Zone d’entraide

BleuetComique7292

Je ne comprend pas les lois sur les pressions partielles des gaz. Par exemples, quand deux bonbonnes à pression et aux nombre de mole de mole différent se joignent, leur pression s'additionne. J'ai l'impression que ce devrait être plutot P*n +P*n, ou n est le nombre de mole.

Louis-Philippe B

Merci pour ta question!

Je comprends pourquoi, intuitivement, le nombre de moles devrait influer la somme des pressions d'un gaz. Or, le fait que les pressions partielles s'additionnent découle du fait que selon la loi des gaz parfaits, deux gaz n'interagissent pas ensemble. Ainsi, lorsqu'on place deux gaz dans le même volume, ils continuent à exercer la même pression, plus celle de l'autre.

Cette fiche du site d'Alloprof explique la loi des pressions partielles :

https://www.alloprof.qc.ca/fr/eleves/bv/chimie/la-loi-des-pressions-partielles-loi-de-dalton-c1010

N'hésite pas si tu as d'autres questions!

SoleilPhilosophe9110

Bonjour BleuetComique7292,

Je comprends que cette section présente quelques difficultés. Mais il faut d'abord comprendre 3 réalités importantes lorsque 2 échantillons de gaz sont joints.

1- Chaque particule de gaz est en mouvement constant (revoir la théorie cinétique des gaz au besoin). Cela implique que des molécules de chaque gaz se retrouveront éventuellement parfaitement mélangées un peu partout dans l'espace disponible. Le nombre de moles total de gaz sera donc égal à la somme des nombres de moles de chaque contenant : n(total)=n1+n2. De plus, la proportion d'atomes de chaque sorte demeurera constante : n1/n2 (avant) = n1/n2 (après)

2- La pression de chaque portion du volume final devra être égale; si la pression est plus élevée dans une section le gaz voudra se déplacer vers une zone de basse pression. Donc p1=p2.

3- Les lois des gaz restent valides, donc, pV=nRT est encore vrai, tout comme p1V1/n1T1=p2V2/n2T2.

Mais malheureusement la formule que tu proposes entre en conflit avec ces constatations.