Садржај

• Кораци
• Савети
• Упозорења
• Потребни материјали

У хемији, „парцијални притисак“ се односи на притисак који сваки гас у мешавини гаса врши према својој околини, као што је боца са узорком, резервоар ронилачког ваздуха или ограничења атмосфере. Можете израчунати притисак сваког гаса у смеши ако знате колико га има, коју запремину заузима и температуру. Затим можете додати ове парцијалне притиске да бисте пронашли укупни притисак мешавине гаса, или можете прво пронаћи укупни притисак, а затим пронаћи парцијалне притиске.

Кораци

Део 1 од 3: Разумевање својстава гасова

1. 

   Третирајте сваки гас као „идеалан“ гас. У хемији је идеалан гас који комуницира са другим гасовима, а да га молекули не привлаче. Појединачни молекули могу да ударају једни о друге и одбијају се попут билијар куглица, а да се на било који начин не деформишу.
   • Идеални притисци гаса повећавају се компресовањем у мање просторе, а смањују се ширењем на веће површине. Ова веза се зове Боилеов закон, према Роберту Боилеу. Математички се описује као к = П к В или, једноставније, к = ПВ, где к представља константни однос, П представља притисак, а В представља запремину.
   • Притисци се могу одредити помоћу једне од неколико могућих јединица. Један је Пасцал (Па), дефинисан као Њутнова сила примењена на квадратни метар. Друга је атмосфера (атм), дефинисана као притисак Земљине атмосфере на нивоу мора. Притисак од 1 атм једнак је 101.325 Па.
   • Идеалне температуре гаса расту како се количине повећавају и смањују. Овај однос се назива Жарлов закон по Жаку Шарлу и математички се описује као к = В / т, где к представља однос између константне запремине и температуре, В поново представља запремину, а Т представља температуру.
   • Температуре гаса у овој једначини дате су у степенима Келвина, које се проналазе додавањем 273 броју степени Целзијуса температуре гаса.
   • Ове две везе могу се комбиновати у једну једначину: к = ПВ / Т, која се такође може записати као ПВ = кТ.

2. 

   
   
   Дефинисати у којим количинама се мере гасови. Плинови имају масу и запремину. Запремина се обично мери у литрима (л), али постоје две врсте масе.
   • Конвенционална маса мери се у грамима или, ако постоји довољно велика маса, у килограмима.
   • Због лакоће гасова, они се такође мере у другом облику масе који се назива молекуларна маса или моларна маса. Моларна маса је дефинисана као збир атомских тежина сваког атома једињења од којег је гас направљен, са сваким атомом у поређењу са вредношћу 12 за угљеник.
   • С обзиром да су атоми и молекули премали за рад, количине гасова су дефинисане у моловима. Број кртица присутних у датом гасу може се одредити поделом масе са моларном масом и може се представити словом н.
   • Произвољну константу к у једначини гаса можемо заменити производом н, броја молова (мол) и новом константом Р. Једначина се сада може написати нР = ПВ / Т или ПВ = нРТ.
   • Вредност Р зависи од јединица које се користе за мерење притисака, запремине и температуре гасова. Да би се идентификовала запремина у литрима, температура у Келвинима и притисак у атмосферама, његова вредност је 0,0821 Л.атм / К.мол. Ово такође може бити записано Л 0,0821 атм К мол да би се избегло раздвајање шипке у мерним јединицама.

3. 

   
   
   Разумети Далтонов закон парцијалних притисака. Далтон-ов закон, који је развио хемичар и физичар Џон Далтон, који је први напредовао у концепту хемијских елемената који се састоје од атома, наводи да је укупан притисак гасне смеше збир притиска сваког од гасова у смеши.
   • Далтонов закон се може написати као једначина као П. _укупно = П₁ + П₂ + П₃... са онолико додатака након знака једнакости колико има гасова у смеши.
   • Једначина Далтоновог закона може се проширити при раду са гасовима чији су појединачни парцијални притисци непознати, али за које знамо њихове запремине и температуре. Парцијални притисак гаса је исти притисак ако је иста количина гаса била једини гас у посуди.
   • За сваки од парцијалних притисака можемо преписати једначину идеалног гаса тако да у, уместо формуле ПВ = нРТ, можемо имати само П на левој страни знака једнакости. Да бисмо то урадили, обе стране делимо са В: ПВ / В = нРТ / В. Два Вса на левој страни се међусобно поништавају, остављајући П = нРТ / В.
   • Тада можемо заменити сваки П уписан на десној страни једначине парцијалног притиска: П_укупно = (нРТ / В) ₁ + (нРТ / В) ₂ + (нРТ / В) ₃…

Део 2 од 3: Израчунавање парцијалних притисака, а затим укупних притисака

1. 

