LA PHYSIQUE DES GAZ JM R DBTP 2006

LA PHYSIQUE DES GAZ J-M R. D-BTP 2006 1

Loi d’Avogadro Loi de Boyle-Mariotte Première loi de Gay-Lussac Deuxième loi de Gay-Lussac Loi des gaz parfaits ( PV/T ) Loi des gaz parfaits ( PV = n. RT ) Loi de Dalton Correction de comptage 2

Loi d’Avogadro À température et pression constantes, le nombre de molécules de gaz contenu dans un volume donné est le même quel que soit le gaz. La distance qui sépare les molécules d’un gaz ne dépend pas de leur nature mais de la pression qui la diminuera et de la température qui l’augmentera. Une mole de gaz soit 6, 022. 1023 molécules occupe un volume de 22, 4 litres. Le volume V d’un gaz à température et pression constantes dépend donc du nombre de molécules n selon la relation : V = k 1. n 3

Loi de Boyle-Mariotte À température constante, le produit de la pression absolue P et du volume V d’une quantité fixée de gaz est constant. À une température différente (maintenue constante), P. V est également constant mais prend une valeur différente. C’est aussi le cas si l’on change la quantité de gaz. . P. V = constante Le volume V d’un gaz à température constante dépend donc de sa pression absolue P selon la relation : V = k 2 / P 4

Première loi de Gay-Lussac À pression constante, le volume V occupé par une quantité fixée de gaz est proportionnel à sa température absolue T. Ceci introduit la notion de coefficient de dilatation thermique à pression constante. V T = constante Le volume V d’un gaz à pression constante dépend donc de sa température absolue T selon la relation : V = k 3. T 5

Deuxième loi de Gay-Lussac À volume constant, la pression absolue P exercée par une quantité fixée de gaz est proportionnelle à sa température absolue T. Ceci introduit à nouveau la notion de coefficient de dilatation thermique à pression constante. P T = constante 6

Loi des gaz parfaits Les trois équations suivantes P. V = constante V T P = constante T = constante Permettent d’exprimer l’équation générale : P. V = constante T Qui nous permettra de déterminer les variations de volume d’un gaz suite à des variations de pression et/ou de température en l’utilisant ainsi : P 1. V 1 T 1 = P 2. V 2 T 2 = P 3. V 3 T 3 = Px. Vx Tx 7

Loi des gaz parfaits Les trois équations de volume suivantes : V = k 1. n V = k 3. T V = k 2 / P Contiennent des constantes k 1, k 2 et k 3 qui ne sont pas identiques. Si l’on réunit ces trois constantes en une seule appelée « R » constante des gaz, on obtient : R. n. T V = P Que l’on appelle « loi des gaz parfaits » sous la forme : P : pression absolue Pa V : volume m 3 P. V = n. R. T n : nombre de moles R : constante des gaz = 8, 314 J/mol. K T : température absolue K 8

Loi des gaz parfaits Exemple : calculer le volume occupé par une mole de gaz dans les conditions normales P. V = n. R. T V = ( n. R. T ) / P n = 1 R = 8, 314 J/mole. K T = 273, 15 K V = ( 1. 8, 314. 273, 15 ) / 101325 = 0. 0224 m 3 P = 101325 Pa On retrouve bien le volume molaire de 22, 4 litres. Nota : On peut déterminer le nombre de mole n d’une quantité de gaz par l’intermédiaire de la relation : n = m / M m : masse de gaz (g), M masse molaire ( g/mole) 9

Loi de Dalton Un gaz occupera tout l’espace dont il disposera. Dans le cas d’un mélange de plusieurs gaz, chacun d’eux en fera de même, et prendra une pression partielle qui serait celle qu’il aurait s’il était seul à occuper tout l’espace. La pression totale du mélange est égale à la somme des pressions partielles des gaz constituants. Pm = P 1 + P 2 + P 3 …. La pression partielle de chaque constituant est proportionnelle à son pourcentage de volume dans le mélange et à la pression du mélange. P 1 = Pm. ( V 1 / Vm ) 10

Loi de Dalton Exemple : Un mélange constitué de 200 L de gaz A, 300 L de gaz B et 500 L de gaz C est à une pression absolue de 2500 mbar. Quelle est la pression partielle de chaque gaz constituant ? Pm = 2500 mbar, Vm = 200 + 300 + 500 = 1000 L PA = 2500. ( 200 / 1000 ) = 500 mbar PB = 2500. ( 300 / 1000 ) = 750 mbar PC = 2500. ( 500 / 1000 ) = 1250 mbar Pm = PA + PB + PC = 500 + 750 + 1250 = 2500 mbar 11

Correction de comptage Le pouvoir calorifique des combustibles gazeux est donné pour des conditions dites « normales » de température (273, 15 K) que nous appellerons T 0 et de pression absolue (1013 mbar) que nous appellerons P 0. Dans la pratique, le gaz combustible sera à une température absolue T 1 différente de T 0 et à une pression absolue P 1 différente de P 0. Il y aura donc toujours besoin d’effectuer une « correction de comptage » pour transformer les volumes « lus » au compteur V 1 en volumes « normaux » V 0 et réciproquement. Pour effectuer la « correction de comptage » , qui permettra de transformer V 0 exprimé en m 3(n) en V 1 exprimé en m 3 ou réciproquement, il faudra connaître : P 1 = P atmosphérique réelle + p relative du gaz au compteur T 1 = température absolue du gaz au compteur P 0 = 1013 mbar T 0 = 273, 15 K 12

Correction de comptage La loi des gaz parfaits nous donne la relation : P 0. V 0 T 0 = P 1. V 1 T 1 Qui nous permet de calculer : V 0 = P 1. V 1. T 0 T 1 . P 0 ou V 1 = P 0. V 0. T 1 T 0 . P 1 13

Correction de comptage Si l’on connaît le volume lu au compteur V 1 et que l’on cherche le volume normal V 0 correspondant on utilisera la formule : V 0 = V 1. ( P atmosphérique + p gaz ). 273 ( temp du gaz + 273 ). 1013 § Si l’on connaît le volume normal V 0 et que l’on cherche le volume lu au compteur V 1 correspondant on utilisera la formule : V 1 = V 0. ( temp du gaz + 273 ). 1013 ( P atmosphérique + p gaz ). 273 14

Correction de comptage Exemple : Quel est le volume de gaz devant passer au compteur en une heure pour fournir 440 k. W de puissance à une installation ? PCI = 11 k. Wh/m 3(n), temp gaz = 15 °C, p gaz = 300 mbar , Patm= 1000 mbar V 1 = V 0. ( temp du gaz + 273 ). 1013 ( P atmosphérique + p gaz ). 273 D 0 = 440 k. W / 11 k. Wh/m 3(n) = 40 m 3(n)/h V 0 = D 0. t = 40 m 3(n)/h. 1 h = 40 m 3(n) V 1 = 40 m 3(n). ( 15 °C + 273 ). 1013 mbar ( 1000 mbar + 300 mbar ). 273 K = 32, 88 m 3 15

Correction de comptage Exemple : 1 m 3(n) de gaz ne fera plus que 0, 92 m 3 sous 148 mbar de pression effective. Exemple : 1 m 3 de gaz sous 300 mbar de pression effective correspond à 1, 229 m 3(n). * Ces valeurs sont données pour une pression atmosphérique normale de 1013 h. Pa. 16