1. Les coefficients de l'équation équilibrée représentent des volumes.
2. Vibration, rotation et translation, très peu d'interactions intermoléculaires
3. Hypothèse d'Avogadro
4. Liquide
4.1. Vibration et rotation,'interactions intermoléculaires moyennes
5. 1 mL = 1cm³, 1 L = 1000 mL
6. Phénomènes gazeux
6.1. Expansion
6.1.1. Le gaz occupe tout l'espace qu'on lui donne
6.1.1.1. Inspiration
6.1.1.2. Souffler dans un ballon
6.2. Pression
6.2.1. Due aux collisions sur les parois
6.3. Diffusion
6.3.1. Mélange de gaz
6.3.1.1. Fumée qui se répand
6.3.1.2. Dayana qui utilise du Febreeze
7. Solide
7.1. Vibration seulement, beaucoup d'interactions intermoléculaires
8. Réduction de l'espace intermoléculaire
8.1. Remplissage de bonbonne
9. Compression
10. Facteurs influençant les gaz
10.1. Volume (V)
10.1.1. Mesure espace du gaz
10.2. Pression (p)
10.2.1. Force par unité de surface
10.2.2. pression normale = 101,3 kPa = 1 atm = 760 mm de Hg
10.3. Température (T)
10.3.1. Mesure de l'agitation des molécules
10.3.2. T (K) = t(°C) + 273,15
10.4. Quantité de matière (n)
10.4.1. Nombre de mol ou molécules
10.5. Théorie cinétique
10.5.1. Gaz = molécules sauf gaz inerte
10.5.2. Beaucoup d'espace intermoléculaire
10.5.3. Pas d'attraction ni répulsion entre particules
10.5.4. Collisions sans perte d'énergie (élastiques)
10.5.5. Augmente T => Augmente Ek => augmente vitesse molécules
10.6. Si T, p et V constants
11. Relations entre variables
11.1. p vs V
11.1.1. Expiration
11.1.1.1. Diaphragme se relève
11.1.1.1.1. Côtes s'abaissent
11.1.2. Graphique
11.2. V vs n
11.2.1. Graphique
11.3. V vs T
11.3.1. V vs T(°C)
11.3.1.1. Graphique
11.3.2. V vs T(K)
11.3.2.1. Graphique
11.3.3. Augmente la température => augmente l'énergie cinétique (Ek) => augmente la vitesse des molécules => augmente la fréquence des collisions => augmente le volume à pression constante
11.3.4. graphique
11.4. n vs T(°C)
11.5. Loi générale des gaz
11.5.1. Travailler en kelvin
11.5.2. Isolation de variable
12. Loi d'Avogadro
12.1. Loi des combinaisons gazeuses
12.1.1. Expiration
12.1.2. Si T et p constantes
13. Loi des gaz parfaits
13.1. Gaz à haute température
13.1.1. S'éloigne du point de solidification
13.2. Gaz à basse pression
13.2.1. Pour éviter les interactions intermoléculaires
13.3. Stoechiométrie
13.4. Cas des bonbonnes: on doit enlever la pression inutilisable car on ne peut vide une bonbonne
13.4.1. Volume molaire
13.5. Remplissage
13.5.1. Coup de pompes: on peut utiliser toute la pression car l'air provient de l'extérieur de la pompe
13.6. Masse molaire
13.7. Environnement/application
13.7.1. Effet de serre
13.7.1.1. CO2, H2O, CH4
13.7.2. Pluies acides
13.7.2.1. SO2, CO2, NOx
13.7.3. Combustibles
13.7.3.1. CH4 (méthane), C3H8 (propane)
13.7.4. Détruit couche d'ozone
13.7.4.1. CFC (chlorofluorocarbone)
13.7.5. Ozone (protège des UV, toxique au sol)
13.7.5.1. O3
13.7.6. Tubes fluorescents
13.7.6.1. Gaz inertes (Ne, Ar...)
13.7.7. Rallume le tison, comburant, nécessaire à la respiration
13.7.7.1. O2
13.7.8. Très toxiques
13.7.8.1. Halogènes (F2, Cl2)
13.7.9. Favorise le mûrissement
13.7.9.1. Coservation des chips, remplissage des pneus
13.7.9.1.1. N2
13.7.9.2. Acétylène (C2H2)