .
• Volume constant, loi de Gay-Lussac : $\frac{P_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}}{T_{2}}$ .
• Rien de constant, loi générale : $\frac{P_{1}V_{1}}{n_{1}T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{n_{2}T_{2}}$ .
• Un seul état décrit, avec des moles : loi des gaz parfaits $PV=nRT$ .

Les quatre premières comparent DEUX états d'un même gaz et se passent de $R$ . La cinquième décrit UN seul état et exige $R$ . Cette distinction choisit la loi en une seconde.

Ce que la théorie cinétique explique

• Un gaz est fait de particules très éloignées, en mouvement désordonné, dont les chocs sont parfaitement élastiques.
• La PRESSION est la somme des chocs des particules sur les parois : plus de particules ou des chocs plus violents font monter la pression.
• La TEMPÉRATURE absolue mesure l'énergie cinétique moyenne des particules. À $0$ K, ce mouvement cesserait.
• Comprimer le gaz rapproche les parois, donc multiplie les chocs par unité de surface : c'est la loi de Boyle vue de l'intérieur.
• Le modèle du gaz parfait suppose des particules ponctuelles et sans attraction : il cesse d'être valable à haute pression et à basse température.

Les questions de raisonnement demandent presque toujours d'expliquer une loi PAR les chocs. Une réponse qui se contente de citer la formule ne rapporte rien.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Laisser des degrés Celsius dans une loi des gaz

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le gaz passe de $20$ °C à $40$ °C à pression constante, donc son volume DOUBLE. »

Ce qu'il faut écrire

« $\frac{V_{2}}{V_{1}}=\frac{T_{2}}{T_{1}}=\frac{313}{293}=1{,}068$ : le volume n'augmente que de $6{,}8$ %. »

Pourquoi : Une échelle de température n'est proportionnelle que si son zéro est le vrai zéro. Le zéro Celsius est arbitraire, celui des kelvins ne l'est pas : c'est l'arrêt du mouvement des particules.

2. Utiliser 22,4 L/mol à température ambiante

2 à 4 points, et une réponse fausse de 9 %

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $2{,}0$ mol de dioxygène à $25$ °C occupent $2{,}0\times 22{,}4=44{,}8$ L. »

Ce qu'il faut écrire

« À $25$ °C, le volume molaire est $24{,}5$ L/mol : $2{,}0\times 24{,}5=49{,}0$ L. Le $22{,}4$ ne vaut qu'à $0$ °C. »

Pourquoi : Le volume molaire dépend de la température et de la pression. Retenir les deux valeurs avec leurs conditions vaut mieux que d'en retenir une seule et de l'appliquer partout.

3. Mélanger les unités de pression avec la constante des gaz parfaits

toute la question, et la réponse est 7,5 fois trop grande

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $P=740$ mm Hg, $V=2{,}0$ L, $T=298$ K, donc $n=\frac{740\times 2{,}0}{8{,}314\times 298}=0{,}597$ mol. »

Ce qu'il faut écrire

« $R$ est en kPa·L/(mol·K), donc je convertis d'abord : $740\times\frac{101{,}3}{760}=98{,}6$ kPa, puis $n=\frac{98{,}6\times 2{,}0}{8{,}314\times 298}=0{,}0796$ mol. »

Pourquoi : La constante $R$ porte ses unités dans son énoncé. Toute grandeur qui entre dans $PV=nRT$ doit être exprimée dans ces unités là, sans exception.

4. Appliquer la loi de Boyle alors que la température a changé

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le gaz passe de $2{,}0$ L à $1{,}0$ L pendant qu'on le chauffe : $P_{2}=2P_{1}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« La température n'est pas constante, la loi de Boyle ne s'applique pas. J'utilise la loi générale : $\frac{P_{1}V_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{T_{2}}$ . »

À température constante, halver le volume DOUBLE la pression : la relation est une hyperbole et non une droite, et le produit

PV

reste égal à

200

kPa·L en tout point.

Pourquoi : Chacune des trois lois simples porte une condition dans son énoncé. Vérifier cette condition prend deux secondes et évite d'utiliser une loi hors de son domaine.

5. Confondre la pression partielle et la pression totale

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le mélange est à $150$ kPa et contient trois gaz, donc chacun exerce $150$ kPa. »

Ce qu'il faut écrire

« Loi de Dalton : $P_{tot}=P_{1}+P_{2}+P_{3}=150$ kPa. Chaque pression partielle vaut $P_{i}=x_{i}P_{tot}$ , où $x_{i}$ est la fraction molaire. »

Pourquoi : Chaque gaz d'un mélange se comporte comme s'il était SEUL dans le récipient. La pression totale est la somme de ces contributions, pas la valeur commune à chacune.

