Innehåll

• Att gå
• Del 1 av 3: Förstå gasernas egenskaper
• Del 2 av 3: Beräkning av partiellt och sedan totalt tryck
• Del 3 av 3: Beräkning av totala och partiella tryck
• Tips
• Varningar
• Förnödenheter

I kemi avser "partiellt tryck" det tryck som varje gas i en gasblandning utövar på sin omgivning, såsom en erlenmeyer-kolv, en dykares syrecylinder eller atmosfärens gräns. Du kan beräkna trycket för varje gas i en blandning individuellt om du vet hur mycket av den gasen som finns, vilken volym den upptar och vad temperaturen är. Du kan sedan lägga till detta partiella tryck till gasblandningens totala tryck, eller så kan du först beräkna det totala trycket och sedan bestämma partialtrycket för varje gas.

Att gå

Del 1 av 3: Förstå gasernas egenskaper

1. Behandla vilken gas som helst som en "ideal" gas. En idealisk gas inom kemi är en som interagerar med andra gaser utan att lockas till deras molekyler. Enskilda molekyler kan röra vid och ricochet som biljardbollar utan att deformeras på något sätt.
   • Trycket på ideala gaser ökar när de pressas in i mindre utrymmen och minskar när de får mer utrymme. Detta förhållande kallas Boyles lag, uppkallad efter Robert Boyle. Dess ekvation är k = P x V, eller mer generellt, k = PV, där k är det konstanta förhållandet, P är trycket och V är volymen.
   • Tryck kan ges i en av de möjliga måttenheterna. En möjlighet är Pascal (Pa), definierad som kraften av en Newton per kvadratmeter. En annan är atmosfären (atm.), Definierad som atmosfärens tryck vid havsnivå. Ett tryck på 1 atm. är lika med 101,325 Pa.
   • Temperaturen på en idealgas stiger eller sjunker med gasens volym. Detta förhållande kallas Charles's Law, uppkallad efter Jacques Charles. Matematiskt skriver du detta som k = V / T, där k är det konstanta förhållandet mellan volymen och temperaturen, V är volymen och T är temperaturen.
   • I denna ekvation anges temperaturen för gaser i grader Kelvin, som du kan konvertera genom att lägga till 273 till antalet grader Celsius.
   • Dessa två förhållanden kan kombineras i en enda ekvation: k = PV / T, som också kan skrivas som PV = kT.
2. Definiera mängderna i vilka gaserna mäts. Gaser har både massa och volym. Volymen mäts vanligtvis i liter (l), men det finns två typer av massa.
   • Konventionen är att mäta massa i gram eller, om det finns tillräcklig massa, i kg.
   • På grund av den lilla gasmassan mäts de också i en annan massform, nämligen molekylmassa eller molmassa. Molmassa definieras som summan av atommassan för varje atom i kompositionen som utgör gasen och jämför varje atom med värdet 12 för kol.
   • Eftersom atomer och molekyler är för små för att arbeta med definieras en mängd gas som antalet mol. Antalet mol närvarande i en given gas kan hittas genom att dela massan med molmassan, och detta representeras av bokstaven n.
   • Vi kan ersätta den godtyckliga konstanten k i gasekvationen med produkten av n, antalet Mol och en ny konstant R. Ekvationen kan nu skrivas som nR = PV / T eller PV = nRT.
   • Värdet på R beror på de enheter som används för att mäta gasernas tryck, volym och temperatur. Baserat på volymen i liter, temperaturen i grader Kelvin och atmosfärstrycket är dess värde 0,0821 l atm / K mol. Detta kan noteras som 0,0821 l atm. K mol för att undvika delningstecknet i enheterna.
3. Förstå Daltons lag om partiellt tryck. Daltons lag, som namnet antyder, utvecklades av kemist och fysiker John Dalton, som var den första som utvecklade idén att kemiska element består av atomer, och säger att det totala trycket i en gasblandning är lika med summan av trycket för var och en av gaserna i blandningen.
   • Daltons lag kan skrivas i form av ekvation som P._total = P₁ + P₂ + P₃ ... Med så många tillsatser i slutet av likhetstecknet som det finns gaser i blandningen.
   • Daltons lag kan utvidgas när man arbetar med gaser vars individuella partiella tryck är okända men som vi känner till deras volym och temperatur. Partiets tryck för en gas är detsamma som trycket för den gasen när det är den enda gasen i kärlet.
   • För alla partiella tryck kan vi skriva om den ideala gasekvationen så att vi i stället för formeln PV = nRT bara har P till vänster om likhetstecknet. För att göra detta delar vi båda sidorna med V: PV / V = ​​nRT / V. De två V till vänster avbryter varandra och lämnar P = nRT / V.
   • Vi kan sedan placera varje förekomst av P på höger sida av partialtrycksekvationen med ett underskrift: P._total = (nRT / V) ₁ + (nRT / V) ₂ + (nRT / V) ₃ …

