Chimie c1010

La loi des pressions partielles (Loi de Dalton)

La loi des pressions partielles stipule que, à une température donnée, la pression totale d'un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles exercées par chacun des gaz composant le mélange.

L’homme de science anglais John Dalton (1766-1844) a observé que, dans un mélange constitué de plusieurs gaz, la somme totale de chacune des pressions exercées par les différents gaz correspond à la pression totale du mélange. Ainsi, chaque gaz agit dans un mélange comme s'il était seul à occuper tout l'espace disponible dans le contenant. Chaque gaz exerce donc une pression identique à s'il était seul, son comportement n'étant pas influencé par la présence des autres gaz.

Représentation graphique de la loi des pressions partielles: On retrouve, à gauche, les pressions exercées par les gaz A et B s'ils étaient seuls dans le contenant. On retrouve, à droite, la pression exercée par le mélange des gaz A et B dans le même contenant. On peut remarquer que la pression du mélange est égale à la somme des pressions exercées par chaque gaz individuellement.

Source

La pression individuelle exercée par chacun des gaz d'un contenant est appelée pression partielle.

Cette pression ne représente qu'un partie de la pression totale exercée par tous les gaz contenus dans le récipient. Mathématiquement, on peut exprimer la loi des pressions partielles, aussi nommée loi de Dalton, de la façon suivante:  

Loi de Dalton :

|P_{totale} = P_{1} + P_{2} + P_{3} + P_{4} ...|

|P_{totale}| représente la pression totale (en kPa ou en mm Hg)
|P_{1}| représente la pression partielle du gaz 1 (en kPa ou en mm Hg)
|P_{2}| représente la pression partielle du gaz 2 (en kPa ou en mm Hg)
|P_{3}| représente la pression partielle du gaz 3 (en kPa ou en mm Hg)
|P_{4}| représente la pression partielle du gaz 4 (en kPa ou en mm Hg)

Cette loi s'applique à tout mélange de gaz, peu importe le nombre de gaz qui constituent le mélange. Elle s'applique d'ailleurs lorsqu'on recueille un gaz par déplacement d'eau. Lors de cette technique, une certaine quantité de vapeur d'eau se trouve mélangée au gaz obtenu. Pour calculer la pression réelle exercée par le gaz, il faut donc soustraire la pression de la vapeur d'eau à la pression totale du mélange recueilli.

On peut aussi déterminer la pression partielle exercée par un gaz en multipliant la pression totale du mélange par la proportion molaire que le gaz représente dans le mélange. La formule à employer est alors la suivante:

|\displaystyle P_{1} = P_{totale}\times \frac{n_{1}}{n_{total}}|

|P_{1}| représente la pression partielle du gaz 1 (en kPa ou en mm Hg)
|P_{totale}| représente la pression totale (en kPa ou en mm Hg)
|n_{1}| représente la quantité de gaz 1 (en mol)
|n_{total}| représente la quantité totale du mélange de gaz (en mol)

 

Un ballon contient un mélange de 36 g de dioxyde de carbone (|CO_{2}|) et de 6,0 moles de diazote (|N_{2}|). La pression totale du système est de 253 kPa. Quelle est alors la pression partielle de chacun de ces gaz ?
 
1. Identification des données du problème:
|n_{1} = \displaystyle \frac {m}{M} = \frac {36 g}{44g/mol} = 0,82 \text { mol de }CO_{2}|
|n_{2} = 6,0 \text { mol de }N_{2}|
|n_{total} = (0,82 + 6,0) \text { mol} = 6,82 \text {mol }|
|P_{totale} = 253 kPa |

2. Calcul de la pression partielle du |CO_{2}|:
|P_{1} = \displaystyle  P_{totale}\times \frac{n_{1}}{n_{total}}|
|P_{1} = \displaystyle 253 kPa\times \frac{0,82mol}{6,82mol}|
|P_{1} = 30,4 kPa|

3. Calcul de la pression partielle du |N_{2}|:
|P_{2} = \displaystyle P_{totale}\times \frac{n_{2}}{n_{total}}|
|P_{2} = \displaystyle 253 kPa\times \frac{6,0mol}{6,82mol}|
|P_{2} = 222,6 kPa|

4. Vérification de la pression totale:
|30,4 kPa + 222,6 kPa = 253 kPa|

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