Si vous emprisonnez un échantillon d'air et mesurez son le volume à différent pressions (constant Température), vous pouvez alors déterminer une relation entre le volume et la pression. Si vous faites cette expérience, vous constaterez que lorsque la pression d'un échantillon de gaz augmente, son volume diminue. En d'autres termes, le volume d'un échantillon de gaz à température constante est inversement proportionnel à sa pression. Le produit de la pression multipliée par le volume est une constante:
PV = k ou V = k / P ou P = k / V
où P est la pression, V est le volume, k est une constante et la température et la quantité de gaz sont maintenues constantes. Cette relation est appelée La loi de Boyle, après Robert Boyle, qui l'a découvert en 1660.
Points clés: problèmes de chimie de la loi de Boyle
- En termes simples, Boyle's déclare que pour un gaz à température constante, la pression multipliée par le volume est une valeur constante. L'équation pour cela est PV = k, où k est une constante.
- A température constante, si vous augmentez la pression d'un gaz, son volume diminue. Si vous augmentez son volume, la pression diminue.
- Le volume d'un gaz est inversement proportionnel à sa pression.
- La loi de Boyle est une forme de la loi des gaz parfaits. Aux températures et pressions normales, il fonctionne bien pour les gaz réels. Cependant, à haute température ou pression, ce n'est pas une approximation valide.
Exemple de problème travaillé
Les sections sur le Propriétés générales des gaz et Problèmes liés à la loi des gaz parfaits peut également être utile lorsque vous essayez de travailler Problèmes de la loi de Boyle.
Problème
Un échantillon d'hélium gazeux à 25 ° C est comprimé à partir de 200 cm3 à 0,240 cm3. Sa pression est maintenant de 3,00 cm Hg. Quelle était la pression d'origine de l'hélium?
Solution
C'est toujours une bonne idée d'écrire les valeurs de toutes les variables connues, indiquant si les valeurs sont pour les états initial ou final. La loi de Boyle les problèmes sont essentiellement des cas particuliers de la loi sur les gaz parfaits:
Initiale: P1 =?; V1 = 200 cm3; n1 = n; T1 = T
Finale: P2 = 3,00 cm Hg; V2 = 0,240 cm3; n2 = n; T2 = T
P1V1 = nRT (Loi du gaz idéal)
P2V2 = nRT
donc, P1V1 = P2V2
P1 = P2V2/ V1
P1 = 3,00 cm Hg x 0,240 cm3/ 200 cm3
P1 = 3,60 x 10-3 cm Hg
Avez-vous remarqué que les unités de pression sont en cm Hg? Vous souhaiterez peut-être le convertir en une unité plus courante, comme les millimètres de mercure, les atmosphères ou les pascals.
3,60 x 10-3 Hg x 10 mm / 1 cm = 3,60 x 10-2 mm Hg
3,60 x 10-3 Hg x 1 atm / 76,0 cm Hg = 4,74 x 10-5 au m
La source
- Levine, Ira N. (1978). Chimie physique. Université de Brooklyn: McGraw-Hill.