1  

Chapitre 1

 

Les changements d’état du corps pur :

transformations physiques et diagrammes

de phases du corps pur

 

Exercice 1. Un exemple de mélange : la Vodka

La  Vodka  correspond  à  un  mélange  eau-­‐éthanol  à  44,7°C  Ce  qui  veut  dire  que  1  L  de  Vodka  renferme  447  mL  d’alcool  (éthanol).  

Calculer  la  composition  massique  de  la  Vodka.  

1  L  de  Vodka  contient  447  mL  d’éthanol  et  donc  553  mL  d’eau.  

553  mL  d’eau  pèse  553  g  

et  d’après  la  densité  de  l’éthanol,  447  mL  d’éthanol  pèse  :  

mEthanol  =  VEéthanol  /  ρEthanol,  soit  :  

mEthanol  =  447  /  0,794  =  563  gEéthanol  

1  L  de  Vodka  contient  donc  :447  g  d’eau  et  563  g  d’éthanol.  

Calculer   les   fractions   molaires   de   l’eau   et   de   l’alcool   dans   la  Vodka.  

La  fraction  molaire  de  l’eau  et  de  l’éthanol  sont  :  

xH2O  =  nH2O  /  (nH2O  +  nEthanol)  et    

xEthanol  =  nEthanol  /  (nH2O  +  nEthanol)    

  2  

avec  nH2O  =  mH2O/MH2O  =  553/18  =  30,7  mol  

nEthanol  =  mEthanol/MEthanol  =  467/46  =  10,15  mol  

 

D’où  l’on  déduit  :  

xH2O  =  30,7  /  (30,7+  10,15)  =  0,75  

xEthanol  =  10,15  /  (30,7+  10,15)  =  0,25  

Rem  :  on  s’assure  que  la  somme  des  fractions  molaires  vaut  1.  

Données :

MH2O  =  18  g.mol-­‐1   ;  Malcool  =  MCH3CH2OH  =  46  g.mol-­‐1      ;    densité  de  l’éthanol  :  d  =  0,794.  

 

Exercice 2. Autour des gaz parfaits Pour  simuler  l’atmosphère  d’une  planète,  un  mélange  de  gaz  est  utilisé  :  il  est  constitué  de  320  mg  de  méthane  CH4  (MCH4  =  16  g.mol-­‐1),  175  mg  d’argon  Ar  (MAr  =  40  g.mol-­‐1)  et  225  mg  de  diazote  (MN2  =  28  g.mol-­‐1).  La  pression  partielle  du  diazote  est  15,2  kPa  à  300  K.  

Calculer  le  volume  du  mélange,  la  pression  totale  ainsi  que  la  densité  du  mélange.  

Nous  assimilerons  tous  les  gaz  à  des  gaz  parfaits.  

Calculons  les  différentes  quantités  de  matière  :  

• Quantité  de  matière  de  méthane  :  nCH4  =  0,320/16  =  0,02  mol  • Quantité  de  matière  d’argon  :  nAr  =  0,175/  40  =  4,375.10-­‐3  mol  • Quantité  de  matière  de  diazote  :  nN2  =  0,225/  28  =  8,04.10-­‐3  mol  • Quantité  de  matière  gazeuse  totale  :  nTot,gaz  =  3,24.10-­‐2  mol  

 

La  pression  partielle  du  diazote  s’écrit  :  PN2  =  (nN2/nTot,gaz).P  P  étant  la  pression  totale  :  

A.N  :  15,2.103  =  (8,04.10-­‐3/  3,24.10-­‐2).P     P  =  6,125.104  Pa  =  61,25  kPa  

Pour  calculer  le  volume,  utilisons  l’équation  d’état  des  gaz  parfaits  :  

• Appliquée  à  la  quantité  de  matière  gazeuse  totale  :  

P.V  =  nTot,gaz  RT   61,25.103  x  V  =  3,24.10-­‐2  x  8,314  x  300    

V  =  1,32.10-­‐3  m3  =  1,32  L  

  3  

• Ou  bien  appliquée  à  la  quantité  de  matière  de  diazote  :  

PN2.V  =  nN2  RT   15,2.103  x  V  =  8,04.10-­‐3  x  8,314  x  300  =    

V  =  1,32.10-­‐3  m3  =  1,32  L  

On  trouve  bien  évidemment  le  même  résultat  !  