6. Croire qu'un gaz plus lourd occupe plus de place

3 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Une mole de dioxyde de carbone est plus lourde qu'une mole d'hélium, donc elle occupe plus de volume. »

Ce qu'il faut écrire

« Loi d'Avogadro : à mêmes température et pression, une mole de N'IMPORTE quel gaz occupe le même volume, $22{,}4$ L aux TPN. Les molécules sont si éloignées que leur taille et leur masse ne changent rien. »

Pourquoi : Dans un gaz, le volume est occupé par du VIDE, pas par les molécules. C'est ce qui distingue radicalement un gaz d'un liquide ou d'un solide, où la taille des particules décide du volume.

7. Appliquer la loi des gaz parfaits à un gaz sous très haute pression

2 points sur une question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La bouteille de plongée est à $20\,000$ kPa, donc $n=\frac{PV}{RT}$ donne exactement la quantité d'air. »

Ce qu'il faut écrire

« À cette pression, le gaz n'est plus parfait : le volume des molécules et leurs attractions comptent, et $\frac{PV}{nRT}$ s'écarte de $1$ . Le calcul ne donne qu'un ordre de grandeur. »

La loi des gaz parfaits n'est exacte qu'à basse pression : au-delà de quelques centaines de kilopascals, le rapport

\frac{PV}{nRT}

s'écarte nettement de

1

Pourquoi : Le modèle du gaz parfait suppose des particules ponctuelles et sans interaction. Ces deux hypothèses tombent quand on comprime beaucoup ou quand on refroidit près de la liquéfaction.

8. Inverser un rapport dans la loi générale

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On chauffe le gaz, donc $V_{2}=V_{1}\times\frac{T_{1}}{T_{2}}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« On chauffe, donc le volume doit AUGMENTER : $V_{2}=V_{1}\times\frac{T_{2}}{T_{1}}$ , avec $T_{2}>T_{1}$ , ce qui donne bien un facteur supérieur à $1$ . »

Pourquoi : Plutôt que de mémoriser l'ordre des indices, décidez du SENS attendu avant de calculer, puis placez le rapport qui donne ce sens. C'est infaillible et cela prend cinq secondes.

Quelle méthode choisir

Quelle loi des gaz utiliser

Comptez d'abord les ÉTATS décrits par l'énoncé, puis cherchez ce qui reste constant entre eux.

Si UN seul état, et l'énoncé parle de moles, de masse ou de masse molaire → $PV=nRT$ , avec $R=8{,}314$ et tout en kPa, L, mol, K

Exemple : $n=\frac{98{,}6\times 2{,}0}{8{,}314\times 298}=0{,}0796$ mol

c'est aussi la voie pour identifier un gaz inconnu par sa masse molaire
Si DEUX états, la TEMPÉRATURE est constante → Boyle : $P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}$

Exemple : $2{,}0$ L à $100$ kPa comprimés à $1{,}0$ L donnent $200$ kPa
Si DEUX états, la PRESSION est constante → Charles : $\frac{V_{1}}{T_{1}}=\frac{V_{2}}{T_{2}}$

Exemple : de $293$ K à $313$ K, le volume croît de $6{,}8$ %
Si DEUX états, le VOLUME est constant, récipient rigide → Gay-Lussac : $\frac{P_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}}{T_{2}}$

Exemple : une bouteille fermée chauffée de $293$ à $373$ K voit sa pression croître de $27$ %

les mots « récipient rigide », « bouteille scellée » ou « bonbonne » annoncent cette branche
Si DEUX états et RIEN n'est constant → loi générale : $\frac{P_{1}V_{1}}{n_{1}T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{n_{2}T_{2}}$

Exemple : ballon-sonde : $5{,}00\times\frac{101{,}3}{26{,}5}\times\frac{223}{293}=14{,}6$ m³

Les trois lois simples sont des cas particuliers de la loi générale. En cas de doute, écrivez la loi générale et barrez les termes égaux : vous ne pouvez pas vous tromper de branche.

Quelle unité choisir

Regardez si votre calcul fait intervenir $R$ ou un rapport entre deux états.

