2.4 – Lois des gaz

Figure 2.4.3. Pour un volume et une quantité d’air constants, la pression et la température sont directement proportionnelles, à condition que la température soit en kelvin. (Les mesures ne peuvent pas être effectuées à des températures plus basses en raison de la condensation du gaz). Lorsque cette ligne est extrapolée à des pressions plus basses, elle atteint une pression de 0 à -273 °C, ce qui correspond à 0 sur l’échelle Kelvin et à la température la plus basse possible, appelée zéro absolu.

Guillaume Amontons a été le premier à établir empiriquement la relation entre la pression et la température d’un gaz (~1700), et Joseph Louis Gay-Lussac a déterminé la relation de façon plus précise (~1800). De ce fait, la relation P-T pour les gaz est connue sous le nom de loi d'Amontons ou de loi de Gay-Lussac. Sous l’un ou l’autre nom, elle indique que la pression d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnelle à sa température sur l’échelle Kelvin lorsque le volume est maintenu constant. Mathématiquement, cela peut s’écrire :

P ∝ T     ou     P = constant × T     ou     P = k × T

où ∝ signifie “est proportionnel à”, et k est une constante de proportionnalité qui dépend de l’identité, de la quantité et du volume du gaz.

Pour un volume de gaz confiné et constant, le rapport ^P/_T est donc constante (c’est-à-dire que PT = k). Si le gaz est initialement en “condition 1” (avec P = P₁ et T = T₁), puis passe en “condition 2” (avec P = P₂ et T = T₂), on a ^P1/_T1 = k et ^P2/_T2 = k, qui se réduit à ^P1/_T1 = ^P2/_T2. Cette équation est utile pour les calculs de pression-température pour un gaz confiné à volume constant. Notez que les températures doivent être en kelvins pour tout calcul de la loi des gaz (0 sur l’échelle Kelvin et la plus basse température possible connue sous le nom de zéro absolu). Notez également qu’il y a au moins trois façons de décrire comment la pression d’un gaz varie en fonction de sa température : on peut utiliser un tableau de valeurs, un graphique ou une équation mathématique.

Exemple 2.4.1 – Prévision des changements de pression en fonction de la température

Une bombe de laque pour cheveux est utilisée jusqu’à ce qu’elle soit vide, sauf pour le gaz propulseur, l’isobutane.

a. Sur la boîte de conserve se trouve l’avertissement “Ne conserver qu’à des températures inférieures à 48,8 °C (120 °F). Ne pas incinérer”. Pourquoi ?

b. Le gaz contenu dans la canette est initialement à 24 °C et 360 kPa, et la canette a un volume de 350 ml. Si le bidon est laissé dans une voiture qui atteint 50 °C par une journée chaude, quelle est la nouvelle pression dans le bidon ?

Solution

a. La boîte contient une quantité de gaz isobutane à volume constant, donc si la température est augmentée par chauffage, la pression augmentera proportionnellement. Une température élevée pourrait entraîner une pression élevée, ce qui provoquerait l’éclatement de la boîte. (De plus, l’isobutane est combustible, donc l’incinération pourrait faire exploser la boîte).

b. Nous cherchons un changement de pression dû à un changement de température à volume constant, nous utiliserons donc la loi d’Amontons / Gay-Lussac. En prenant P₁ et T₁ comme valeurs initiales, T₂ comme température où la pression est inconnue et P₂ comme pression inconnue, et en convertissant °C en K, nous avons :

Réorganiser et résoudre donne :

Vérifiez votre apprentissage 2.4.1 – Prévision des changements de pression en fonction de la température

Un échantillon d’azote, N₂, occupe 45,0 ml à 27 °C et 600 Torr. Quelle pression aura-t-il s’il est refroidi à -73 °C alors que le volume reste constant ?

Réponse

400 Torr

Pour voir la loi Amontons/Gay-Lussac en action, regardez cette vidéo.

Volume et température : La loi de Charles

Si nous remplissons un ballon d’air et le scellons, le ballon contient une quantité d’air déterminée à la pression atmosphérique, disons 1 atm. Si nous mettons le ballon dans un réfrigérateur, le gaz à l’intérieur se refroidit et le ballon se rétrécit (bien que la quantité de gaz et sa pression restent constantes). Si nous rendons le ballon très froid, il se rétrécit beaucoup, et il se dilate à nouveau lorsqu’il se réchauffe. Regardez cette vidéo pour le voir en action.