 

Exercice 3. Le diagramme de changement d’état de l’hélium La liquéfaction de l’hélium :

" Cet essai effleurait les limites du possible. Il a commencé à 6heures du matin et était terminé à 9heures 30 du soir. A 6h30 du soir, quand nous avons vu pour la première fois l’hélium liquéfié, chacun de nous était à bout de forces .... Quand ce liquide presque immatériel s’est montré, ce fut un spectacle merveilleux. Nous ne nous en sommes pas aperçus dès le début ; nous n’avons constaté sa présence qu’au moment où le verre se remplissait. Sa surface se détachait du verre comme un couteau".  

 

 

Dans  le  cours,  vous  trouvez  le  diagramme  du  corps  pur  de  l’hélium  :  

 

1) Quel  est  l’état  physique  de  l’hélium  dans  un  ballon  de  fête  foraine  gonflé  à  1,2  bar  ?      

  4  

   L’hélium  est  gazeux  sous  la  pression  de  1  bar.      

2) Quel  est  l’intérêt  d’un  tel  ballon  gonflé  à  l’hélium  ?    Il  reste  en  l’air  parce  que  l’hélium  est  un  gaz  plus  léger  que  l’air    

3) Que   se   passe-­‐t-­‐il   si   on   comprime   progressivement   le   ballon   précédent,   à  température   constante   ?   Peut-­‐on   observer   la   liquéfaction   de   l’hélium   ?   Sa  solidification  ?  En  le  comprimant,  il  va  passer  dans  sa  phase  fluide  supercritique.  Mais  il  ne  sera  pas  possible  de  le  liquéfier,  ni  de  le  solidifier  tout  ceci  à  température  constante.  Il   faudra   descendre   à   très   très   basse   température   pour   le   liquéfier   et   à  température   très  proche  du  zéro  absolu,  on  pourra   l’observer  solide  sous  une  pression  élevée,  supérieur  à  25  bar.      

4) L’hélium  solide  et  l’hélium  gazeux  peuvent-­‐ils  être  en  équilibre  ?    Non,   d’après   le   diagramme   cet   équilibre   physique   S=G   est   totalement  impossible   avec   l’hélium.   Il   est   absolument   remarquable   de   noter   que  l’hélium  possède  2  phases  liquides  différentes.    

5) Quelle  est  la  particularité  de  la  ligne  λ  du  diagramme  ?    Cette  ligne  sépare  deux  phases  liquides,  He(I)  et  He(II).      

6) De   l’hélium   est   refroidi   progressivement   sous   la   pression   constante   de   1   bar.  Décrire  les  phénomènes  observés  successifs.    Sous  1  bar,  à  partir  de  la  température  ambiante,  si  on  refroidit,  l’hélium  va  

1 bar

.../...temp ambiante

  5  

se  liquéfier  à  4,2  K.  Vers  2  K,  nous  arriverons  sur  la  ligne  l,  et  l’hélium  liquide  passera  dans  sa  phase  superliquide.    

A  propos  de  la  liquéfaction  de  l’hélium  

Source  :    https://www.bibnum.education.fr/physique/thermodynamique/l-­‐helium-­‐liquide

« L’expérience a commencé le 10 juillet à 5h45 du matin (...) À 4h20, l’hélium commençait à circuler. À 7h30, l’hélium liquide est observé pour la première fois »

Dès   1901,   James   Dewar   s’attaque   au   dernier   gaz   atmosphérique   jamais   liquéfié,  l’hélium,  mais  il  échoue,  ce  gaz  semblant  impossible  à  liquéfier.  Heike  Kamerlingh  Onnes  commence   dès   1882   la   course   au   froid   à   l’université   de   Leyde   aux   Pays-­‐Bas.   Pour  liquéfier   l’hélium,   Onnes   utilise   le   principe   de   Joule-­‐Thomson   (ou   Joule-­‐Kelvin)   qui  consiste  à  faire  subir  à  un  gaz  une  très  forte  détente  adiabatique,  c’est-­‐  à-­‐dire  abaisser  la  pression  subitement  sans  échange  de  chaleur  avec  l’extérieur.      