Si le calcul utilise $R=8{,}314$ → tout en kPa, L, mol et K, sans exception

Exemple : $740$ mm Hg deviennent $98{,}6$ kPa, $250$ mL deviennent $0{,}250$ L
Si le calcul est un RAPPORT entre deux états → n'importe quelle unité de pression et de volume, pourvu que ce soit la MÊME des deux côtés

Exemple : $P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}$ marche en mm Hg et en mL

la température, elle, doit rester en kelvins même dans un rapport
Si le calcul utilise un VOLUME MOLAIRE → vérifier les conditions : $22{,}4$ L/mol à $0$ °C, $24{,}5$ L/mol à $25$ °C

Exemple : $2{,}0$ mol à $25$ °C occupent $49{,}0$ L et non $44{,}8$ L
Si l'énoncé donne une MASSE VOLUMIQUE en g/L → $M=\rho\times V_{molaire}$ aux conditions données

Exemple : $1{,}25$ g/L aux TPN donne $M=1{,}25\times 22{,}4=28{,}0$ g/mol, donc du diazote

La température fait exception à la règle des rapports : elle doit être en kelvins PARTOUT, y compris dans une simple proportion, parce que l'échelle Celsius n'a pas de vrai zéro.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Un problème de loi générale des gaz

Quand l'utiliser : L'énoncé décrit deux états d'un même gaz et en demande une grandeur manquante.

1 Dresser un tableau à deux colonnes, état 1 et état 2, avec $P$ , $V$ , $T$ et $n$ .
2 Écrire les CONVERSIONS sur une ligne à part : les kelvins d'abord, puis les unités de pression et de volume.
3 Nommer ce qui reste constant et en déduire la loi, en la citant par son nom.
4 Écrire la loi sous forme littérale, isoler l'inconnue, puis substituer.
5 Vérifier le SENS de la variation avant de conclure : chauffer dilate, comprimer augmente la pression.
6 Conclure par une phrase avec la valeur et l'unité.

Phrase de conclusion

« En s'élevant à $10$ km, le ballon voit son volume passer de $5{,}00$ m³ à $14{,}6$ m³, soit près de trois fois plus. »

Le piège : Sauter la ligne des conversions parce que « c'est évident ». C'est justement là que se produit l'erreur la plus fréquente du chapitre, et le point est perdu sans recours.

Barème : 1 point pour le tableau, 1 point pour les conversions écrites, 1 point pour la loi nommée, 2 points pour la résolution, 1 point pour la phrase.

Identifier un gaz inconnu

Quand l'utiliser : L'énoncé donne une masse et un volume, ou une masse volumique, et demande de quel gaz il s'agit.

1 Convertir toutes les données en kPa, L et K.
2 Calculer la quantité de matière par $n=\frac{PV}{RT}$ .
3 Calculer la masse molaire par $M=\frac{m}{n}$ , en g/mol.
4 Comparer aux masses molaires des gaz courants : $2$ pour le dihydrogène, $4$ pour l'hélium, $28$ pour le diazote, $32$ pour le dioxygène, $44$ pour le dioxyde de carbone.
5 Conclure en nommant le gaz ET en donnant sa formule.

Phrase de conclusion

« La masse molaire vaut $28{,}0$ g/mol : il s'agit du diazote, $N_{2}$ . »

Le piège : Répondre par une masse molaire sans nommer le gaz. La question demande une identification, et la moitié des points est sur le nom.

Barème : 1 point pour les conversions, 2 points pour la quantité de matière, 1 point pour la masse molaire, 1 point pour l'identification nommée.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

La variation va-t-elle dans le bon sens

Décidez du sens attendu AVANT de calculer : chauffer dilate, comprimer augmente la pression, monter en altitude fait gonfler. Comparez ensuite votre réponse à cette attente.

Un ballon qui rétrécirait en montant signale un rapport de pressions inversé.
La température est-elle en kelvins

Relisez la ligne de données : toute température doit dépasser $200$ dans un calcul de gaz de ce chapitre. Un $25$ qui traîne est un degré Celsius oublié.

$\frac{V_{1}}{20}=\frac{V_{2}}{40}$ donnerait un doublement du volume, alors que la vraie réponse est $+6{,}8$ %.
L'ordre de grandeur de la quantité de matière

Une mole de gaz occupe environ $22$ à $25$ L dans les conditions courantes. Un litre de gaz contient donc environ $0{,}04$ mol.

Un $n=0{,}6$ mol trouvé pour $2$ L à pression ambiante est sept fois trop grand : cherchez des mm Hg laissés dans la formule.
La masse molaire tombe-t-elle sur un gaz connu

Une masse molaire de gaz au secondaire vaut presque toujours $2$ , $4$ , $16$ , $28$ , $32$ , $44$ ou $64$ g/mol. Une valeur intermédiaire signale une erreur de conversion.

