Les gaz et leurs applications

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Les gaz et leurs applications par Mind Map: Les gaz et leurs applications

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)

14. Diffusion

14.1. Loi de graham

14.2. Si l'on augmente la masse molaire, la vitesse de diffusion diminue.

15. Caractéristiques des états de la matière.

15.1. Gaz