Onnes   utilise   un   compresseur   de   Cailletet   qu’il   a   lui-­‐même  modifié   pour   compresser  l’hélium  initialement  à  température  ambiante  et  pression  atmosphérique  (point  A),  afin  d’obtenir   des   pressions   d’environ   100   bar   (point   B).   L’hélium   à   haute   pression   subit  ensuite  une  succession  de  refroidissements  en  cascade  :  il  est  tout  d’abord  refroidi  avec  de  l’air  liquide,  puis  avec  du  dihydrogène  liquide  jusqu’à  environ  15  K  (point  C).    

Une  fois  le  liquide  obtenu,  le  liquide  et  le  gaz  cohabitent  dans  la  même  enceinte,  ils  sont  alors  en  équilibre  thermodynamique.  Le  mélange  se  situe  sur  «  la   ligne  de   saturation  gaz/liquide   dans   le   diagramme  de  phase  ».  S’il  n’y  a  pas  d’échange  de  chaleur  avec  l’extérieur,  cet  équilibre  est  conservé,  donc  si  la  pression  de  l’enceinte  diminue,  alors  le  mélange  gaz/liquide  doit  «  suivre  »  la  ligne  de  saturation,  ce  qui  a  pour  effet  de  diminuer  la  température.  Si  cette  pression  baisse  suffisamment,  on  doit  atteindre  le  point  triple.  Onnes   s’étonne   de   ne   pas   être   arrivé   au   point   triple   de   l’hélium  mais   pense   qu’il   est  simplement   plus   loin   que  prévu   :   «  L’hélium  ne  s’est  pas  solidifié   lorsque   la  pression  de  vapeur  a  été  diminuée.  La  communication  avec   la  grande  pompe  à  vide  n’était  pas  assez  bonne  cette   fois,  mais   il   est  certain  que   je   suis  allé   jusqu’  à  1cm,  peut  être  même   jusqu’à  7mm.  Le  liquide,  à  cette  température,  était  encore  extrêmement  mobile.  S’il  se  comportait  conne  le  pentane  il  ne  deviendrait  solide  que  vers  1°K.   ».  Onnes  dit  avoir  pompé  à   l’aide  

  6  

d’une  pompe  à   vide   jusqu’à  une  pression  de  10mm,   voire   7mm   (de  mercure).   Ceci  correspond   à   des   pressions   de   13,3   mbar   et   9,3   mbar,   soit   des   températures  équivalentes  pour  un  équilibre  liquide/gaz  de  1,74  K  et  1,65  K.  Il  pensait  légitimement  atteindre  le  point  triple  de  l’hélium  en  descendant  encore  en  température…    

   1.  Connaissez-­‐vous  James  Dewar  ?  2.  Placer  les  points  A,B  et  C  sur  le  diagramme  de  la  figure  5.  3.   Qu’est-­‐ce   que   l’auteur   appelle   «  la   ligne   de   saturation   gaz/liquide   dans   le  diagramme  de  phase  »  ?  4.  Quelle  est  la  singularité  du  diagramme  de  phases  de  l’hélium  ?  

   

  7  

 

 

Exercice 4. Vapeur sèche, vapeur saturante 1) Rappeler  la  définition  de  la  pression  de  vapeur  saturante  à  la  température  T.  

On  appelle  «  vapeur  sèche  »  la  vapeur  qui  règne  en  l’absence  de  toute  phase  liquide.  

On   introduit   une  masse  m   =   4g   d’eau   (M   =   18   g.mol-­‐1)   dans   un   récipient   de   volume                    V  =  10  L  initialement  vide  et  on  le  porte  à  la  température  t1  =  80°C.  

