Conţinut

• Pași
• sfaturi
• Avertizări
• Materiale necesare

În chimie, „presiunea parțială” se referă la presiunea pe care fiecare gaz dintr-un amestec de gaz o exercită asupra împrejurimilor sale, cum ar fi o sticlă de probă, un rezervor de aer de scufundare sau limitele unei atmosfere. Puteți calcula presiunea fiecărui gaz dintr-un amestec dacă știți cât de mult este, ce volum ocupă și temperatura acestuia. Apoi puteți adăuga aceste presiuni parțiale pentru a găsi presiunea totală a amestecului de gaze sau puteți găsi mai întâi presiunea totală și apoi găsiți presiunile parțiale.

Pași

Partea 1 din 3: Înțelegerea proprietăților gazelor

1. 

   Tratați fiecare gaz ca pe un gaz „ideal”. Un gaz ideal, în chimie, este unul care interacționează cu alte gaze, fără a fi atras de moleculele sale. Moleculele individuale se pot lovi reciproc și pot sări ca bilele de biliard fără a fi deformate în vreun fel.
   • Presiunile de gaz ideale cresc pe măsură ce sunt comprimate în spații mai mici și scad pe măsură ce se extind în zone mai mari. Această relație se numește Legea lui Boyle, după Robert Boyle. Este descris matematic ca k = P x V sau, mai simplu, k = PV, unde k reprezintă relația constantă, P reprezintă presiunea și V reprezintă volumul.
   • Presiunile pot fi determinate folosind una din mai multe unități posibile. Unul este Pascal (Pa), definit ca o forță Newton aplicată pe un metru pătrat. Un altul este atmosfera (atm), definită ca presiunea atmosferei Pământului la nivelul mării. O presiune de 1 atm este egală cu 101.325 Pa.
   • Temperaturile ideale ale gazului cresc pe măsură ce volumele cresc și scad. Această relație se numește Legea lui Charles după Jacques Charles și este descrisă matematic ca k = V / t, unde k reprezintă relația dintre volum constant și temperatură, V reprezintă volum, din nou și T reprezintă temperatura.
   • Temperaturile gazelor din această ecuație sunt date în grade Kelvin, care se găsesc adăugând 273 la numărul de grade Celsius al temperaturii gazului.
   • Aceste două relații pot fi combinate într-o singură ecuație: k = PV / T, care poate fi scrisă și ca PV = kT.

2. 

   
   
   Definiți în ce cantități sunt măsurate gazele. Gazele au masă și volum. Volumul se măsoară de obicei în litri (l), dar există două tipuri de masă.
   • Masa convențională se măsoară în grame sau, dacă există o masă suficient de mare, în kilograme.
   • Datorită ușurinței gazelor, acestea sunt, de asemenea, măsurate într-o altă formă de masă numită masă moleculară sau masă molară. Masa molară este definită ca suma greutăților atomice ale fiecărui atom din compusul din care este fabricat gazul, cu fiecare atom în comparație cu valoarea 12 pentru carbon.
   • Deoarece atomii și moleculele sunt prea mici pentru a lucra, cantitățile de gaze sunt definite în moli. Numărul de moli prezenți într-un gaz dat poate fi determinat prin împărțirea masei la masa molară și poate fi reprezentat prin litera n.
   • Putem înlocui constanta arbitrară k din ecuația gazului cu produsul lui n, numărul de moli (mol) și o nouă constantă R. Ecuația se poate scrie acum nR = PV / T sau PV = nRT.
   • Valoarea R depinde de unitățile utilizate pentru măsurarea presiunilor, volumelor și temperaturilor gazelor. Pentru a identifica volumul în litri, temperatura în Kelvin și presiunea în atmosfere, valoarea sa este de 0,0821 L.atm / K.mol. Acest lucru poate fi scris și L 0,0821 atm K mol pentru a evita bara împărțită în unitățile de măsură.

3. 

   
   
   Înțelegeți Legea lui Dalton a presiunilor parțiale. Dezvoltat de chimistul și fizicianul John Dalton, care a avansat mai întâi conceptul că elementele chimice sunt formate din atomi, Legea lui Dalton afirmă că presiunea totală a unui amestec de gaze este suma presiunilor fiecăruia dintre gazele din amestec.
   • Legea lui Dalton poate fi scrisă ca o ecuație ca P _total = P₁ + P₂ + P₃... cu tot atâtea adăugiri după semnul egal, câte gaze sunt în amestec.
   • Ecuația legii lui Dalton poate fi extinsă atunci când se lucrează cu gaze ale căror presiuni parțiale individuale sunt necunoscute, dar despre care le cunoaștem volumele și temperaturile. O presiune parțială a unui gaz este aceeași presiune dacă aceeași cantitate de gaz a fost singurul gaz din container.
   • Pentru fiecare dintre presiunile parțiale, putem rescrie ecuația gazului ideal astfel încât, în loc de formula PV = nRT, să avem doar P pe partea stângă a semnului egal. Pentru a face acest lucru, împărțim ambele părți la V: PV / V = ​​nRT / V. Cele două V-uri din partea stângă se anulează reciproc, lăsând P = nRT / V.
   • Putem apoi înlocui fiecare P subscris pe partea dreaptă a ecuației presiunii parțiale: P_total = (nRT / V) ₁ + (nRT / V) ₂ + (nRT / V) ₃…

