Pression - mélange gazeux - masse moléculaires

[Parolier974]

Bonsoir je bloque sur la résolution d'un qcm.

je précise, je suis à Maraîchers.

Il s'agit du 9 de l'ED.

"Un récipient tu clos de 10 litres contenant 1 mélange gazeux O2 (10%), N2 (80%), CO2 (10%). La masse de O2 présente est de 32 grand. Avec les masses moléculaires suivantes : O2 = 32g, N2 = 28g, CO2 = 46g.

A. Ce mélange contient 46g de CO2

B. La pression totale théorique du mélange est de 22,4 atm

C. La pression partielle théorique de N2 est de 17,92 atmosphère

D. La différence de pression avec l'extérieur est de l'ordre de 23,4 atmosphère

E. La pression totale mesurable est supérieure à la pression totale théorique calculée. "

 

Je ne sais pas comment m'y prendre.

J'ai déduit les fractions molaire : O2 = 0.1, N2 = 0.8 et CO2 = 0.1

[VM-Varga]

Salut Parolier !

 

Vu que c'est un QCM d'ED, le prof vous expliquera la démarche pour résoudre cet exercice qui sera bien meilleure que la mienne

 

A) La masse de O2 présente dans le mélange est 32g, or sa masse moléculaire est 32g ==> La masse du ratio d'Oxygène (0,1) est égale à sa masse moléculaire.

Vu que le ratio du CO2 est le même (0,1), on peut en déduire que sa masse dans le mélange sera elle aussi égale à sa masse moléculaire, soit 46g.

 

B ) Alors là, les trois items suivants sont emboités, si tu te trompes à celui-la, les deux autres sont faux. Tu sais que 1mole de gaz d'1L d'eau exerce une pression de 22,4 atm. Or tu n'as pas 1, mais 10L ==> pression du mélange = 22.4*10= 224 atm

 

C) Pression partielle d'N2 x Pression totale = 0.8*224 = 179,2 atm.

 

D) Pression extérieure = pression atmosphérique = 1 atm ==> 224 - 1 = 223 atm

 

E) Je n'avais jamais vu ce genre d'item auparavant, voilà comment je l'ai compris : La pression théorique est établie en considérant le mélange comme un gaz parfait ==> Pression interne = 0

A l'inverse, la pression totale mesurable, donc réelle, mesure des gaz réel, donc avec une pression interne PI. ==> Pression théorique = Pression mesurable + Pression interne, donc La pression totale mesurable est supérieure à la pression totale théorique calculée

 

Je ne suis pas du tout certain de la réponse que je te donne, car j'ai basé ma réponse sur la loi de Van't Hoff qui est 1mole dans 1L exerce une pression de 1atm, or on a aucune donnée sur le nombre de mole du mélange, donc j'ai supposé qu'il était égal à 1.Un avis complémentaire serait le bienvenue

[Parolier974]

Bonjour et merci pour cette réponse détaillée.

Pour la A je ne comprends pas comment tu obtiens 46g.

Pour les 3 autres, j'y avais pensé mais je trouvais le chiffre 224 énorme. C'est cool.

Pour la dernière, on ne peut pas déterminer le nombre de mole total en essayant de trouver celui de chacun des composés ?

f = nombre de moles / nombre de moles total

[VM-Varga]

Données :10% d'O2 = 32g. Masse moléculaire d'O2 = 32g

 

On sait que 10% d'oxygène possède une masse dans le mélange égale à sa masse moléculaire.

Or on a aussi 10% de CO2,

Donc on suppose aussi que 10% de CO2 possède une masse dans le mélange égale à sa masse moléculaire

 

==> Masse de CO2 dans le mélange = masse moléculaire de CO2 = 46g

 

Pareil, je trouve ça étrange, d'où l'utilité d'un second avis

 

En tant que donnée, on a :

- une fraction sans dimension

- une masse moléculaire en gramme

- une masse en gramme,

 

Aucune donnée avec pour dimension la quantité de matière, du coup je ne vois pas comment calculer le nombre total de mole, mais ça aurait été une bonne piste.

[Parolier974]

Ok j'ai comp

[VM-Varga]

Super alors, n'hésite pas à compléter le sujet si le chargé de TD montre une autre méthode