Données  :    

pression  de  vapeur  saturante  de  l’eau  :  

Psat(80°C)  =  0,466  bar,     Psat  (100°C)  =  1  bar  

2) Montrer  que  la  vapeur  d’eau  est  saturante,  c’est  à  dire  que  la  pression  de  l’eau  est  égale  à  0,466  bar.  Toute  l’eau  est-­‐elle  passée  en  phase  vapeur  ?  Si  ce  n’est  pas  le  cas,  quelle  masse  d’eau  est  restée  liquide  ?    

3) On  porte  le  récipient  à  la  température  t2  =  100°C.  Quelle  est  la  nature  du  nouvel  

  8  

état  d’équilibre  ?  Quelle  est  la  pression  P2  ?  

 

Exercice 5. Autour de l’eau Propriétés  physiques  ;  changements  d'état  

1) Compléter   le   diagramme   d'état   de   l'eau   P(T)   reproduit   en   annexe   (figure   1).  Préciser  les  phases  en  présence,  nommer  les  différentes  courbes  et  placer  :  

• Le  point  triple  Y  (0,01°C  ;  0,006  atm)  • Le  point  critique  C  (374°C  ;  218  atm)  • Le  point  F,  de  fusion  sous  1  atm    • Le  point  E,  d'ébullition  sous  1  atm  

 

2) Quelle  particularité  présente  la  courbe  de  fusion  ?  Lorsque  la  pression  augmente,  comment  la  température  de  fusion  de  la  glace  augmente-­‐t-­‐elle  ou  diminue-­‐t-­‐elle  ?    

3) Quelle  est  la  courbe  qui  donne  l’évolution  de  la  pression  de  vapeur  saturante  en  fonction  de  la  température  ?    

4) En  vous  aidant  des  figures  2  et  3,  quelle  est  la  température  d'ébullition  de  l'eau  en  haut  du  Mont-­‐Blanc  (4807  m)  ?  

 

Figure  1  :  allure  générale  du  diagramme  d'état  de  l'eau  

  9  

                                                                           

Figure  2  :  évolution  de  la  pression  en  fonction  de  l'altitude  

 

Figure  3  :  évolution  de  la  pression  de  vapeur  saturante  de  l'eau  avec  la  température  

 

 

 

  10  

Exercice 6. La glisse du patineur… Observons  un  patineur  sur  la  glace…  

Ce  patineur  glisse  sans  être   freiné  par  des   forces  de   frottement.  Cela  peut  s’interpréter  en  disant  que  le  patineur  glisse  en  fait  sur  une  mince  couche  d’eau  liquide.  Interpréter  cette  observation  en  vous  aidant  du  diagramme  de  changement  d’état  de  l’eau.  

Exercice 7. Allons faire un tour dans la buanderie

Nous  sommes  dans  notre  buanderie  (T  ≈  de  20°C)  de  dimensions  3  x  4  x  2,5  ≈  30  m3,  une  flaque  d'eau  d'  1  L  règne  par  terre.  

Le  taux  d'humidité  initial  de  la  buanderie  est  de  60%,  cela  signifie  que  la  pression  de  la  vapeur  d'eau  est  égale  à  60%  de  la  pression  de  vapeur  saturante  de  l’eau.  

1) Indiquez  sur  le  diagramme  ci-­‐dessous  la  pression  de  la  vapeur  saturante  de  l'eau.  (On  prendra  23  mbar  par  la  suite).  

 

2) Démontrez   que   l'on   a   une   flaque   d'eau   de   volume   0,8   L   qui   subsistera   dans   la  buanderie  (on  assimilera  la  vapeur  d'eau  à  un  gaz  parfait  qui  suit  donc  la  relation  PV  =  nRT  avec  R  ≈  8,314  J.K-­‐1.mol-­‐1  et  on  utilisera  le  fait  que  la  masse  molaire  de  l'eau  est  de  18g/mol).  