Ces exemples de l’effet de la température sur le volume d’une quantité donnée d’un gaz confiné à pression constante sont généralement vrais : Le volume augmente lorsque la température augmente, et diminue lorsque la température diminue. Les données de volume-température pour un échantillon de méthane de 1 moles à 1 atm sont énumérées et représentées graphiquement à la figure 2.4.4.

Figure 2.4.4. Le volume et la température sont en relation linéaire pour 1 mole de méthane à une pression constante de 1 atm. Si la température est en kelvin, le volume et la température sont directement proportionnels. La ligne s’arrête à 111 K car le méthane se liquéfie à cette température ; une fois extrapolé, il coupe l’origine du graphique, représentant une température de zéro absolu.

La relation entre le volume et la température d’une quantité donnée de gaz à pression constante est connue sous le nom de loi Charles, en reconnaissance du scientifique français et pionnier du vol en ballon Jacques Alexandre César Charles. La loi de Charles stipule que le volume d’une quantité donnée de gaz est directement proportionnel à sa température sur l’échelle Kelvin lorsque la pression est maintenue constante.

Mathématiquement, cela peut s’écrire comme :

V ∝ T     ou     V = constant⋅T     or     V = k⋅T     ou   

k étant une constante de proportionnalité qui dépend de la quantité et de la pression du gaz. Pour un échantillon de gaz confiné et à pression constante, ^V/_T est constante (c’est-à-dire le rapport = k), et comme on l’a vu avec la relation P-T, cela conduit à une autre forme de loi de Charles :

Exemple 2.4.2 – Prévision du changement de volume en fonction de la température

Un échantillon de dioxyde de carbone, le CO₂, occupe 0,300 L à 10 °C et 750 Torr. Quel sera le volume du gaz à 30 °C et 750 Torr ?

Solution

Parce que nous recherchons le changement de volume causé par un changement de température à pression constante, c’est un travail pour la loi de Charles. En prenant V₁ et T₁ comme valeurs initiales, T₂ comme température à laquelle le volume est inconnu et V₂ comme volume inconnu, et en convertissant les °C en K, nous avons :

  Réorganiser et résoudre donne :

Cette réponse confirme notre attente de la loi de Charles, à savoir que l’augmentation de la température du gaz (de 283 K à 303 K) à une pression constante entraînera une augmentation de son volume (de 0,300 L à 0,321 L).

Vérifiez votre apprentissage 2.4.2 – Prévision du changement de volume en fonction de la température

Un échantillon d’oxygène, O₂, occupe 32,2 ml à 30 °C et 452 Torr. Quel volume occupe-t-il à -70 °C et à la même pression ?

Réponse

21,6 ml

Exemple 2.4.3 – Mesure de la température avec variation de volume

La température est parfois mesurée avec un thermomètre à gaz en observant le changement de volume du gaz lorsque la température change à pression constante. L’hydrogène d’un thermomètre à gaz particulier a un volume de 150,0 cm³ lorsqu’il est immergé dans un mélange de glace et d’eau (0,00 °C). Lorsqu’il est immergé dans de l’ammoniac liquide en ébullition, le volume de l’hydrogène, à la même pression, est de 131,7 cm³. Trouvez la température de l’ammoniac en ébullition sur les échelles kelvin et Celsius.

Solution

Un changement de volume causé par un changement de température à pression constante signifie que nous devrions utiliser la loi de Charles. En prenant V₁ et T₁ comme valeurs initiales, T₂ comme température à laquelle le volume est inconnu et V₂ comme volume inconnu, et en convertissant °C en K nous avons :

Le réarrangement de l’équation donne

En soustrayant 273,15 de 239,8 K, on constate que la température de l’ammoniac en ébullition sur l’échelle des Celsius est de -33,4 °C.

Vérifiez votre apprentissage 2.4.3 – Mesure de la température avec variation de volume

Quel est le volume d’un échantillon d’éthane à 467 K et 1,1 atm s’il occupe 405 ml à 298 K et 1,1 atm ?