Partea 2 din 3: Calcularea presiunilor parțiale și apoi a presiunilor totale

1. 

   
   
   
   
   Definiți ecuația presiunii parțiale pentru gazele cu care lucrați. În scopul acestui calcul, vom presupune un balon de 2 litri care conține trei gaze: azot (N₂), oxigen (O₂) și dioxid de carbon (CO₂). Există 10 g din fiecare dintre gaze, iar temperatura fiecăruia dintre ele în balon este de 37 ° Celsius. Trebuie să găsim presiunea parțială a fiecărui gaz și presiunea totală pe care amestecul o exercită asupra recipientului.
   • Ecuația noastră de presiune parțială devine P _total = P _azot + P _oxigen + P _{dioxid de carbon} .
   • Deoarece încercăm să găsim presiunea pe care o exercită fiecare gaz, cunoaștem volumul și temperatura și putem găsi câte moli din fiecare gaz sunt prezenți pe baza masei, putem rescrie această ecuație ca: P_total = (nRT / V) _azot + (nRT / V) _oxigen + (nRT / V) _{dioxid de carbon}

2. 

   
   
   Convertiți temperatura în Kelvin. Temperatura este de 37º Celsius, deci adăugați 273 la 37 pentru a obține 310 K.

3. 

   Găsiți numărul de moli pentru fiecare dintre gazele din eșantion. Numărul de moli ai unui gaz este masa gazului care se împarte la masa sa molară, despre care am spus că este suma greutăților atomice ale fiecărui atom din compus.
   • Pentru primul gaz, azotul (N₂), fiecare atom are o greutate atomică de 14. Deoarece azotul este diatomic (formă moleculară a doi atomi), trebuie să multiplicăm 14 cu 2 pentru a descoperi că azotul din eșantionul nostru are o masă molară de 28. Apoi, împărțiți masa în grame, 10 g, cu 28, pentru a obține numărul de moli, pe care îl vom aproxima la 0,4 moli de azot.
   • Pentru al doilea gaz, oxigenul (O₂), fiecare atom are o greutate atomică de 16. Oxigenul este și diatomic, deci înmulțiți 16 cu 2 pentru a descoperi că oxigenul din proba noastră are o masă molară de 32. Împărțirea a 10 g la 32 ne oferă aproximativ 0,3 mol de oxigen în probă.
   • Al treilea gaz, dioxidul de carbon (CO₂), are 3 atomi: un carbon, cu o greutate atomică de 12; și doi oxigen, fiecare cu o greutate atomică de 16. Adăugăm cele trei greutăți: 12 + 16 + 16 = 44 pentru masa molară. Împărțirea a 10 g la 44 ne oferă aproximativ 0,2 mol de dioxid de carbon.

4. 

   
   
   Înlocuiți valorile cu moli, volum și temperatură. Ecuația noastră arată acum astfel: P_total = (0,4 * R * 310/2) _azot + (0,3 * R * 310/2) _oxigen + (0,2 * R * 310/2) _{dioxid de carbon}.
   • Pentru simplitate, am omis unitățile de măsură care însoțesc valorile. Aceste unități vor fi anulate după ce facem calculele, lăsând doar unitatea de măsură pe care o folosim pentru a raporta presiunile.

5. 

   Înlocuiți valoarea pentru constanta R. Vom găsi presiunile parțiale și totale în atmosfere, așa că vom folosi valoarea R de 0,0821 atm L / K.mol. Înlocuirea valorii din ecuație ne dă acum P_total =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _azot + (0,3 *0,0821 * 310/2) _oxigen + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _{dioxid de carbon} .

6. 

