Par Shawn Radcliffe
Mis à jour le 24 mars 2022

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Même lorsqu'un liquide semble immobile, les molécules qu'il contient s'évaporent constamment dans l'air au-dessus et se condensent à nouveau. Lorsque ces processus opposés s’équilibrent, le système atteint l’équilibre. À l’équilibre, la pression partielle de la vapeur reflète directement sa concentration dans la phase gazeuse. Pour traduire cette pression en une concentration mesurable, nous appliquons la loi des gaz parfaits, qui relie la pression, la température et la quantité molaire.

Étape 1 :Rédiger la loi des gaz parfaits

L'équation des gaz parfaits est PV =nRT , où :

• P =pression (atm)
• V =volume (L)
• n =nombre de taupes
• T =température (K)
• R =constante universelle des gaz =0,0821Latmmol⁻¹K⁻¹

Étape 2 : Résoudre la concentration (n/V)

Réorganisez l'équation pour isoler la molarité :

n/V =P/(RT)

Ainsi, la concentration est égale à la pression partielle divisée par le produit de la constante du gaz et de la température.

Étape 3 :Convertir la température en Kelvin

Utiliser la relation K =°C + 273,15 . Par exemple, 25°C devient 298K.

Étape 4 :Convertir la pression en atmosphères

Si votre mesure est en torr, multipliez par 0,001316 pour obtenir les atmosphères. Par exemple, 25torr =0,0329 atm.

Étape 5 :Calculer la concentration

Insérez les valeurs converties dans l'équation. Avec une température de 298K et une pression partielle de 0,031atm :

n/V =0,031 / (0,0821 × 298) ≈ 0,0013molL⁻¹

Ce résultat exprime la concentration de vapeur en 1,3×10⁻³mol par litre.

TL;DR

À l’équilibre, la concentration d’un gaz est égale à sa pression partielle. Convertissez la température en Kelvin et la pression en atmosphères, puis appliquez n/V =P/(RT) pour obtenir la molarité.