I - Les unités de mesure. II Etats de la matière

Transcription

1 I - Les unités de mesure Système métrique décimal Système international (S.I.) II Etats de la matière A - Les lois des gaz parfaits B - Les lois des mélanges de gaz C - Les lois des gaz réels D - La vaporisation Docteur François PHILIP

2 I - Les unités de mesure La métrologie est la science de la mesure au sens le plus large «Il n y a pas de sciences sans mesure»

3 1795 Système métrique décimal Définir l unité de longueur Les scientifiques du 18e siècle sont parvenus à déterminer la longueur exacte d'un quart de méridien, dont la dix millionième partie donne la mesure du mètre.

4 Définir l unité de masse: le kilogramme sera égal à la masse d'un décimètre cube d'eau Définir l unité de surface : L are Définir l unité de volume : le litre et la stère Définir l unité de pression: le bar

5 1875 Convention du Mètre La Convention du Mètre a été signée à Paris en 1875 par dix-sept États et est à l origine: Du Bureau international des poids et mesures (BIPM) créé à Paris Des Conférences générales des poids et mesures CGPM (XXIII ème en oct 2007)

6 1960 Le Système international (S.I.) Le Système international (S.I.) est officiellement né à partir d'une résolution de la XIème conférence générales des poids et mesures CGPM Le Système International est constitué: - de sept unités de base et - d'un grand nombre d'unités dérivées

7 Les sept unités de base Le mètre Le kilogramme La seconde L ampère Le kelvin La mole La candela m kg s A K mol cd

8 Le mètre le mètre est redéfini en 1960, comme étant égal à ,73 fois la longueur d'onde, dans le vide, d'une radiation orangée de l'atome krypton 86. Cette définition, fondée sur un phénomène physique, marquait le retour à un étalon naturel, reproductible, offrant des garanties de permanence et d'invariabilité permettant d'avoir une exactitude près de cinquante fois supérieure à celle qu'autorisait le prototype international, et une meilleure garantie de conservation à très long terme. le mètre est redéfini en 1983, en fonction de la vitesse de la lumière, comme égal " à la longueur du trajet parcouru dans le vide par la lumière pendant 1/ de seconde ".

9 Le kilogramme. Le kilogramme: il a été défini en 1889 comme un cylindre en platine iridié de hauteur égale au diamètre (39mm) conservé au Pavillon de Breteuil, au BIPM

10 La seconde La seconde : La seconde (s) est la durée de périodes de la radiation correspondant à la transition entre les deux niveaux hyperfins de l'état fondamental de l'atome de césium 133.

11 L ampère L'ampère (A) est l'intensité d'un courant électrique constant qui, maintenu dans deux conducteurs parallèles, rectilignes, de longueur infinie, de section circulaire négligeable et placés à une distance de un mètre l'un de l'autre dans le vide, produirait entre ces conducteurs une force de newton par mètre de longueur.

12 Le Kelvin Le Kelvin, unité de température thermodynamique, est la fraction 1/273,16 de la température thermodynamique du point triple de l eau K C K = `C , ,15 0 Zéro absolu - 273,15

13 La candela La candela (cd) est l'intensité lumineuse, dans une direction donnée, d'une source qui émet un rayonnement monochromatique de fréquence hertz et dont l'intensité énergétique dans cette direction est 1/683 watt par stéradian

14 Les unités dérivées

15 Les unités dérivées Vitesse = Longueur /s Débit = volume / s Fréquence = Nombre d événement / s (1/s = Hz) Accélération = Variation de vitesse m/s/s (m/s²) Unité de surface = m² Unité de volume = m 3

16 Un newton La force est le produit de la masse par l accélération Un newton est donc la force qui communique à une masse de 1 Kg, une accélération de 1m/s/s Poids = masse x accélération 1 N = 1 kg.m.s -2