  Réponse

  635 ml

Volume et pression : la loi de Boyle

Si nous remplissons partiellement d’air une seringue hermétique, la seringue contient une quantité spécifique d’air à température constante, disons 25 °C. Si nous enfonçons lentement le piston tout en maintenant une température constante, le gaz dans la seringue est comprimé en un volume plus petit et sa pression augmente ; si nous retirons le piston, le volume augmente et la pression diminue. Cet exemple de l’effet du volume sur la pression d’une quantité donnée d’un gaz confiné est vrai en général. La diminution du volume d’un gaz confiné augmente sa pression, et l’augmentation de son volume diminue sa pression. En fait, si le volume augmente d’un certain facteur, la pression diminue du même facteur, et vice versa. Les données de volume et de pression d’un échantillon d’air à température ambiante sont représentées graphiquement sur la figure 2.4.5.

Figure 2.4.5. Lorsqu’un gaz occupe un plus petit volume, il exerce une pression plus élevée ; lorsqu’il occupe un plus grand volume, il exerce une pression plus faible (en supposant que la quantité de gaz et la température ne changent pas). Comme P et V sont inversement proportionnels, un graphique de ¹/_Pvs. V est linéaire.

Contrairement aux relations P-T et V-T, la pression et le volume ne sont pas directement proportionnels l’un à l’autre. Au contraire, P et V présentent une proportionnalité inverse : L’augmentation de la pression entraîne une diminution du volume du gaz. Mathématiquement, cela peut s’écrire :

P ∝ ¹/_V     ou     P = k⋅¹/_V     ou     P⋅V = k     ou     P₁V₁ = P₂V₂

avec k étant une constante. Graphiquement, cette relation est représentée par la ligne droite qui résulte du tracé de l’inverse de la pression (¹/_P) par rapport au volume (V), ou l’inverse du volume (¹/_V) par rapport à la pression (P). Les graphiques avec des lignes courbes sont difficiles à lire avec précision à des valeurs faibles ou élevées des variables, et ils sont plus difficiles à utiliser pour ajuster les équations et les paramètres théoriques aux données expérimentales. Pour ces raisons, les scientifiques essaient souvent de trouver un moyen de “linéariser” leurs données. Si nous traçons P en fonction de V, nous obtenons une hyperbole (voir figure 2.4.6.).

Figure 2.4.6. La relation entre la pression et le volume est inversement proportionnelle. (a) Le graphique de P vs. V est une hyperbole, tandis que (b) le graphique de (¹/_V) contre V est linéaire.

La relation entre le volume et la pression d’une quantité donnée de gaz à température constante a été publiée pour la première fois par le philosophe naturel anglais Robert Boyle il y a plus de 300 ans. Elle est résumée dans la déclaration connue aujourd’hui sous le nom de loi de Boyle : Le volume d’une quantité donnée de gaz maintenu à température constante est inversement proportionnel à la pression sous laquelle il est mesuré. Consultez cette expérience pour en savoir plus sur la loi de Boyle.

Exemple 2.4.4 – Volume d’un échantillon de gaz

L’échantillon de gaz de la figure 2.4.5. a un volume de 15,0 ml à une pression de 13,0 psi. Déterminez la pression du gaz à un volume de 7,5 ml, en utilisant :

(a) le graphique P-V de la figure 2.4.5.

(b) le (¹/_P) par rapport au graphique en V de la figure 2.4.5.

c) l’équation de la loi de Boyle

Commenter la précision probable de chaque méthode.

Solution

(a) L’estimation du graphique P-V donne une valeur pour P d’environ 27 psi.

b) Estimation à partir de la ¹/_P

(c) D’après la loi de Boyle, nous savons que le produit de la pression et du volume (PV) pour un échantillon de gaz donné à une température constante est toujours égal à la même valeur. Nous avons donc P₁V₁ = k et P₂V₂ = k, ce qui signifie que P₁V₁ = P₂V₂. En utilisant P₁ et V₁ comme valeurs connues 13,0 psi et 15,0 ml, P₂ comme pression à laquelle le volume est inconnu, et V₂ comme volume inconnu, nous avons :

Résoudre :

Il a été plus difficile de l’estimer avec précision à partir du graphique P-V, de sorte que (a) est probablement plus imprécis que (b) ou (c). Le calcul sera aussi précis que l’équation et les mesures le permettent.