  11  

   Le  volume  de  la  buanderie  est  30  m3.  A  20°C,  la  pression  de  vapeur  saturante  de  l’eau  est  23.10-­‐3  bar.  Dans  la  buanderie,  cela  représente  une  quantité  de  matière  d’eau  égale  à  nsat  telle  que  :  Psat.V  =  nsat.R.T    A  20°C,  dans  la  buanderie,  le  taux  d’humidité  est  égal  à  60  %  donc  :  PH2O  =  0,60.Psat.    La  quantité  de  matière  d’eau  dans  la  buanderie  est  donc  égal  à  nbuan  tel  que  :    0,60Psat.V  =  nbuan.R.T    Il   y   aura   équilibre   physique   entre   l’eau   liquide   et   la   vapeur   d’eau   lorsque   la  pression  de  la  vapeur  d’eau  sera  égale  à  la  pression  de  vapeur  saturante  de  l’eau  à  20°C.  La  quantité  d’eau  liquide  qui  va  passer  en  phase  vapeur  (gaz)  est  donc  n3  tel  que  :  n3  +  nbuan  =  nsat  On   suppose   donc   pour   le   moment   qu’il   y   a   assez   d’eau   pour   atteidnre   la  pression  de  vapeur  saturante  de  l’eau.    n3  =  nsat  –  nbuan  =  [Psat.V  –  0,60.Psat.V]/RT    n3  =  [1  –  0,60.]Psat.V/RT    n3  =  0,4Psat.V/RT    A.N  :  n3  =  0,4  x  23.10-­‐3.105  x  30/(8,314  x  293,15)    n3  =  11,3  mol    Ce  qui  correspond  à  une  masse  m3  =  n3.MH2O  =  n3  x  18  =  203,4  g  d’eau.    Au  début,  il    y  a  1  L  d’eau.  Comme  nous  prenons  la  masse  de  l’eau  égale  à  1  kg.L-­‐1,  alors,  203,4  mL  d’eau  sont  donc  passés  de  la  flaque  (liquide)  dans  la  vapeur  de  la  buanderie.    Il  reste  donc  1000  –  203,4  =  796,6  mL  d’eau  soit  0,8  L.    Dans  la  buanderie,  il  reste  une  flaque  de  0,8  L.        

 

 

 

  12  

Exercice 8. Grande volatilité de « l’éther ». La  constante  des  gaz  parfaits  vaut  :  𝑅  =  8,31  J⋅mol-­‐1⋅K-­‐1.  Tous  les  gaz  seront  assimilés  à  des  gaz  parfaits.

On  admet  que  l’air  est  constitué  approximativement  de  20%  de  dioxygène  et  de  80%  de  diazote.

L’éther   de   diéthyle,   parfois   simplement   appelé   «   éther   »,   est   un   solvant   organique  couramment   utilisé   au   laboratoire   de   chimie,   notamment   dans   les   synthèses  magnésiennes.

I)  L’éther  de  diéthyle

Il  se  présente  sous  forme  d’un  liquide  très  volatil  et  très  inflammable,  ce  qui  constitue  son  principal  danger.  

Sur   les  bouteilles  d’éther,  on  peut  en  effet  trouver,  entre  autres,  le  pictogramme  ci-­‐  contre  et  la  phrase  ci-­‐dessous  :    

H224  :  Liquide  et  vapeurs  extrêmement  inflammables

La  formule  moléculaire  de  l’éther  est  C2H5OC2H5,  que  l’on  pourra  noter  plus  simplement  E.

On  fournit  quelques  données  concernant  ce  composé  :  

• sa  masse  molaire  :  𝑀𝐸  =  74,12  g⋅mol-­‐1  ;    • sa  densité  à  20°C  :  𝑑𝐸  =0,714  ;  • son  point  critique  :  𝑃𝐶  =36,4  bar  ;  𝑇𝐶  =194°C  ;    • son  point  triple  :  𝑃𝑇    =  0,5  Pa  ;  𝑇𝑇  =  −  116°C  ; • sa  température  de  fusion  :  𝑇𝑓𝑢𝑠  =  −116°C  (sous  𝑃  =  𝑃°  =  1  bar)    

 

Conservation  de  l’éther  dans  une  bouteille  hermétique

• On   considère   une   bouteille   de   volume  𝑉   =   1,000   L,  dont   le   bouchon   est  muni   d’un  capteur  de  pression  (manomètre).

