Cum se calculează presiunea parțială

În chimie, "presiune parțială" se referă la presiunea pe care fiecare gaz dintr-un amestec gazos exercită asupra mediului înconjurător, cum ar fi un flacon de eșantion, un rezervor de aer în baie sau limitele unei atmosfere. Puteți calcula presiunea fiecărui gaz într-un amestec dacă știți cât de mult este gazul, cât este volumul pe care îl ocupă și temperatura acestuia. Puteți apoi să rezumați aceste presiuni parțiale pentru a găsi presiunea totală a amestecului gazos sau mai întâi să găsiți presiunea totală și apoi să găsiți presiunile parțiale.

conținut

Pași
Partea 1Înțelegerea proprietăților gazelor
Partea 2calculând presiunile parțiale și apoi totalurile
Partea 3calcularea presiunii totale și apoi a presiunilor parțiale
Avertismente
Materiale necesare
Surse și cotatii

pași

Partea 1
Înțelegerea proprietăților gazelor

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială Pasul 1

Tratezi fiecare gaz ca un gaz "ideal". Un gaz ideal, în chimie, este acela care interacționează cu alte gaze, fără a fi atras de moleculele sale. Moleculele individuale se pot ajunge reciproc și pot sări ca bilele de biliard fără a fi deformate în nici un fel.

Presiunile ideale ale gazelor cresc, deoarece acestea sunt comprimate în spații mai mici și scad în timp ce se extind în zone mai mari. Această relație se numește Legea lui Boyle, numită după Robert Boyle. Este descrisă 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. Una este Pascal (Pa), definită ca o forță Newton aplicată peste un metru pătrat. Alta este atmosfera (atm), definita ca presiunea atmosferei Pamantului la nivelul marii. O presiune de 1 atm este egală cu 101,325 Pa.
Temperaturile ideale ale gazelor cresc pe măsură ce volumele cresc și scad. Această relație se numește Legea lui Charles în onoarea lui Jacques Charles și este descrisă matematic ca k = V / t, unde k reprezintă relația dintre volumul constant și temperatura, V reprezintă volumul din nou și T reprezintă temperatura.
Temperaturile gazelor din această ecuație sunt date în grade Kelvin, care se găsesc prin adăugarea a 273 la numărul de grade Celsius a temperaturii gazului.
Aceste două relații pot fi combinate într-o singură ecuație: k = PV / T, care poate fi de asemenea scris ca PV = kT.

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială Pasul 2

Definiți în ce cantități se măsoară gazele. Gazele au masa și volumul. Volumul este de obicei măsurat în litri (l), dar există două tipuri de masă.

Masa convențională este măsurată în grame sau, dacă există un număr suficient de mare de masă, kilograme.
Din cauza ușurinței gazelor, ele sunt, de asemenea, măsurate într-o altă formă de masă numită masă moleculară sau masă molară. Masa moleculară este definită ca suma ponderilor atomice ale fiecărui atom al compusului din care este constituit gazul, cu fiecare atom comparat cu valoarea de 12 pentru carbon.
Deoarece atomii și moleculele sunt prea mici pentru a lucra cu, cantitățile de gaze sunt definite în molii. Numărul de moli prezenți într-un anumit gaz poate fi determinat prin împărțirea masei cu masa molară și poate fi reprezentat de litera n.
Putem înlocui constanta arbitrară k în ecuația gazului cu produsul lui n, numărul de molici (mol) și o nouă constantă R. Ecuația poate fi acum scrisă nR = PV / T sau PV = nRT.
Valoarea lui R depinde de unitățile folosite pentru a măsura presiunile, volumele și temperaturile gazului. Pentru a identifica volumul în litri, temperatura Kelvin și presiunea în atmosferă, valoarea lui este de 0,0821 L.atm / K.mol. Acest lucru poate fi de asemenea scris L 0,0821 atm K ^-1 mol ^-1 pentru a evita împărțirea barei în unități de măsură.

