Laboratoire Constante de gaz parfaits

Laboratoire 7 : La constante des gaz parfaits

Théorie :

Le but de ce laboratoire est de développer une technique afin de déterminer la constante des gaz parfaits, puis la tester expérimentalement. La loi des gaz parfaits mentionne que la constante (se symbolisant par la lettre R) met en relation la pression, le volume, la température et la quantité de gaz à un moment donné. Elle est égale à 8,314 kPa·L/mol·K. Un gaz parfait est un gaz qui répond aux caractéristiques suivantes : ses particules n’ont aucune interaction entre elles; ses particules rebondissent sans aucune perte d’énergie (leurs collisions sont parfaitement élastiques); on peut abaisser sa température jusqu’à 0 K sans qu’il se liquéfie. Il n’existe pas de gaz parfait dans la vraie vie. On parle plutôt de gaz réels dont les caractéristiques se rapproche d’un gaz parfait à haute température et à basse pression. Donc la constante des gaz parfait peut varier puisqu’on utilise des gaz réels. On la calcule de cette façon :

1)

Afin de réaliser l’expérience, le gaz réel que nous allons utiliser est le dioxygène (O2). Nous devrons être au courant de la valeur de toutes les variables afin de trouver R. La pression durant l’expérience est de 102,81 kPa et la température est de 23,8ºC ou 296,8 K. Nous devons mettre la température en Kelvin pour que nos calculs soit proportionnel. Nous utiliserons quatre volumes pour l’expérience pour vérifier la constante que nous observerons dans le graphique. Afin de trouver le nombre de moles du O2, nous devrons commencer par trouver sa masse. Le calcule suivant montre comment trouver la masse du gaz :

2)

Nous devrons aussi calculer le nombre de moles à partir de la masse et la masse molaire, qui est de 32,00 g/mol pour le dioxygène, avec le calcul suivant :

3)

Donc, pour réaliser le laboratoire, nous devrons mesurer la masse de la seringue vide à quatre différents volumes, ensuite la remplir de O2 et mesurer sa masse. Faire les calculs ci-dessus pour arriver à trouver le nombre de mol du O2. Pour finir, nous ferons un graphique qui mettra en relation la quantité de gaz et la température, et la pression et le volume. Les calculs suivants nous permettrons de trouver les données à mettre sur l’axe des x et des y.

4)

5) y = P·V

Ainsi, le taux de variation correspondra à la constante des gaz parfaits. Notre hypothèse est que la constante sera près de la constante des gaz parfait sans être égale à celle-ci car nous utilisons un gaz réel et non un gaz parfait.

Matériel :

- Seringue de 140mL - du dioxygène (O2)

- Bouchon de la seringue - une balance

- un clou

Manipulations :

1-Faire le vide de la seringue à 140mL, à 95mL, à 55mL et à 15mL. Les peser. Noter leur masse.

2-Remplir la seringue de O2 à 140mL, la peser et noter sa masse.

3-Répéter l’étape 2 pour un volume de 95mL, de 55mL et de 15mL.

4-Faire le calcul pour trouver la masse de O2 pour chaque volume.

5-Faire le calcul pour trouver le nombre de moles de chaque volume de la seringue.

6-Faire les calculs pour trouver les données à mettre sur l’axe des x et des y.

7-Faire un graphique mettant en relation n, T, P et V.

Résultats :

Tableau 1 : Masse de la seringue et du O2 et nombre de mole selon quatre volumes.

Tableau 2 : Coordonnées du graphique 1.

Tableau 3 : Données des constantes durant l’expérience.

Calcul 1 : Trouver la masse du O2

Calcul 2 : Trouver le nombre de mole de O2 pour le volume de 140mL

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