• On   remplit   la   bouteille   avec   500   mL   d’éther,   puis   on   referme   hermétiquement   le  bouchon.  En  raison  de  l’air  contenu  dans  la  bouteille,  le  manomètre  indique  initialement  la   pression   𝑃0   =   1,01   bar,   qui   est   la   pression   atmosphérique.   La   température   du  laboratoire  est  de  𝜃  =  20°C.

• A   la   veille   des   dernières   vacances,   la   bouteille   est   alors   entreposée   dans   le   placard  dédié  du  laboratoire,  à  la  température  constante  de  𝜃  =  20°C.  Après  quelques  heures,  le  manomètre  se  fixe  à  la  valeur  𝑃  =  1,60  bar.

  13  

• La   bouteille   reste   dans   le   placard,   pendant   vacances   d’été,   où   une   canicule  particulièrement  intense  s’installe  (ce  n’était  pas  cet  été  2015).  La  température  dans  le  laboratoire  est  montée  alors  jusqu’à  𝜃′  =  35°C  !  On  a  constaté  alors  dans  ces  conditions  que  le  manomètre  indiquait  𝑃′  =  2,08  bar.

1)   Calculer   les   quantités   de  matière,   en  moles,   de   dioxygène   et   de   diazote   contenues  dans   la   bouteille   lorsqu’on   vient   juste   de   refermer   le   bouchon,   lorsque   le  manomètre  indique  𝑃0  =  1,01  bar.    

Quand   on   ferme   bouchon,   il   y   a   500  mL   d’éther   donc   500  mL   d’air   également   car   le  récipient  a  un  volume  de  1  L.  

Comme   le  diazote   et   le  dioxygène   sont  des  gaz  parfaits,   nous  allons  utiliser   l’équation  d’état   des   gaz   parfaits   pour   connaître   la   quantité   de   matière   d’air   présente   dans   le  flacon  :  

«  PV  =  nRT  »  donne  ici  :  P0.V  =  nair.RT  

1,01.105  x  0,500.10-­‐3  =  nair  x  8,31  x  293,15  

nair  =  0,021  mol  

Comme  80  %  de  l’air  est  du  diazote,  il  y  a  donc  :  

0,0168  mol  de  diazote  soit  :  0,017  mol  de  N2  et  0,004  mol  de  O2.  

 

Déterminer  également  la  quantité  de  matière  d’éther  liquide  que  l’on  a  introduit  dans  la  bouteille.  

Il  y  a  500  mL  d’éther  liquide,  dont  la  densité  à  20°C  est  dE  =  0,714  

Et  dE  =  ρE/ρeau   ρ  désignant  la  masse  volumique  et  ρeau  =  1  g.cm-­‐3  ou,  c’est  la  même  chose,  ρeau  =  1  g.mL-­‐1.  

Donc  la  masse  d’éther  mE  est  :  mE  =  500  x  0,714  x  1  g  

Comme  mE  =  ME.nE,  la  quantité  de  matière  d’éther  est  :  nE  =  mE/ME  

 

A.N  :  nE  =  500  x  0,714  x  1  /  74,12  

nE  =  4,82  mol  

2)   Pour   quelle   raison   la   pression   augmente-­‐t-­‐elle   progressivement   dans   la   bouteille,  pour  finalement  se  fixer  à  la  valeur  𝑃  =  1,60  bar  ?  La  transformation  qui  s’est  produite  est-­‐elle  physique,  chimique  ou  nucléaire  ?  Écrire  l’équation  de  la  réaction  qui  la  modélise.  