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială Pasul 3

Înțelege Legea lui Dalton de Presiuni Parțiale. Dezvoltat de chimistul și fizicianul John Dalton, care a avansat mai întâi conceptul de elemente chimice care sunt făcute 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 sub forma unei ecuații precum P _total = P₁ + P₂ + P₃... cu atât de multe adăugiri după semnul egal, deoarece în amestec există gaze.
Ecuația legii Dalton poate fi extinsă atunci când se lucrează cu gaze ale căror presiuni parțiale individuale sunt necunoscute, dar despre care cunoaștem volumele și temperaturile lor. O presiune parțială a unui gaz este aceeași presiune dacă aceeași cantitate de gaz este singurul gaz din vas.
Pentru fiecare presiune parțială, putem rescrie ecuația ideală de gaz, astfel încât în loc de formula PV = nRT, putem avea doar P în partea stângă a semnalului egal. Pentru a face acest lucru, împărțim ambele părți prin V: PV / V = nRT / V. Cele două Vs din stânga se anulează reciproc, lăsând P = nRT / V.
Putem apoi să înlocuim fiecare subscript P în partea dreaptă a ecuației de presiune parțială: P_total = (nRT / V) ₁ + (nRT / V) ₂ + (nRT / V) ₃...

Partea 2
Calculând presiunile parțiale și apoi totalurile

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială Pasul 4

Definiți ecuația presiunii parțiale a gazelor cu care lucrați. În sensul acestui calcul, presupunem un balon de 2 litri care conține trei gaze: azot (N₂), oxigen (O.₂) și dioxid de carbon (CO₂). Sunt 10 g din fiecare dintre gaze, iar temperatura fiecăruia în vas este de 37 ° Celsius. Trebuie să găsim presiunea parțială a fiecărui gaz și presiunea totală pe care amestecul o exercită asupra vasului.

Ecuația noastră de presiune parțială devine P _total = P _azot + P _oxigen + P _{dioxid de carbon} .
Din moment ce încercăm să găsim presiunea exercitată de fiecare gaz, cunoaștem volumul și temperatura și putem afla câte moli ai fiecărui gaz este prezent pe baza masei, putem rescrie această ecuație ca: P_total = (nRT / V) _azot + (nRT / V) _oxigen + (nRT / V) _{dioxid de carbon}

Imaginea intitulată Calculează presiunea parțială Pasul 5

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

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială Pasul 6

Găsiți numărul de moli ai fiecăruia dintre gazele prezente în eșantion. Numărul de moli ai unui gaz este masa gazului care este împărțită prin masa molară a acestuia, despre care spunem 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 (forma moleculară a doi atomi), trebuie să înmulțim 14 cu 2 pentru a constata că azotul din proba noastră are o masă molară de 28. Apoi, divizați masa în grame, 10 g, cu 28, pentru a obține numărul de moli, care vom aproxima 0,4 moli de azot.
Pentru al doilea gaz, oxigenul (O₂), fiecare atom are o greutate atomică de 16. Oxigenul este de asemenea diatomic, deci se înmulțește 16 cu 2 pentru a constata că oxigenul din proba noastră are o masă molară de 32. Împărțirea 10 g la 32 ne dă aproximativ 0,3 moli de oxigen din proba noastră.
Al treilea gaz, dioxid de carbon (CO₂), are 3 atomi: unul cu carbon, cu o masă atomică de 12 și doi cu 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 dă aproximativ 0,2 moli de dioxid de carbon.

Imaginea intitulată Calculează presiunea parțială Pasul 7

Înlocuiți valorile prin moli, volum și temperatură. Ecuația noastră arată acum: 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 renunțat la unitățile de măsură care însoțesc valorile. Aceste unități vor fi anulate după ce vom face facturile, lăsând doar unitatea de măsură pe care o utilizăm pentru a raporta presiunile.

Înlocuiți valoarea pentru R. constantă Vom găsi presiunile parțiale și totale în atmosfere, deci vom folosi valoarea pentru R de 0,0821 atm L / K.mol. Înlocuirea valorii în ecuație oferă 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} .