17 Quel est le poids d une masse de 1 Kg au niveau de la mer? Accélération au niveau de la mer (ou gravité) = 9,81 m/s²

18 Réponse Quel est le poids d une masse de 1 Kg? Poids = masse x accélération Poids = 1kg x accélération Poids = 1kg x 9,81 m/s² Poids = 9,81 newton

19 Dans le langage non scientifique, on confond généralement masse (en kilogrammes) et poids (qu'on devrait exprimer en newtons). Une masse de 1 kg pèse environ 10 N sur la planète Terre

20 À la surface de la terre, le champ de pesanteur vaut approximativement 9,81 m/s². La force à laquelle est soumise un corps en raison de la pesanteur est appelée: poids de ce corps et est directement reliée à la pesanteur par sa masse.

21 Mesure d une force Le dynamomètres mécaniques

22 Le joule On définit cette unité comme étant le travail d'une force d'un newton dont le point d'application se déplace d'un mètre dans la direction de la force : J (joule) = N.m = 1 Kg. m².s-² E= ½ m v²

23 Un watt La puissance mécanique La puissance mécanique d une force est l énergie que l on peut acquérir avec cette force sur un temps donné Un watt est la puissance d'un système énergétique dans lequel une énergie de 1 joule est transférée uniformément pendant 1 seconde 1W = 1J.1 s 1 W = 1 kg.m 2.s -3

24 le watt La puissance électrique La puissance électrique P qui a pour unité le watt (symbole W) est le produit de la tension électrique aux bornes de laquelle est branchée l'appareil (en volts) et de l'intensité du courant électrique qui le traverse (en ampères). P = U x I

25 Calculez l intensité, en ampères, d une ampoule de 100 w alimentée par une tension de 220 volts

26 Réponse P = U x I I = P/ U I = 100/220 I= 0,45 ampère

27 Le pascal La pression est la force d 1N qui s exerce sur une surface d 1m² 1 Pa (pascal ) =1 newton sur 1 m² Europe: 1 atmosphère = 760 mmhg par cm² = 10m H2O/cm² = 1kgH2O/cm² USA: 1 Psi = 1 livre/pouce SI: 1 atmosphère = 1 Bar = 100kPa = hpa = P

28 En pratique: 1cm H2O = 0,1 kpa = 1 mbar = 0,76 mmhg 1 mmhg = 1,33 mbar = 0,133 kpa = 1,36cm H2O

29 Exemple Gazometrie: PaO2 = 100 mmhg ou 13,3 KPa mmhg / 7.5 = KPa

30 Définition du newton : Force qui communique, à un corps ayant une masse de 1 kilogramme, une accélération de 1 mètre par seconde carrée. Définition du pascal : Pression uniforme qui, agissant sur une surface plane de 1 mètre carré, exerce perpendiculairement à cette surface une force totale de 1 newton. Définition du joule : Energie produite par une force de 1 newton dont le point d'application se déplace de 1 mètre dans la direction de la force. Définition du watt : Puissance d'un système énergétique dans lequel est transférée uniformément une énergie de 1 joule pendant 1 seconde.

31 La mole quantité de matière d un système La mole est la 7 ème unité de base du Système International d unités. Son symbole est «mol».

32 Exemple NA+ K+ = 140 meq/l ou mmol/l = 4 meq/l ou mmol/l Glycemie = 1 g/l ou 5 mmol/l Hb = 13.2 g /100 ml ou g/dl = 8.2 mmol/l (x 1.6 = g/dl)

33 La mole est une unité de comptage au même titre que la centaine, la vingtaine ou la douzaine, sauf que cette unité de comptage est immense = = environ millards de millards d'unités).