Un $M=280$ g/mol trahit un volume laissé en millilitres, et un $M=2{,}8$ un facteur $10$ perdu.
La somme des pressions partielles

Dans un mélange, additionnez vos pressions partielles : leur somme doit redonner exactement la pression totale, et la somme des fractions molaires doit valoir $1$ .

Trois pressions partielles qui totaliseraient $180$ kPa dans un mélange à $150$ kPa signalent une fraction molaire calculée sur le mauvais total.

L'exercice type décortiqué

Le ballon-sonde météorologique

Au sol, un ballon-sonde rempli d'hélium occupe $5{,}00$ m³ sous une pression de $101{,}3$ kPa et à une température de $20$ °C.

À $10$ km d'altitude, la pression n'est plus que de $26{,}5$ kPa et la température tombe à $-50$ °C.

Calculez le volume du ballon à cette altitude, puis la quantité d'hélium qu'il contient et sa masse. La masse molaire de l'hélium vaut $4{,}00$ g/mol.

La chute de pression multiplierait à elle seule le volume par

3{,}8

; le froid de la haute atmosphère en reprend un quart, et le ballon se stabilise à

14{,}6

m³.

Étape 1

Conversions : $T_{1}=20+273=293$ K et $T_{2}=-50+273=223$ K. Les pressions sont déjà en kPa, les volumes en m³ des deux côtés.

Pourquoi

Cette ligne s'écrit avant tout le reste. Ici les volumes peuvent rester en mètres cubes parce que la loi générale est un RAPPORT : seule la température exige une unité imposée.

Étape 2

La quantité d'hélium ne change pas, donc $n_{1}=n_{2}$ et la loi générale se réduit à $\frac{P_{1}V_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{T_{2}}$ .

Pourquoi

Le ballon est fermé : c'est ce qui autorise à barrer les moles. Le dire explicitement vaut un point, et c'est ce qui distingue ce problème d'un gonflage où $n$ change.

Étape 3

$V_{2}=V_{1}\times\frac{P_{1}}{P_{2}}\times\frac{T_{2}}{T_{1}}=5{,}00\times\frac{101{,}3}{26{,}5}\times\frac{223}{293}$ .

Pourquoi

On écrit la formule sous forme de deux facteurs correctifs, un par effet. Chacun se contrôle séparément : la pression baisse donc le premier facteur doit dépasser $1$ , la température baisse donc le second doit être inférieur à $1$ .

Étape 4

Facteur de pression : $\frac{101{,}3}{26{,}5}=3{,}823$ . Facteur de température : $\frac{223}{293}=0{,}761$ . Donc $V_{2}=5{,}00\times 3{,}823\times 0{,}761=14{,}6$ m³.

Pourquoi

Calculer les deux facteurs séparément est ce qui rend l'erreur impossible : un facteur de température supérieur à $1$ sauterait aux yeux, alors qu'il passerait inaperçu noyé dans une seule fraction.

Étape 5

Quantité d'hélium, avec l'état au sol : $V_{1}=5{,}00$ m³ $=5000$ L, donc $n=\frac{PV}{RT}=\frac{101{,}3\times 5000}{8{,}314\times 293}$ .

Pourquoi

Ici, et seulement ici, on passe aux litres : la constante $R$ l'exige. Utiliser l'état au sol plutôt que celui en altitude ne change rien puisque $n$ est constante, mais les nombres y sont plus sûrs.

Étape 6

$n=\frac{506\,500}{2436}=208$ mol.

Pourquoi

Contrôle immédiat : $5000$ L divisés par environ $24$ L/mol donneraient $208$ mol. L'accord avec le calcul complet confirme que ni le volume ni la pression n'ont changé d'unité en route.

Étape 7

Masse : $m=n\,M=208\times 4{,}00=832$ g, soit environ $0{,}83$ kg d'hélium.

Pourquoi

L'ordre de grandeur est parlant : moins d'un kilogramme de gaz remplit cinq mètres cubes. C'est ce qui rend le ballon-sonde possible, et c'est un bon contrôle de plausibilité.

Étape 8

Vérification par l'état en altitude : $n=\frac{26{,}5\times 14\,550}{8{,}314\times 223}=208$ mol, identique.

Pourquoi

Recalculer $n$ à partir de l'autre état utilise le résultat $V_{2}$ et boucle le problème : si les deux valeurs coïncident, c'est que $V_{2}$ est juste.