   Calculați presiunile parțiale pentru fiecare gaz. Acum, că avem valorile la locul lor, este timpul să facem calculele.
   • Pentru presiunea parțială a azotului, înmulțim 0,4 mol cu ​​constanta noastră de 0,0821 și temperatura noastră de 310 K și apoi împărțim la 2 litri: 0,4 * 0,0821 * 310/2 = 5, 09 atm, aproximativ.
   • Pentru presiunea parțială a oxigenului, înmulțim 0,3 mol cu ​​constanta noastră de 0,0821 și temperatura noastră de 310 K și apoi împărțim la 2 litri: 0,3 * 0,0821 * 310/2 = 3, 82 atm, aproximativ.
   • Pentru presiunea parțială a dioxidului de carbon, înmulțim 0,2 mol cu ​​constanta noastră de 0,0821 și temperatura noastră de 310 K și apoi împărțim la 2 litri: 0,2 * 0,0821 * 310/2 = 2,54 atm, aproximativ.
   • Acum adăugăm aceste presiuni pentru a găsi presiunea totală: P_total = 5,09 + 3,82 + 2,54, sau aproximativ 11,45 atm.

Partea 3 din 3: Calculul presiunii totale și apoi a presiunilor parțiale

1. 

   Definiți ecuația presiunii parțiale ca înainte. Din nou, presupunem că un balon de 2 litri conține 3 gaze: azot (N₂), oxigen (O₂) și dioxid de carbon (CO₂). Există 10 g din fiecare dintre gaze și temperatura fiecăruia dintre gazele din balon este de 37 de grade Celsius.
   • Temperatura în Kelvin va fi în continuare de 310 și, ca și până acum, avem aproximativ 0,4 mol azot, 0,3 mol oxigen și 0,2 mol dioxid de carbon.
   • La fel, vom găsi în continuare presiuni în atmosfere, așa că vom folosi valoarea de 0,0821 atm L / K.mol pentru constanta R.
   • Deci, ecuația noastră de presiune parțială încă arată la fel în acest moment: P_total =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _azot + (0,3 *0,0821 * 310/2) _oxigen + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _{dioxid de carbon}.

2. 

   Adăugați numărul de moli din fiecare dintre gazele din eșantion pentru a găsi numărul total de moli ai amestecului de gaze. Deoarece volumul și temperatura sunt aceleași pentru fiecare probă din gaz, fără a menționa că fiecare valoare molară este înmulțită cu aceeași constantă, putem folosi proprietatea distributivă a matematicii pentru a rescrie ecuația ca P_total = (0,4 + 0,3 + 0,2) * 0,0821 * 310/2.
   • Adăugarea a 0,4 + 0,3 + 0,2 = 0,9 mol din amestecul de gaze. Acest lucru simplifică și mai mult ecuația pentru P _total = 0,9 * 0,0821 * 310/2.

3. 

   Calculați presiunea totală a amestecului de gaze. Înmulțind 0,9 * 0,0821 * 310/2 = 11,45 mol, aproximativ.

4. 

   Găsiți proporția fiecărui gaz din amestecul total. Pentru a face acest lucru, împărțiți numărul de moli pentru fiecare dintre gaze la numărul total de moli.
   • Există 0,4 mol azot, deci 0,4 / 0,9 = 0,44 (44%) din probă, aproximativ.
   • Există 0,3 mol azot, deci 0,3 / 0,9 = 0,33 (33%) din probă, aproximativ.
   • Există 0,2 mol de dioxid de carbon, astfel încât 0,2 / 0,9 = 0,22 (22%) din probă, aproximativ.
   • Deși procentele aproximative de mai sus se ridică la doar 0,99, zecimalele reale se repetă, deci suma reală este o serie de repetări a nouă după zecimal. Prin definiție, acesta este același cu 1 sau 100%.

5. 

   Înmulțiți valoarea proporțională a fiecărui gaz cu presiunea totală pentru a găsi presiunea parțială.
   • Înmulțind 0,44 * 11,45 = 5,04 atm, aproximativ.
   • Înmulțind 0,33 * 11,45 = 3,78 atm, aproximativ.
   • Înmulțind 0,22 * 11,45 = 2,52 atm, aproximativ.

sfaturi

• Veți observa o mică diferență între valori, găsind mai întâi presiunile parțiale, apoi presiunea totală și găsind mai întâi presiunea totală și apoi presiunile parțiale. Amintiți-vă că valorile date au fost prezentate ca valori aproximative, datorită rotunjirii la una sau două zecimale pentru a face valorile mai ușor de înțeles. Dacă faceți calculele cu un calculator, fără rotunjire, veți observa o minoră, dacă există, discrepanță între cele două metode.

Avertizări

• Cunoașterea presiunilor parțiale de gaz poate deveni o chestiune de viață sau de moarte pentru scafandri. O presiune parțială prea mică de oxigen poate duce la pierderea cunoștinței și moarte, în timp ce o presiune parțială foarte mare de hidrogen sau oxigen poate fi, de asemenea, toxică.

Materiale necesare

• Calculator;
• Carte de referință a greutăților atomice / mase molare.