34 = De la même manière qu'il y a autant d'éléments dans une douzaine de pommes que dans une douzaine d'œufs

35 il y a le même nombre d'atomes dans une mole de sucre que dans une mole d eau ( soit ou millards de millards d'atomes) Sucre eau

36 Une mole de divers composés Élément Nombre d'atomes Masse de l'échantillon (g) Aluminium 6,022 x ,98 Fer 6,022 x ,85 Cuivre 6,022 x ,55 Or 6,022 x ,97

37 Le Tableau de Mendeleïev

38 Calcul de la quantité de matière en mol dans un échantillon Q matière en mol = masse en g m masse atomique M Par exemple: Le fer a une masse atomique M de 55.8 g/mol, => donc une mole de fer pèse 55.8 g. Masse atomique d H2O = 18 g/mol => 1 mole d eau = 18g H2O Masse atomique du CaCl2 = ((40+(35.5x2)) = 111 g/mol

39 Exemple.Calculer la quantité de matière en mol contenue dans 1,000 L d eau Q matière en mol = masse en g m masse atomique M

40 1L d eau a une masse m = 1000 g et contient des molécules de formule H 2 O de masse molaire moléculaire M: H2O => (1x 2) + 16 = 18 g.mol -1 m/m = 1000/18 = 55,6 mol

41 Une mole peut aussi être définie comme la quantité de matière dont la masse en grammes est égale à son poids moléculaire. Q matière en mol = masse en g m masse atomique M

42 Concentration massique = g/l Concentration molaire = mol/l ou eq/l Eq = mol * 1/valence La concentration est la masse d une substance par unité de volume Par exemple : 1 mmol de Ca++ = 2 meq de Ca++ 1 mmol K+ = 1 meq K+ Concentration fractionnaire = vol% = ppm (1.10-6) Cette unité est souvent utilisée lorsque le pourcentage, mesuré ou calculé, est inférieur à 1%.

43 ppm ppm signifie partie par million. 1 ppm = 1/ = 10-6 >En masse. 1 ppm = 10-6 g = 10-3 mg >En concentration : 1 ppm = 10-6 mol/l (conc. molaire) 1 ppm = 10-6 Kg/L = 1 mg/l (conc. massique) Etc Le ppm n est pas une concentration mais un rapport

44 Exemple - NO dans le SDRA de 5 à 80 ppm - Capnométrie 40 mm Hg = 5 Vol% - PiO2 = Patm x FiO2 = 760 mmhg x 21% = 160 mmhg

45 Unités en dehors du SI dont l'usage est accepté avec le SI Grandeur Nom de l'unité Symbole de l'unité Valeur en unités SI temps minute min 1 min = 60 s heure h 1 h = 60 min = 3600 s jour d 1 d = 24 h = s superficie hectare (e) ha 1 ha = 1 hm2 = 104 m2 volume litre L, l 1 L = 1 l = 1 dm 3 = 10 3 cm 3 = 10 3 m 3 masse tonne eg) t 1 t = 10 3 kg

46 Le volume d'un corps s'exprime en mètre cube ( m 3 ) (S.I.) ou dans d'autres unités : De ce tableau, on retiendra surtout : 1 dm 3 = 1 L 1cm 3 = 1 ml 1 m 3 = 1000 dm 3 = 1000 L 1L= 1000 ml et mètre cube (m 3 ) décimètre cube (dm 3 ) centimètre cube (cm 3 ) 1000 L 100 L 10 L 1 L 0,1 L 0,01 L 0,001 L hectolitre (hl) décalitre (dal) litre (L) décilitre (dl) centilitre (cl) millilitre (ml)

47

48 American Wire Gauge abrégé en AWG

49

50 II Etats de la matière

51 La matière peut exister en général sous 3 états différents : solide, liquide et vapeur (ou gaz). L'état sous lequel se trouve la matière dépend de: - La température - La pression - Le volume

52

53 Les lois A - Les lois des gaz parfaits B - Les lois des mélanges de gaz C - Les lois des gaz réels D - La vaporisation

54 Définition d un gaz Un gaz est une substance qui, à température et pression ambiante habituelle, n existe qu à l état gazeux

55 Définition d une vapeur C est l état gazeux d une substance qui à température et pression ambiante habituelle existe à l état liquide. C est l ensemble des molécules d une substance présentes au dessus de la phase liquide de cette même substance.

