Gaz parfait

et pas de forme propre. Gaz : FAI nul, particules pouvant être très espacées et pas de position particulière. Aspect dynamique : Mouvement rectiligne sur de longue distance. Pas de volume déterminé ni de forme propre. Lois pour les exercices : Loi de Boylle-Mariotte : Pour une masse donnée d'un gaz maintenu à une température constance, le produit de sa pression par son volume est une constante : P.V= constante Loi de Charles : Pour une masse donnée d'un gaz, dont le volume est maintenu

A.Volume fixe: Loi de charles 1. Un gaz est enfermé dans un récipient rigide à la pression de 950 hpa et sa température est de 20°C. a)Que vaut sa pression si la température passe à 40°C?Rep:1015hpa b)Que vaut sa pression si la température pas...se à 0°C? R: 885hPa c) Que doit valoir la température pour que la pression double? R: 313°C 2.Un gaz est enfermé dans un volume donné, sa pression valant 500hpa et sa température 20°C. a)Que doit valoir la température pour que la pression tombe à

transformation : elle ne dépend que de l'état initial et final VARIATIONS :   GAZ PARFAIT : MONOATOMQUES → (+ certains considérés comme tel en expérimentation) MELANGE DE GP « IDEAL » ↔ X interaction° entre les Mol. des différents G. 1 Gaz = 1 FRAC° MOLAIRE abc (ni : nombre moles du constituant i / N : nombre total de moles du mélange). PRE° PARTIELLE Pi du Gaz initial ds mélange GP = Pression qu'aurait le Gaz initial s'il occupait le même volume.Total. → loi de Dalton, on a : et Réactions

du liquide Noter le volume qu’occupe le gaz dans la burette, la température de la classe, la pression atmosphérique. Recommencer pour un deuxième essai Tableau de résultats : Avant la réaction Après la réaction Taille du réactif Masse du réactif 1 (g ± 0,001) Masse du réactif 2 (ml ± 0,1) Volume de gaz recueilli (ml ± 0,1) Température ambiante (°C ± 0,5) Pression atmosphérique (cmHg ± 0,05) petit moyen Calculs : Nombre de mole Loi des gaz parfait Manipulations : Prendre la température

ajouter la condition d’équilibre chimique, avec une composition uniforme. 5-Equation d’état L’équation d’état d’un système est la relation entre ces paramètres d’état. Exemples o L’équation d’état d’une mole de gaz parfait monoatomique est : PV nRT = o L’équation d’état d’un gaz réel est : 2 2 ( )( ) a P n v nb nRT v +−= 6-Transformation d’un système Une transformation est l’évolution d’un système d’un état d’équilibre initial à un état d’équilibre final. Transformation réversible

d’un échantillon solide ou liquide en utilisant la masse volumique µ : n = m/M = (µ x V) / M 3. Pour un gaz a) Par le volume : on appelle volume molaire Vm (en L.mol-1), le volume occupé par une mole de gaz. Ce dernier est identique quelque soit la nature du gaz pour une température et une pression donnée. On a alors : n = V / Vm b) Par la pression : grâce à l’équation d’état du gaz parfait, on sait que PV = nRT d’où n = PV / RT avec P la pression en Pa, V le volume en m3, T la température en

conclure. 5/20 G.P. DS 09 20 Février 2009 V. Thermodynamique (réaction d'oxydation du dioxyde de soufre) Données: T  K = ° C 273,15 1 bar=105 Pa Constante des gaz parfaits: Pression standard de référence: R=8,3145 J.mol −1 . K −1 P °=1 bar Propriétés thermodynamiques des composés dans l’état gaz parfait: Composé Enthalpie standard de formation Entropie standard Capacité thermique  f H ° 25 ° C  kJ.mol −1 S ° 25 ° C  J.mol . K −1 −1 CP° J.mol . K 47,8 −1 −1 SO

révolution du satellite. 2-d) 2 2 On mesure la puksation de l’oscillateur Ω = ω12 − 3ω0 et on déduit ω0 et puis ar = r0ω0 http://cpge-casablanca.hautetfort.com/ M-ELABDALLAOUI 5/12 Cours 1e principe 1er et 2e loi de JOULE Le travail Loi du gaz parfait Transformation monotherme monobare isochore isobare isotherme adiabatique cyclique Isotherme d’Andrews Théorème des moments Développement limités L’entropie Second principe  1 T V  S (T ,V ) = nR  ln + ln  + S (T0 ,V0 ) V0   γ − 1 T0  γ

chimiques produisant de l’énergie. 1.1- Combustibles et comburants Les combustibles sont très nombreux : pratiquement tous les composés contenant l’élément carbone (C) ou hydrogène (H). Les combustibles les plus utilisés sont les hydrocarbures : - Gaz : méthane, propane, butane,… - Liquide : pétrole, huiles,… - Solide : paraffines les produits organiques naturels : - bois, végétaux - graisses et le charbon. Les comburants sont plus rares : - L’oxygène dans la plupart des cas - L’ozone, le

kJ.K-1 (eau + récipient + accessoires). On y introduit 0,75 g de glucose et on mesure la température avant la combustion soit Ti = 20,12°C et après Tf = 21,16°C. Calculer l'enthalpie molaire de combustion du glucose à 20,12°C en supposant les gaz parfaits dans le calorimètre. Données en J.K-1mol-1: • Cv (CO2g) = 31,77; • Cv (H2Ol) = 75,24; • Cv (O2g) = 18,39. Page 1 Claude ANIES  EduKlub S.A. Tous droits de l’auteur des œuvres réservés. Sauf autorisation, la reproduction