Vérifiez votre apprentissage 2.4.4 – Volume d’un échantillon de gaz

L’échantillon de gaz de la figure 2.4.5. a un volume de 30,0 ml à une pression de 6,5 psi. Déterminez le volume du gaz à une pression de 11,0 psi, en utilisant :

(a) le graphique P-V de la figure 2.4.5.

b) le ¹/_P par rapport au graphique en V de la figure 2.4.5.

c) l’équation de la loi de Boyle

Réponse

(a) environ 17-18 ml ; (b) ~18 ml ; (c) 17,7 ml

La respiration et la loi de Boyle

Que faites-vous environ 20 fois par minute pendant toute votre vie, sans pause, et souvent sans même en avoir conscience ? La réponse, bien sûr, est la respiration, ou le souffle. Comment cela fonctionne-t-il ? Il s’avère que les lois sur les gaz s’appliquent ici. Vos poumons absorbent le gaz dont votre corps a besoin (oxygène) et se débarrassent des gaz résiduels (dioxyde de carbone). Les poumons sont constitués de tissus spongieux et extensibles qui se dilatent et se contractent lorsque vous respirez. Lorsque vous inhalez, votre diaphragme et vos muscles intercostaux (les muscles situés entre vos côtes) se contractent, ce qui élargit votre cage thoracique et augmente le volume de vos poumons. L’augmentation du volume entraîne une diminution de la pression (loi de Boyle). L’air circule alors dans les poumons (de la haute pression à la basse pression). Lorsque vous expirez, le processus s’inverse : Les muscles de votre diaphragme et de vos côtes se détendent, votre cavité thoracique se contracte et le volume de vos poumons diminue, ce qui entraîne une augmentation de la pression (loi de Boyle à nouveau), et l’air sort des poumons (de la haute pression à la basse pression). Vous inspirez et expirez alors, encore et encore, en répétant ce cycle de la loi de Boyle pour le reste de votre vie (figure 2.4.7.).

Figure 2.4.7. La respiration se produit puisque l’expansion et la contraction du volume des poumons créent de petites différences de pression entre vos poumons et votre environnement, ce qui entraîne l’aspiration et l’expulsion de l’air de vos poumons.

Regardez la démonstration de Chris Hadfield dans un sous-marin pour en savoir plus sur la loi de Boyle.

Moles de gaz et volume : La loi d’Avogadro

Le scientifique italien Amedeo Avogadro a avancé une hypothèse en 1811 pour expliquer le comportement des gaz, en affirmant que des volumes égaux de tous les gaz, mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules. Au fil du temps, cette relation a été étayée par de nombreuses observations expérimentales, comme l’exprime la loi d'Avogadro : Pour un gaz confiné, le volume (V) et le nombre de moles (n) sont directement proportionnels si la pression et la température restent toutes deux constantes.

Sous forme d’équation, cela s’écrit comme :

V ∝ n     ou     V = k × n     ou     

Les relations mathématiques peuvent également être déterminées pour les autres paires de variables, telles que P par rapport à n, et n par rapport à T. Regardez l’animation suivante pour voir comment les lois du gaz sont affectées par les changements de pression, de température, de moles de gaz et de volume.

La loi idéale des gaz

Jusqu’à présent, quatre lois distinctes ont été examinées, qui concernent la pression, le volume, la température et le nombre de moles de gaz :

• La loi de Boyle : PV = constante à T et n constants
• La loi Amontons / Gay-Lussac : ^P/_T = constante à la constante V et n
• La loi de Charles : ^V/_T = constante à la constante P et n
• La loi d’Avogadro : ^V/_n = constante à P et T constants

La combinaison de ces quatre lois donne la loi idéale du gaz, une relation entre la pression, le volume, la température et le nombre de moles d’un gaz :

PV = nRT

où P est la pression d’un gaz, V est son volume, n est le nombre de moles du gaz, T est sa température sur l’échelle Kelvin, et R est une constante appelée constante idéale du gaz ou constante universelle du gaz. Les unités utilisées pour exprimer la pression, le volume et la température détermineront la forme appropriée de la constante de gaz comme l’exige l’analyse dimensionnelle, les valeurs les plus couramment rencontrées étant 0,08206 L atm mol^-1 K^-1 et 8,314 kPa L mol^-1 K^-1. Pour voir la constante de gaz exprimée en différentes unités, visitez ce site.