   
   
   
   
   Дефинишите једначину парцијалног притиска за гасове са којима радите. За потребе овог израчунавања претпоставићемо балон од 2 литра који садржи три гаса: азот (Н₂), кисеоник (О.₂) и угљен-диоксид (ЦО₂). У плини има 10 г, а температура сваког од њих у боци је 37 ° Ц. Морамо да пронађемо парцијални притисак сваког гаса и укупан притисак који смеша врши на посуду.
   • Наша једначина парцијалног притиска постаје П _укупно = П _азота + П _{кисеоник} + П _{угљен диоксид} .
   • Пошто покушавамо да пронађемо притисак који врши сваки гас, знамо запремину и температуру и можемо да утврдимо колико мола сваког гаса има на основу масе, ову једначину можемо преписати као: П_укупно = (нРТ / В) _азота + (нРТ / В) _{кисеоник} + (нРТ / В) _{угљен диоксид}

2. 

   
   
   Претворите температуру у Келвин. Температура је 37º Целзијуса, па додајте 273 до 37 да бисте добили 310 К.

3. 

   Пронађите број молова за сваки гас у узорку. Број молова гаса је маса гаса која се дели његовом моларном масом, за коју смо рекли да је збир атомских тежина сваког атома у једињењу.
   • За први гас, азот (Н₂), сваки атом има атомску тежину 14. Пошто је азот двоатомни (молекуларни облик два атома), морамо помножити 14 са 2 да бисмо утврдили да азот у нашем узорку има моларну масу 28. Затим поделите масу у грамима, 10 г, са 28, да би се добио број молова, што ћемо приближити на 0,4 мол азота.
   • За други гас, кисеоник (О.₂), сваки атом има атомску тежину 16. Кисеоник је такође двоатоман, па помножите 16 са 2 да бисте утврдили да кисеоник у нашем узорку има моларну масу 32. Дељењем 10 г са 32 добијамо приближно 0,3 мол кисеоника у нашем узорак.
   • Трећи гас, угљен-диоксид (ЦО₂), има 3 атома: један угљеник, са атомском тежином 12; и два кисеоника, сваки са атомском тежином од 16. Додајемо три тежине: 12 + 16 + 16 = 44 за моларну масу. Дељењем 10 г са 44 добијамо приближно 0,2 мол угљен-диоксида.

4. 

   
   
   Вредности замените моловима, запремином и температуром. Наша једначина сада изгледа овако: П_укупно = (0,4 * Р * 310/2) _азота + (0,3 * Р * 310/2) _{кисеоник} + (0,2 * Р * 310/2) _{угљен диоксид}.
   • Ради једноставности изоставили смо мерне јединице које прате вредности. Ове јединице ће бити отказане након што израчунамо, а остаће само јединица мере коју користимо за извештавање о притисцима.

5. 

   Замените вредност за константу Р. Наћи ћемо делимични и укупни притисак у атмосферама, па ћемо користити Р вредност од 0,0821 атм Л / К.мол. Замена вредности у једначини сада нам даје П_укупно =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _азота + (0,3 *0,0821 * 310/2) _{кисеоник} + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _{угљен диоксид} .

6. 