Del 2 av 3: Beräkning av partiellt och sedan totalt tryck

1. Definiera partialtrycksekvationen för de gaser du arbetar med. För denna beräkning antar vi att en 2-liters konisk kolv innehåller 3 gaser: kväve (N₂), syre (O₂) och koldioxid (CO₂). Varje gas väger 10 g och temperaturen på varje gas i kolven är 37 grader Celsius. Vi måste bestämma partialtrycket för varje gas och det totala trycket som gasblandningen utövar på kolven.
   • Vår ekvation av partialtrycket blir nu P._total = P_kväve + P_syre + P_koldioxid .
   • Eftersom vi försöker bestämma trycket för varje gas, vet vi volym och temperatur, och vi kan beräkna hur många mol av varje gas som finns baserat på massan, vi kan skriva om denna ekvation på följande sätt: P_total = (nRT / V) _kväve + (nRT / V) _syre + (nRT / V) _koldioxid
2. Konvertera temperaturen till grader Kelvin. Temperaturen är 37 grader Celsius, så vi lägger till 273 och vi får 310 grader K.
3. Bestäm antalet mol av varje gas som finns i provet. Antalet mol av en gas är massan av den gasen dividerad med dess molära massa, summan av atommassan för varje atom i dess sammansättning.
   • Varje atom i den första gasen, kväve (N₂), har en atomvikt på 14. Eftersom kvävet är diatomiskt (det bildar molekyler med två atomer) måste vi multiplicera 14 med 2 för att beräkna att kvävekoncentrationen i provet har en molmassa på 28. Sedan delar vi massa, 10 g, med 28, och få antalet mol, som vi rundar till 0,4 mol kväve.
   • Varje atom i den andra gasen, syre (O₂), har en atomvikt på 16. Syre är också diatomiskt, så vi multiplicerar 16 med 2 för att finna att syret i vårt exempel har en molmassa på 32. Dela 10 g med 32 och vi får cirka 0,3 mol syre.
   • Den tredje gasen, koldioxid (CO₂), har 3 atomer: en kolatom med en atomvikt på 12 och två syreatomer, var och en med en atomvikt på 16. Vi lägger samman de tre vikterna: 12 + 16 + 16 = 44 är molmassan. Dela 10 g med 44 och vi får cirka 0,2 mol koldioxid.
4. Ange värdena för mol, volym och temperatur i ekvationen. Vår ekvation ser nu ut så här: P._total= (0,4 * R * 310/2)_kväve+ (0,3 * R * 310/2)_syre+ (0,2 * R * 310/2)_koldioxid.
   • För enkelhetens skull har vi utelämnat värdenheterna. Dessa enheter kommer att avbrytas under beräkningen och lämnar endast enheten för att visa trycket.
5. Ange värdet för konstanten R. Vi ska rapportera partiella och totala tryck i atmosfärer, så vi kommer att använda värdet för R på 0,0821 L atm / K mol. Ange detta värde i ekvationen så får vi svaret: P_{ger helt}=(0,4 * 0,0821 * 310 / 2)_kväve+(0,3 * 0,0821 * 310 / 2)_syre+(0,2 * 0,0821 * 310 / 2)_koldioxid.
6. Beräkna partialtrycket för varje gas. Nu när vi har fått värdena är det dags att börja göra matteberäkningarna.
   • För kvävetals partiella tryck multiplicerar vi 0,4 mol med vår konstanta 0,0821 och temperaturen 310 grader K, sedan delar vi detta med 2 liter: 0,4 * 0,0821 * 310/2 = 5, 09 atm. (handla om).
   • För partialtrycket av syre multiplicerar vi 0,3 mol med konstanten 0,0821 och vår temperatur på 310 grader K, som vi delar med 2 liter: 0,3 * 0,0821 * 310/2 = 3, 82 atm. (handla om).
   • För koldioxidens partiella tryck multiplicerar vi 0,2 mol med konstanten 0,0821 och vår temperatur på 310 grader K, som vi delar med 2 liter: 0,2 * 0,0821 * 310/2 = 2,54 atm. (handla om).
   • Lägg till nu lägg till varje tryck till det totala trycket: P_total = 5,09 + 3,82 + 2,54 eller 11,45 atm. (handla om).

