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Gases Spickzettel


Gases Spickzettel

Gase

Gas ist eine der Phasen der Materie. Abstände zwischen Atomen oder Molekülen in der Gasphase sind größer als bei Feststoffen und Flüssigkeiten.

Volumen (V)

Das Gasvolumen entspricht dem Volumen des Behälters. Sie haben keine spezifischen Volumina. Unter Standardtemperatur und -druck hat 1 Mol Gas ein Volumen von 22,4 Litern. Volumeneinheiten, die wir hier verwenden, sind Liter.

Temperatur (T)

Bei der Berechnung von Gasen wird die absolute Temperatur (K) verwendet. In -273 ist die Diffusion von Gasen Null und in der Natur ist Kelvin die Einheit der Temperatur und die Beziehung zwischen K und 0C;

Druck:

Druck ist die Kraft, die senkrecht auf die Oberfläche des Geräts wirkt. Die Druckeinheit ist mm Hg, cm Hg oder atm. Im Allgemeinen wird (atmosphärischer Druck) atm verwendet.

Sei P0 dann der atmosphärische Druck;

P0=h cm Hg

P0 = 76 cm Hg auf Meereshöhe.

h hängt ab von;

Dichte der in den Behälter eingefüllten Flüssigkeit

h ist unabhängig von der Rohrquerschnittsfläche.

Manometers

Der Gasdruck in einem geschlossenen Behälter ist überall gleich. Manometer werden zum Messen des Gasdrucks in geschlossenen Behältern verwendet. Es gibt zwei Arten von Manometern, Manometer mit geschlossenem Ende und Manometer mit geöffnetem Ende.

Kinetische Theorie der Gase

Die kinetische Theorie ist ein Modell, das sich mit der Bewegung von Gasatomen / -molekülen in einem geschlossenen Behälter befasst.
  • Gasmoleküle oder Atome bewegen sich zufällig im Behälter.
  • Während dieser zufälligen Bewegung kollidieren sie miteinander und mit der Oberfläche des Behälters.
  • Sie diffundieren homogen im Behälter. Wenn wir zwei verschiedene Gase in denselben Behälter füllen, erzeugen sie ein homogenes Gemisch.
  • Abstände zwischen Molekülen und Atomen in Gasen sind größer als Abstände zwischen Partikeln in Festkörpern und Flüssigkeiten.
  • Zu einem bestimmten Zeitpunkt sind die Geschwindigkeiten der Gasatome / -moleküle nicht gleich. Sie sind umgekehrt proportional zur Quadratwurzel der Molekülmasse und direkt proportional zur Quadratwurzel der absoluten Temperatur.   
  •  Bei gleicher Temperatur sind die durchschnittlichen kinetischen Energien aller Atome / Moleküle gleich.
  • Kollisionen von Gasatomen / Molekülen untereinander und mit der Oberfläche des Behälters sind elastisch, so dass keine Energie verloren geht.
  • Die Anziehungskraft zwischen Gasatomen / -molekülen ist schwach.

Effusion und Diffusion von Gasen

Diffusion:

Das Mischen von Molekülen eines Gases mit Molekülen eines anderen Gases wird Diffusion genannt. Der Geruch eines Parfums oder einer Mahlzeit in einem Raum sind einige gebräuchliche Beispiele für die Diffusion von Gasen. Gase haben unterschiedliche Diffusionsraten bei unterschiedlichen Temperaturen. Die folgende Formel zeigt das Verhältnis der Diffusionsraten von zwei Gasen bei derselben Temperatur.

Die Diffusionsrate (r) ist direkt proportional zur mittleren Molekülgeschwindigkeit.

Wo; r1 und r2 sind Diffusionsraten von Gas 1 und Gas 2, V1 und V2 sind durchschnittliche Molekulargeschwindigkeiten von Gasen und M1 und M2 sind Molekularmassen von Gasen.

Effusion:

Wie Sie auf dem obigen Bild sehen können, wird die Bewegung der Gase von einem Behälter zum anderen durch ein kleines Loch als Erguss bezeichnet (wie auf dem Bild gezeigt, ist der zweite Behälter im Allgemeinen leer oder Vakuum). Die Diffusion findet unter konstantem Druck statt, im Gegensatz dazu findet das Effundieren unter Druckdifferenz zwischen Behältern statt. Die Effusionsraten von Gasen ändern sich gemäß dem Grahamschen Diffusionsgesetz. Jetzt lösen wir einige Beispiele im Zusammenhang mit der Diffusion und dem Ausströmen von Gasen.