   Израчунајте парцијалне притиске за сваки гас. Сада када имамо вредности на месту, време је да се израчуна математика.
   • За парцијални притисак азота помножимо 0,4 мол са нашом константом 0,0821 и нашом температуром од 310 К, а затим поделимо са 2 литра: 0,4 * 0,0821 * 310/2 = 5, 09 атм, приближно.
   • За делимични притисак кисеоника, помножимо 0,3 мол са нашом константом 0,0821 и нашом температуром од 310 К, а затим поделимо са 2 литра: 0,3 * 0,0821 * 310/2 = 3, 82 атм, приближно.
   • За парцијални притисак угљен-диоксида, помножимо 0,2 мол са нашом константом 0,0821 и нашом температуром од 310 К, а затим поделимо са 2 литра: 0,2 * 0,0821 * 310/2 = 2,54 атм, приближно.
   • Сада додајемо ове притиске да бисмо пронашли укупан притисак: П_укупно = 5,09 + 3,82 + 2,54, или приближно 11,45 атм.

Део 3 од 3: Израчунавање укупног притиска, а затим парцијалних притисака

1. 

   Дефинисати једначину парцијалног притиска као и раније. Опет претпостављамо да дволитрска тиквица садржи 3 гаса: азот (Н₂), кисеоник (О.₂) и угљен-диоксид (ЦО₂). У боци има 10 г, а температура сваког од гасова у боци је 37 степени Целзијуса.
   • Температура у Келвину ће и даље бити 310, и, као и раније, имамо око 0,4 мол азота, 0,3 мол кисеоника и 0,2 мол угљен-диоксида.
   • Исто тако, и даље ћемо налазити притиске у атмосферама, па ћемо за константу Р. користити вредност 0,0821 атм Л / К.мол.
   • Дакле, наша једначина парцијалног притиска и даље изгледа исто у овом тренутку: П_укупно =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _азота + (0,3 *0,0821 * 310/2) _{кисеоник} + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _{угљен диоксид}.

2. 

   Додајте број молова сваког од гасова у узорку да бисте пронашли укупан број молова мешавине гаса. С обзиром да су запремина и температура једнаки за сваки узорак у гасу, а да не помињемо да се свака моларна вредност помножи са истом константом, можемо користити дистрибутивно својство математике да препишемо једначину као П_укупно = (0,4 + 0,3 + 0,2) * 0,0821 * 310/2.
   • Додавањем 0,4 + 0,3 + 0,2 = 0,9 мол смеше гаса. Ово додатно поједностављује једначину за П _укупно = 0,9 * 0,0821 * 310/2.

3. 

   Израчунајте укупан притисак мешавине гаса. Множење 0,9 * 0,0821 * 310/2 = приближно 11,45 мол.

4. 

   Пронађите удео сваког гаса у укупној смеши. Да бисте то урадили, поделите број молова за сваки гас са укупним бројем молова.
   • Азота има 0,4 мола, па је приближно 0,4 / 0,9 = 0,44 (44%) узорка.
   • Азота има 0,3 мол, тако да је приближно 0,3 / 0,9 = 0,33 (33%) узорка.
   • Угљен-диоксида има 0,2 мола, тако да приближно 0,2 / 0,9 = 0,22 (22%) узорка.
   • Иако се приближни проценти горе износе само 0,99, стварни децимални бројеви се понављају, тако да је стварни збир низ понављања деветки иза децималних места. По дефиницији, ово је исто као 1 или 100%.

5. 

   Помножите пропорционалну вредност сваког гаса са укупним притиском да бисте пронашли парцијални притисак.
   • Помножавајући приближно 0,44 * 11,45 = 5,04 атм.
   • Множењем 0,33 * 11,45 = 3,78 атм, приближно.
   • Множењем приближно 0,22 * 11,45 = 2,52 атм.

Савети

• Приметићете малу разлику у вредностима тако што ћете прво пронаћи парцијалне притиске, затим укупан притисак и прво пронаћи укупни притисак, а затим парцијалне притиске. Имајте на уму да су дате вредности представљене као приближне вредности због заокруживања на једну или две децимале како би се вредности лакше разумеле. Ако прорачуне радите калкулатором, без заокруживања, приметићете мању, ако постоји, несклад између две методе.

Упозорења

• Знање о делимичним притисцима гаса може рониоцима постати питање живота и смрти. Пренизак парцијални притисак кисеоника може довести до губитка свести и смрти, док веома висок парцијални притисак водоника или кисеоника такође може бити токсичан.

Потребни материјали

• Калкулатор;
• Референтна књига о атомским теговима / моларним масама.