La   pression   augmente   parce   que   l’éther   est   très   volatil   et   a   une   pression   de   vapeur  saturante  élevée,  même  à  20°C.  La  pression  augmente  parce  que  l’éther  liquide  passe  ne  

  14  

phase  gazeuse.  

L’éther  subit  donc  une  transformation  physique.  

L’équation  de  la  réaction  qui  la  modélise  est  :    

C2H5OC2H5(l)    =    C2H5OC2H5(g)    

Plus  schématiquement  :  Ether(liquide)    =    Ether(gaz)  

 

3)  Calculer  la  quantité  de  matière  d’éther  dans  la  phase  gazeuse  lorsque  le  manomètre  indique  𝑃  =  1,60  bar.  On  supposera,  et  on  vérifiera,  que  les  volumes  des  phases  liquide  et  gazeuse  sont  restés  quasi  inchangés.

La  pression  passe  à  1,60  bar.  

Dans  la  phase  gazeuse,  il  y  a  tout  l’air  initial  et  un  peu  d’éther,  une  quantité  de  matière  que  l’on  note  nE,g.  

Appliquons  de  toute  façon  l’équation  d’état  des  gaz  parfaits  :  

P.V  =  (nair  +  nE,g).RT  

A.N  :  1,60.105  x  0,500.10-­‐3  =  (nair  +  nE,g)  x  8,31  x  293,15  

On  a  ainsi  supposé  que  le  volume  n’a  pas  été  modifié.  

(nair  +  nE,g)  =  0,033  mol  

D’où  :  nE,g  =  0,033  –  0,021  =  0,012  mol  

Il   a   donc   disparu   0,012   mol   d’éther   de   la   phase   liquide   soit,   d’après   sa   densité,   un  volume  Vdisparu  qui  est  égal  :  Vdisparu  =  0,012  x  74,12/0,714  =  1,25  mL.  

Il   reste  donc  498,75  mL  de   liquide  et  501,25  mL  de  phase  gazeuse  :  on  put  considérer  que  le  volume  de  chaque  phase  n’a  pas  varié.  

 

4)    Déterminer  la  pression  de  vapeur  de  l’éther  à  𝜃  =  20°C.  

La  pression  de  vapeur  de  l’éther  à  20°C  est  PE,20  telle  que  :  

PE,20  =  nE,g  x  8,31  x  293,15  /  0,500.10-­‐3  

PE,20  =  0,012  x  8,31  x  293,15  /  0,500.10-­‐3  

PE,20  =  0,584  bar  

 

  15  

5)    Déterminer  la  pression  de  vapeur  de  l’éther  à  𝜃′  =  35°C.  On  considérera  à  nouveau  que   le   volume   des   phases   n’a   pas   notablement   varié   dans   la   bouteille   portée   à   cette  température.  

Dans ce cas : P’.V  =  (nair  +  n’E,g).RT  

A.N  :  2,08.105  x  0,500.10-­‐3  =  (nair  +  n’E,g)  x  8,31  x  308,15  

n’E,g  =  0,02  mol.  

et  P’E,35  =  n’E,g  x  8,31  x  293,15  /  0,500.10-­‐3  

P’E,35  =  0,02  x  8,31  x  293,15  /  0,500.10-­‐3  

P’E,35  =  0,02  x  8,31  x  293,15  /  0,500.10-­‐3  

…  /  …    P’E,35  =  0,974  bar  

6)   La   pression   atmosphérique   dans   le   laboratoire   étant   toujours   de   𝑃0   =   1,01   bar  pendant  la  canicule,  que  va-­‐t-­‐il  se  passer  si  on  ouvre  la  bouteille  à  ce  moment-­‐là  ?  

Si  on  ouvre  la  bouteille,  les  vapeurs  d’éther  vont  sortir  de  la  bouteille  et  envahir  l’espace.  

7)  Expliquer  pourquoi  il  faut  toujours  conserver  les  flacons  d’éther  dans  des  locaux  bien  ventilés.

Dans  les  locaux  bien  ventilés,  il  n’y  a  pas  de  concentration  importante  de  vapeurs  d’éther.