Les gaz dont les propriétés de P, V et T sont décrites avec précision par la loi des gaz idéaux (ou les autres lois des gaz) sont réputés avoir un comportement idéal ou se rapprocher des caractéristiques d’un gaz idéal. Un gaz idéal est une construction hypothétique qui peut être utilisée avec la théorie moléculaire cinétique pour expliquer efficacement les lois des gaz, comme nous le verrons dans un module ultérieur de ce chapitre. Bien que tous les calculs présentés dans ce module supposent un comportement idéal, cette hypothèse n’est raisonnable que pour les gaz dans des conditions de pression relativement basse et de température élevée. Dans le dernier module de ce chapitre, une loi des gaz modifiée sera introduite qui tient compte du comportement non idéal observé pour de nombreux gaz à des pressions relativement élevées et à des températures basses.

L’équation du gaz idéal contient cinq termes, la constante de gaz R et les propriétés variables P, V, n et T. La spécification de quatre de ces termes permettra d’utiliser la loi du gaz idéal pour calculer le cinquième terme, comme le montrent les exemples d’exercices suivants.

Exemple 2.4.5 – Utiliser la loi du gaz idéal

Le méthane, CH₄, est envisagé comme carburant automobile de remplacement pour remplacer l’essence. Un gallon d’essence pourrait être remplacé par 655 g de CH₄. Quel est le volume de cette quantité de méthane à 25 °C et 745 Torr ?

Solution

Nous devons réorganiser PV = nRT pour résoudre V :

Si nous choisissons d’utiliser R = 0,08206 L atm mol^-1 K^-1, alors la quantité doit être en moles, la température doit être en kelvin et la pression doit être en atm.

Conversion dans les bonnes unités et résolution :

Il faudrait 1020 litres de méthane gazeux à environ 1 atm de pression pour remplacer 1 gallon d’essence. Il faut un grand contenant pour contenir suffisamment de méthane à 1 atm pour remplacer plusieurs gallons d’essence.

Vérifiez votre apprentissage 2.4.5 – Utiliser la loi du gaz idéal

Calculer la pression en bar de 2520 moles d’hydrogène gazeux stocké à 27 °C dans le réservoir de 180 litres d’une voiture moderne à hydrogène.

Réponse

350 bar

Si le nombre de moles d’un gaz idéal est maintenu constant dans deux ensembles de conditions différentes, on obtient une relation mathématique utile appelée loi du gaz combiné :

en utilisant les unités atm, L et K. Les deux ensembles de conditions sont égaux au produit de n × R (où n = le nombre de moles du gaz et R est la constante de la loi du gaz idéal).

Exemple 2.4.6 – Utilisation de la loi sur le gaz combiné

Lorsqu’elle est remplie d’air, une bouteille de plongée typique d’un volume de 13,2 L a une pression de 153 atm (figure 2.4.8.). Si la température de l’eau est de 27 °C, combien de litres d’air une telle bouteille fournira-t-elle aux poumons d’un plongeur à une profondeur d’environ 21 m dans l’océan où la pression est de 3,13 atm ?

Figure 2.4.8. Les plongeurs utilisent de l’air comprimé pour respirer sous l’eau. (crédit : KS Focsaneanu)

En laissant 1 représenter l’air dans la bouteille de plongée et 2 représenter l’air dans les poumons, et en notant que la température du corps (la température de l’air dans les poumons) est de 37 °C, nous avons :

  Résoudre le problème de la V₂ :

(Remarque : il faut savoir que dans cet exemple particulier, l’hypothèse d’un comportement idéal du gaz n’est pas très raisonnable, car il s’agit de gaz à des pressions relativement élevées et à des températures basses. Malgré cette limitation, le volume calculé peut être considéré comme une bonne estimation “approximative”).

Vérifiez votre apprentissage 2.4.6 – Utilisation de la loi sur le gaz combiné

Un échantillon d’ammoniac occupe 0,250 L dans des conditions de laboratoire de 27 °C et 0,850 atm. Trouvez le volume de cet échantillon à 0 °C et 1,00 atm.

Réponse

0,193 L

Conditions standard de température et de pression

Nous avons vu que le volume d’une quantité donnée de gaz et le nombre de molécules (moles) dans un volume de gaz donné varient en fonction des changements de pression et de température. Les chimistes font parfois des comparaisons avec une température et une pression standard (STP) pour rendre compte des propriétés des gaz : 273,15 K et 1 bar (100 kPa). À STP, une mole d’un gaz idéal a un volume d’environ 22,7 L – c’est ce qu’on appelle le volume molaire standard (figure 2.4.10.).