Del 3 av 3: Beräkning av totala och partiella tryck

1. Definiera partialtrycksekvationen som tidigare. Återigen antar vi en 2 liters konisk kolv med 3 gaser: kväve (N.₂), syre (O₂) och koldioxid (CO₂). Det finns 10 g av varje gas och temperaturen för varje gas i kolven är 37 grader Celsius.
   • Kelvin-temperaturen är fortfarande cirka 310 grader, och som tidigare har vi cirka 0,4 mol kväve, 0,3 mol syre och 0,2 mol koldioxid.
   • På samma sätt registrerar vi trycket i atmosfärer igen med 0,0821 atm / K mol som värdet för R-konstanten.
   • Således ser partialtrycksekvationen fortfarande likadan ut vid denna punkt: P._total=(0,4 * 0,0821 * 310 / 2)_kväve+(0,3 * 0,0821 * 310 / 2)_syre+(0,2 * 0,0821 * 310 / 2)_koldioxid.
2. Lägg till antalet mol av varje gas i provet för att bestämma det totala antalet mol i gasblandningen. Eftersom volymen och temperaturen är lika för varje prov i gasen, för att inte tala om att varje molvärde multipliceras med samma konstant, kan vi använda matematikens fördelningsegenskap för att skriva om ekvationen som P_total = (0,4 + 0,3 + 0,2) * 0,0821 * 310 / 2.
   • 0,4 + 0,3 + 0,2 = 0,9 mol av gasblandningen. Detta förenklar ekvationen ytterligare till: P._total = 0.9 * 0.0821 * 310 / 2.
3. Bestäm gasblandningens totala tryck. 0,9 0,0821 310/2 = 11,45 mol (ungefär).
4. Bestäm hur mycket varje gas utgör av den totala gasblandningen. Du gör detta genom att dela det totala antalet mol med antalet mol för varje gas.
   • Det finns 0,4 mol kväve, så 0,4 / 0,9 = 0,44 (44 procent) av provet (ungefär).
   • Det finns 0,3 mol syre, så 0,3 / 0,9 = 0,33 (33 procent) av provet (ungefär).
   • Det finns 0,2 mol koldioxid, så 0,2 / 0,9 = 0,22 (22 procent) av provet (ungefär).
   • Även om de ovan uppskattade procentsatserna läggs till 0,99, fortsätter decimalerna faktiskt att upprepas, så summan är verkligen en upprepande sekvens av nio efter decimalpunkten. Per definition är detta samma som 1 eller 100 procent.
5. Multiplicera den proportionella mängden av varje gas med det totala trycket för att hitta partialtrycket.
   • Multiplicera 0,44 * 11,45 = 5,04 atm. (handla om).
   • Multiplicera 0,33 * 11,45 = 3,78 atm. (handla om).
   • Multiplicera 0,22 * 11,45 = 2,52 atm. (handla om).

Tips

• Du kommer att märka en liten skillnad i värdena från partialtrycket och sedan bestämma det totala trycket, jämfört med att först bestämma det totala trycket och sedan partialtrycket. Tänk på att de angivna värdena är ungefärliga på grund av avrundning till 1 eller 2 decimaler (för att göra dem lättare att förstå. Om du gör beräkningarna själv med en räknare utan någon avrundning kommer du antingen att märka en mindre skillnad mellan de två metoderna, eller ingen skillnad alls.

Varningar

• Kunskap om gasens partiella tryck kan vara en fråga om liv eller död för dykare. För lågt partiellt syretryck kan orsaka medvetslöshet eller död, medan för högt partiellt tryck av både kväve och syre också kan vara giftigt.

Förnödenheter

• Kalkylator
• Referensarbete om atomvikter / molära massor