56 A - Les lois des gaz parfaits Le gaz parfait est un gaz idéal : C'est un ensemble à pression réduite de N atomes ou molécules identiques sans interaction entre eux et soumis à une agitation perpétuelle et aléatoire (dite agitation moléculaire ou thermique) Loi de Charles et Gay-Lussac Loi de Mariotte

57 Première loi de Charles et Gay-Lussac À pression constante, le volume d'un gaz est proportionnel à la température. V = kt V / T = V 1 / T 1

58 Exercice On conserve 8,0 L d un gaz X à 27 C dans un récipient de volume variable. Si la température double et que la pression demeure constante, Quel est le volume occupé alors par l'échantillon? Il faut exprimer la température en Kelvin K = `C + 273

59 Solution V / T = V1 / T1 8/300 = V1/ = V1 /327 V1 = x 327 V1 = 8,72 L

60 Deuxième loi de Charles et Gay-Lussac ou loi de Charles A volume constant, la pression d'un gaz est directement proportionnelle à la température absolue (Kelvin). P = kt P / T = P 1 / T 1

61 Exercice Avant de quitter Nice, un vacancier gonfle les pneus de sa voiture à une pression de 300 kpa, par une température de +27 C. Une fois arrivé à Isola, la température est de 13 C. Si les pneus sont en parfaite condition, quelle devrait être leur pression à Isola? Il faut exprimer ici la température en Kelvin K = C + 273

62 Solution P/T = P 1 /T 1 300/(273+27) = Pression du pneu / (273-13) 1 = Pression du pneu 260 Pression du pneu = 260 kpa

63 Loi de Boyle ( ) et Mariotte ( ): À température constante, la pression d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume. PV = K PV = P 1 V 1

64 Exercice Dans l atmosphère, quel est le volume de gaz contenu dans une bouteille d oxygène de 10 litres dont la pression interne est de 150 bars?

65 Solution PV = P 1 V x 10 = 1 x volume du gaz volume du gaz dans l atmosphère = 1500 litres

66 B - Les lois des mélanges de gaz La loi de Dalton Un mélange de gaz est formé de différents gaz (n i, M i ) occupant le même volume V : à l'équilibre thermique ces différents gaz sont à la même température T. On définit alors pour chaque gaz une pression partielle p i telle que la pression totale p du gaz soit : p = p i P totale = P 1 + P 2 + P 3... La loi de Henry La quantité d un gaz donné qui se dissout dans un liquide donné est directement proportionnelle à la pression de ce gaz

67 C - Les lois des gaz réels Les gaz réels ont un comportement très différent des gaz parfaits. Si la pression augmente, la loi des gaz réels s'écarte de celle des gaz parfaits, surtout aux hautes pressions. Les gaz réels sont : - décrits par des lois différentes et plus complexes - liquéfiables à une température inférieure à la température critique Tc du gaz

68 Exemple La liquéfaction de l oxygène En comprimant l O2 à 50 atm Et en le refroidissant à -182 C L O2 devient liquide Ce liquide se conserve dans un récipient clos sinon il s évapore au contacte de l air

69 Donc si on comprime le gaz, le comportement va dépendre fortement de la température Pression Pression Temperature T1 l'état gazeux Diagramme de Clapeyron Volume

70 Les isothermes P = f (V) du gaz réel comportent: - Un point particulier = température critique ou point critique C, - Un plateau pour chaque isotherme < à la TC - Une courbe de saturation (Cb de Rose) Température critique C Pc L'état gazeux

71 Les trois secteurs 1 - Quand T > T c, le gaz réel ne se liquéfie pas, quelle que soit la pression. Pression l'état gazeux Température Tc T La situation est exprimée dans le réseau d isotherme d Andrews (Hyperboles equilatères) vapeur