Figure 2.4.10. Comme le nombre de moles dans un volume de gaz donné varie en fonction des variations de pression et de température, les chimistes utilisent la température et la pression standard (273,15 K et 1 bar ou 100 kPa) pour rendre compte des propriétés des gaz.

Questions

★ Questions

1. Déterminez le volume de 1 mole de gaz CH₄ à 150 K et 1 atm, en utilisant la figure 2.4.4.

2. Déterminez la pression du gaz dans la seringue indiquée à la figure 2.4.5. lorsque son volume est de 12,5 ml, en utilisant :

a. le graphique approprié

b. La loi de Boyle

3. Une bombe aérosol est utilisée jusqu’à ce qu’elle soit vide, sauf pour le gaz propulseur, qui a une pression de 1344 Torr à 23 °C. Si la bombe est jetée dans un incendie (T = 475 °C), quelle sera la pression dans la bombe chaude ?

4. Un volume de 2,50 litres d’hydrogène mesuré à -196 °C est chauffé à 100 °C. Calculer le volume du gaz à la température la plus élevée, en supposant qu’il n’y a pas de changement de pression.

5. Un ballon météorologique contient 8,80 moles d’hélium à une pression de 0,992 atm et une température de 25 °C au niveau du sol. Quel est le volume du ballon dans ces conditions ?

6. L’iode, I₂, est un solide à température ambiante mais se sublime (se transforme d’un solide en gaz) lorsqu’il est chauffé. Quelle est la température d’une ampoule de 73,3 ml qui contient 0,292 g de vapeur de I₂ à une pression de 0,462 atm ?

7. Combien de grammes de gaz sont présents dans chacun des cas suivants ?

a. 0,100 L de CO₂ à 307 Torr et 26 °C

b. 8,75 L de C₂H₄, à 378,3 kPa et 483 K

c. 221 ml d’Ar à 0,23 Torr et -54 °C

★★ Questions

8. Un ballon de haute altitude est rempli de 1,41 × 10⁴ L d’hydrogène à une température de 21 °C et à une pression de 745 Torr. Quel est le volume du ballon à une hauteur de 20 km, où la température est de -48 °C et la pression de 63,1 Torr ?

9. Une bouteille d’oxygène médical a un volume de 35,4 L, et contient de l’O₂ à une pression de 151 atm et une température de 25 °C. À quel volume d’O₂ cela correspond-il dans des conditions corporelles normales, c’est-à-dire à 1 atm et 37 °C ?

10. Une bouteille de 20,0 litres contenant 11,34 kg de butane, C₄H₁₀, a été ouverte à l’atmosphère. Calculer la masse du gaz restant dans la bouteille si elle était ouverte et que le gaz s’échappait jusqu’à ce que la pression dans la bouteille soit égale à la pression atmosphérique, 0,983 atm, et une température de 27 °C.

11. Pour une quantité donnée de gaz présentant un comportement idéal, tracez des graphiques étiquetés de :

a. La variation de P avec V

b. La variation de V avec T

c. La variation de P avec T

d. La variation de ¹/_P avec V

12. Un litre de méthane gazeux, CH₄, à STP contient plus d’atomes d’hydrogène qu’un litre d’hydrogène gazeux pur, H₂, à STP. En utilisant la loi d’Avogadro comme point de départ, expliquez pourquoi.

13. Si la température d’une quantité fixe d’un gaz est doublée à volume constant, qu’arrive-t-il à la pression ?

14. Si le volume d’une quantité fixe d’un gaz est triplé à température constante, qu’arrive-t-il à la pression ?

Réponses

1. Environ 12,2 L

2. (a) 15,38 psi, (b) 15,6 psi

3. 3,40 × 10³ Torr

4. 12.1 L

5. 217 L

6. 358.5 K

7. (a) 7,24 × 10^-2 g ; (b) 23,1 g ; (c) 1,5 × 10^-4 g

8. 1,274 x 10⁵ L

9. 5561 L

10. 46.4 g

11.

12. Une mole de gaz équivaut à 22,4 litres à la STP. Il y a donc deux fois plus d’atomes H dans le CH₄ que dans le H_2, et par conséquent il y a plus d’atomes H dans l’échantillon de CH₄.

13. ^P1/_T1 = ^P2/_T2, donc P₁ = ^T1(P2)/_2T1, 2 x P₁ = P₂, donc la pression double.

14. La pression diminue d’un facteur 3.