Conclusion rédigée

« À $10$ km d'altitude, le ballon occupe $14{,}6$ m³, soit près de trois fois son volume au sol, et il contient $208$ mol d'hélium, c'est-à-dire environ $832$ g. »

L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est de garder les degrés Celsius, ce qui donne un facteur de température de $\frac{-50}{20}=-2{,}5$ et un volume NÉGATIF. L'absurdité saute aux yeux ici, mais elle passe inaperçue dès que les deux températures sont positives.

À savoir par cœur

• $T(K)=T(°C)+273$ , TOUJOURS, y compris dans un simple rapport.
• $101{,}3$ kPa $=760$ mm Hg $=1$ atm. $R=8{,}314$ kPa·L/(mol·K) impose kPa, L, mol et K.
• Boyle si $T$ constante, Charles si $P$ constante, Gay-Lussac si $V$ constant, loi générale sinon.
• $22{,}4$ L/mol à $0$ °C et $101{,}3$ kPa ; $24{,}5$ L/mol à $25$ °C et $101{,}3$ kPa.
• Loi d'Avogadro : à mêmes $T$ et $P$ , une mole de n'importe quel gaz occupe le même volume.
• Loi de Dalton : $P_{tot}=\sum P_{i}$ , et $P_{i}=x_{i}P_{tot}$ avec $x_{i}$ la fraction molaire.
• $M=\rho\times V_{molaire}$ : une masse volumique de $1{,}25$ g/L aux TPN donne $28{,}0$ g/mol.
• Le modèle du gaz parfait tombe à haute pression et à basse température, quand les molécules se touchent et s'attirent.

Questions fréquentes

Pourquoi faut-il convertir en kelvins dans les lois des gaz ?

Parce que ces lois expriment des proportionnalités, et qu'une proportionnalité exige une échelle dont le zéro est un vrai zéro. Le zéro Celsius est arbitraire, c'est simplement la fusion de la glace. Le zéro kelvin, lui, correspond à l'arrêt du mouvement des particules. Sans conversion, doubler la température en Celsius donnerait un résultat qui n'a aucun sens physique.

Quand utiliser 22,4 litres par mole et quand utiliser 24,5 ?

Vingt-deux virgule quatre litres par mole vaut aux conditions normales, c'est-à-dire zéro degré Celsius et cent un virgule trois kilopascals. Vingt-quatre virgule cinq litres par mole vaut aux conditions ambiantes, soit vingt-cinq degrés Celsius et la même pression. Lisez la température de l'énoncé avant de choisir : l'écart entre les deux est de neuf pour cent.

Comment savoir quelle loi des gaz utiliser ?

Comptez le nombre d'états décrits. Si l'énoncé n'en décrit qu'un et parle de moles ou de masse, utilisez la loi des gaz parfaits. S'il en décrit deux, cherchez ce qui reste constant : la température donne Boyle, la pression donne Charles, le volume donne Gay-Lussac, et si rien n'est constant, utilisez la loi générale.

Est-ce qu'une mole de dioxyde de carbone occupe plus de place qu'une mole d'hélium ?

Non. Aux mêmes température et pression, une mole de n'importe quel gaz occupe exactement le même volume : c'est la loi d'Avogadro. Dans un gaz, l'essentiel du volume est du vide entre les molécules, et leur taille comme leur masse n'y changent rien. La molécule de dioxyde de carbone est bien plus lourde, mais elle n'occupe pas plus de place.

Qu'est-ce qu'une pression partielle ?

C'est la pression qu'exercerait un gaz s'il était seul dans le récipient. Dans un mélange, chaque gaz exerce sa propre pression partielle, indépendamment des autres, et la loi de Dalton dit que la pression totale est simplement la somme de toutes ces pressions. On calcule chacune en multipliant la pression totale par la fraction molaire du gaz concerné.

Quand la loi des gaz parfaits cesse-t-elle d'être valable ?

Elle repose sur deux hypothèses : les molécules sont ponctuelles et elles ne s'attirent pas. Ces deux hypothèses tombent quand on comprime beaucoup le gaz, parce que le volume des molécules devient comparable à celui du récipient, et quand on le refroidit près de sa liquéfaction, parce que les attractions deviennent sensibles. À pression et température ordinaires, le modèle reste excellent.

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Exercices corrigés : Les propriétés des gaz

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
150 minutes

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Les chapitres qui le réclament en amont, plus tard dans l'année ou dans les années suivantes.

Stœchiométrie gazeuse et mélanges de gaz Les gaz : Dalton, cinétique et gaz réelsChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)

Voir aussi

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