72 2 - Quand T = T c, le gaz devient vapeur (état intermédiaire entre le gaz et le liquide ) L étude de ces gaz, fait apparaître le changement d état : gaz l'état gazeux vapeur saturante Tc T Liq./vap. vapeur vapeur

73 3 - Quand T < T c, la courbe P = f (V ) présente un palier horizontal, correspondant à la liquéfaction (P = constante ). L étude de ces gaz, fait apparaître le changement d état : gaz vapeur saturante liquide liquéfaction du gaz Liq./vap. l'état gazeux Tc T vapeur vapeur

74

75 N2O Au dessous de cette température (36 5) qu on appelle la température critique, les courbes ont une partie plate correspondant à la liquéfaction du gaz 51atm 36.5

76 N2O Equilibre du N2O dans une bouteille à 51 atm

77 Principe de la voie cryogénique : - Liquéfaction de l'air puis distillation fractionnée. Les températures critiques de N2 (tc = - 146,9 C) et de O2 (tc = - 118,4 C) permettent la liquéfaction de l'air par compression entre 50 et 70 bar. - Liquéfaction de l O2 à -118 C et une pression de 5043 kpa (Point critique de l oxygène) =50 Atm

78

79 D - La vaporisation Vaporisation Liquide <=> Gaz Liquéfaction Définition: c est le passage d un corps de l état liquide à l état gazeux, appelé alors vapeur.

80 La vaporisation dans le vide Elle est instantanée et s effectue jusqu à ce que la pression de vapeur produite atteigne la Pression de vapeur saturante Vide Mercure

81 La vaporisation dans le vide Ether

82 La vaporisation dans le vide La vaporisation est instantanée et complète La pression de la vapeur sèche d éther augmente Ether

83 La vaporisation dans le vide La vaporisation est saturante lorsqu il y a apparition de liquide Pression de vapeur saturante Ether

84 La pression de vapeur saturante C est la pression de la vapeur d'un corps pur à partir de laquelle une partie du corps pur passe sous forme liquide. Elle est dépendante de la température.

85 Donc: Si la pression partielle de la vapeur est supérieure à la pression de vapeur saturante, et que celle-ci est elle-même inférieure à la pression ambiante, une partie des molécules passent de la phase gazeuse à la phase liquide C est la liquéfaction ou condensation ;

86 Si la pression partielle de la vapeur est inférieure à la pression de vapeur saturante, et que celle-ci est elle-même inférieure à la pression ambiante, une partie des molécules passent de la phase liquide à la phase gazeuse : c'est l'évaporation

87 La vaporisation dans un gaz La vaporisation est plus lente La pression de vapeur saturante est la même dans un gaz que dans le vide La pression de vapeur saturante est augmentée par la chaleur La vaporisation ne se fait pas si le récipient est fermé La vaporisation est complète à l air ambiant Exemple de pression de vapeur saturante: 2,3 kpa pour l eau 32 kpa pour l Halothane 59 kpa pour l éther 5100 kpa pour le N2O 1 atm =100 kpa

88 L évaporation C est le phénomène de la vaporisation d un liquide dont la surface est libre L évaporation demande des calories => il y a refroidissement La condensation donne des calories => il y a réchauffement

89 Exemple d une cuve de vaporisation

90 Exemple du nez artificiel eau Condensation Patient Temp Expiration Évaporation eau 20 Patient Temp Inspiration Chaleur

91 L'ébullition La température d'ébullition dépend de la valeur de la pression extérieure (ou pression atmosphérique) L'ébullition se produit quand la pression de vapeur saturante de l'eau devient égale à la pression atmosphérique

92 Au niveau de la mer la pression atmosphérique vaut 1013 hpa (1 atmosphère), et la pression de vapeur saturante est égale à 1013 hpa à 100 C. Donc l'eau bout à 100 C au bord de la mer. En haut du mont Blanc, la pression est inférieure à 0,5 atmosphère : l'eau bout à 85 C.