Gasgesetze

1. Boyles Gesetz: (Druck-Volumen-Beziehung)

Wir können Boyles Gesetz definieren;

"Bei konstanter Temperatur und Partikelanzahl sind Druck und Volumen der Gase umgekehrt proportional zueinander."
V ist umgekehrt proportional zu P oder

P.V = konstant

Außerdem;

P1.V1=P2.V2=P3.V3= .. (für dasselbe Gas bei konstanter Temperatur und Partikelanzahl.)

2. Charles 'Gesetz: (Volumen-Temperatur-Beziehung)


Bei konstanter Partikelzahl und konstantem Druck ist das Gasvolumen direkt proportional zur absoluten Temperatur. Diese Aussage wird "Charles 'Gesetz" genannt.

V / T = Konstante (Anzahl der Partikel "n" und Druckkonstante "P")

3. Gay Lussacs / Amontons Gesetz: (Druck-Temperatur-Beziehung)

Wenn wir die Gastemperatur in einem Behälter mit konstantem Volumen erhöhen, nimmt die Geschwindigkeit der Gasmoleküle zu. Wenn die Geschwindigkeit der Moleküle zunimmt, erhöht sich die Kollisionszahl mit Oberflächen, dies ist Druck. Mit anderen Worten erhöht eine Temperaturerhöhung des Gases bei konstantem Volumen und konstanter Anzahl von Partikeln den Gasdruck.

Somit; P1/T1=P2/T2

4. Avogadro-Gesetz: (Volumen-Anzahl der Partikel-Beziehung)

Gase mit gleichem Druck und gleicher Temperatur haben die gleiche Anzahl von Partikeln in der gleichen Menge von Volumina. Mit anderen Worten sind Volumen und Anzahl der Partikel von Gasen direkt proportional zueinander. Wir haben in früheren Themen gesagt, dass 1 Mol Gas 22,4 Liter unter Standarddruck und -temperatur ist und 1 Mol Gas 6,02x1023 Moleküle / Atome enthält. Wir können diese Beziehung mit folgender Gleichung zusammenfassen:

V / n = konstant oder;

V1/n1=V2/n2 (P und T sind konstant)

5. Daltonsches Gesetz: (Beziehung zwischen Druck und Anzahl der Teilchen)

Mit zunehmender Partikelzahl in einem geschlossenen Behälter steigt der Gasdruck. Mit anderen Worten, der Druck von Gasen ist bei konstantem Volumen und konstanter Temperatur direkt proportional zu Molen davon.

P / n = konstant oder;

P1/n1=P2/n2

Ideales Gasgesetz

Im idealen Gas; Moleküle haben kein Volumen und es gibt keine Wechselwirkung zwischen ihnen. In der Realität gibt es kein solches Gas, es ist nur eine Annahme. Alle realen Gase haben kleine Volumina und es gibt Wechselwirkungen zwischen ihnen.

P.V=n.R.T

Wo; P Druck, V Volumen, n Partikelanzahl, R Gaskonstante 0,08206 L atm / K mol oder 22,4 / 273 L atm / K mol und T Temperatur

Gasdichte mit Beispielen

Die Dichte der Gase ist in Bezug auf Feststoff- und Gasphasen zu gering. Wir können Dichte mit der folgenden Formel finden;

d(gas)=m(gas)/V(gas)

wenn wir es in das ideale Gasgesetz einsetzen;

P.V=n.R.T  wobei n = Masse / Molmasse ist

P.V=(m/Mm).R.T

P.Mm=(m/V).R.T

P.Mm=d.R.T

d=(P.Mm)/(R.T)

Gemische und Partialdruck von Gasen

Reagieren Gase nicht miteinander, bilden sie ein homogenes Gemisch.

Partialdruck:

Der Partialdruck eines der in einem geschlossenen Behälter befindlichen Gase im Gemisch entspricht dem Druck desselben Gases nur in demselben Behälter bei derselben Temperatur.

Daltons Gesetz des Partialdrucks:

"Die Summe der Partialdrücke der Gase im Behälter ergibt den Gesamtdruck des Gemisches." Diese Aussage nennt man Daltons Partialdruckgesetz. Bild oben auch Beispiele für dieses Gesetz.

Ptotal =PH2+PCO2

Gemische von Gasen können mit der folgenden Gleichung gefunden werden;

Gase Prüfungen und Problemlösungen


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