Calculați presiunile parțiale pentru fiecare gaz. Acum că avem valori în loc, este timpul să facem matematica.

Pentru presiunea parțială a azotului, înmulțim 0,4 mol cu constanta noastră de 0,0821 și temperatura noastră de 310 K și apoi împărțim cu 2 litri: 0,4 * 0,0821 * 310/2 = 5,09 atm, aproximativ.
Pentru presiunea parțială a oxigenului, înmulțim 0,3 moli cu constanta noastră de 0,0821 și temperatura noastră de 310 K și apoi împărțim cu 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 cu 2 litri: 0,2 * 0,0821 * 310/2 = 2 , 54 atm, aproximativ.
Acum adaugam aceste presiuni pentru a gasi presiunea totala: P_total = 5,09 + 3,82 + 2,54 sau 11,45 atm, aproximativ.

Partea 3
Calcularea presiunii totale și apoi a presiunilor parțiale

Imaginea intitulată Calculează presiunea parțială 10

Setați ecuația de presiune parțială ca mai înainte. Încă o dată, presupunem că un balon de 2 litri conține 3 gaze: azot (N₂), oxigen (O.₂) 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 înainte, avem aproximativ 0,4 moli de azot, 0,3 moli de oxigen și 0,2 moli de dioxid de carbon.
De asemenea, vom găsi în continuare presiunile în atmosferă, deci vom folosi valoarea de 0,0821 atm L / Kmol pentru R. constantă
Astfel, ecuația noastră de presiune parțială pare 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}.

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială 11

Adăugați numărul de moli ai fiecăruia dintre gazele din probă pentru a găsi numărul total de moli ai amestecului gazos. 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 de 0,4 + 0,3 + 0,2 = 0,9 mol de amestec gazos. Aceasta simplifică în continuare ecuația pentru P _total = 0,9 * 0,0821 * 310/2.

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

Imaginea intitulată Calculați presiunea parțială 13

Găsiți raportul fiecărui gaz din amestecul total. Pentru a face acest lucru, împărțiți numărul de cariere ale fiecăruia dintre gaze cu numărul total de cariere.

Există 0,4 mol de azot, deci 0,4 / 0,9 = 0,44 (44%) din probă, aproximativ.
Există 0,3 moli de azot, deci 0,3 / 0,9 = 0,33 (33%) din probă, aproximativ.
Există 0,2 moli de dioxid de carbon, astfel încât aproximativ 0,2 / 0,9 = 0,22 (22%) din probă.
Deși procentul aproximativ dispar doar peste 0,99, zecimalele reale sunt repetate, astfel încât suma reală este una dintre cele nouă număr care se repetă după zecimal. Prin definiție, acesta este același cu 1 sau 100%.

Imaginea intitulată Calculează presiunea parțială pas 14

Înmulțiți valoarea proporțională a fiecărui gaz cu presiunea totală pentru a găsi presiunea parțială.

Înmulțire 0,44 * 11,45 = 5,04 atm, aproximativ.
Înmulțire 0,33 * 11,45 = 3,78 atm, aproximativ.
Înmulțire 0.22 * 11.45 = 2.52 atm, aproximativ.

== Sfaturi ==

Vei observa o mică diferență în valorile pentru a găsi primele presiuni parțiale, și apoi presiunea totală, și pentru a găsi presiunea totală în primul rând, apoi presiunile parțiale. Amintiți-vă că valorile de date sunt prezentate ca valori aproximative din cauza rotunjirii la una sau două zecimale pentru a le face mai ușor de înțeles valori. Dacă faci matematica cu un calculator fără rotunjire, veți observa o mai mică sau chiar inexistentă, discrepanță între cele două metode.

avertismente

Cunoașterea presiunilor parțiale de gaze poate deveni o problemă de viață sau moarte pentru scafandri. O presiune parțială a oxigenului prea scăzută poate duce la pierderea conștienței și moartea, în timp ce o presiune parțială foarte mare a hidrogenului sau a oxigenului poate fi, de asemenea, toxică.