Znaleziono objętość molową. Objętość molowa substancji gazowych

Cel lekcji: sformułowanie pojęcia objętości molowych, milimolowych i kilomolowych gazów oraz ich jednostek miary.

Cele Lekcji:

Edukacyjny- utrwalenie wcześniej badanych wzorów i znalezienie zależności między objętością a masą, ilością substancji i liczbą cząsteczek, utrwalenie i usystematyzowanie wiedzy studentów.
Edukacyjny- rozwijanie umiejętności i umiejętności rozwiązywania problemów, umiejętności logicznego myślenia, poszerzania horyzontów uczniów, ich zdolności twórczych, umiejętności pracy z dodatkową literaturą, pamięci długotrwałej, zainteresowania tematem.
Edukacyjny- kształcenie osób o wysokim poziomie kultury, kształtowanie potrzeby aktywności poznawczej.

Rodzaj lekcji: Połączona lekcja.

Sprzęt i odczynniki: Tabela "Objętość molowa gazów", portret Avogadro, zlewka, woda, miarki z siarką, tlenkiem wapnia, glukozą w ilości 1 mol.

Plan lekcji:

Moment organizacyjny (1 min.)
Testowanie wiedzy w formie ankiety frontalnej (10 min.)
Uzupełnienie stołu (5 min.)
Wyjaśnianie nowego materiału (10 min.)
Mocowanie (10 min.)
Podsumowując (3 min.)
Praca domowa (1 min.)

Podczas zajęć

1. Moment organizacyjny.

2. Frontalna rozmowa na tematy.

Jak nazywa się masa 1 mola substancji?

Jak powiązać masę molową i ilość substancji?

Jaki jest numer Avogadro?

Jaki jest związek między liczbą Avogadro a ilością materii?

A jak powiązać masę i liczbę cząsteczek substancji?

3. Teraz wypełnij tabelę, rozwiązując zadania - to jest praca grupowa.

Formuła, substancje	Waga, g	Masa molowa, g/mol	Ilość substancji, mol	Liczba cząsteczek	Liczba Avogadro, cząsteczki/mol
ZnO	?	81 g/mol	? kret	18 10 23 molekuły	6 10 23
MgS	5,6g	56 g/mol	? kret	?	6 10 23
BaCl2	?	? g/mol	0,5 mola	3 10 23 molekuły	6 10 23

4. Nauka nowego materiału.

„...Chcemy nie tylko wiedzieć, jak zorganizowana jest przyroda (i jak zachodzą zjawiska naturalne), ale także, jeśli to możliwe, osiągnąć cel, być może utopijny i odważny w wyglądzie, dowiedzieć się, dlaczego natura jest właśnie taka i nie inny. W tym naukowcy znajdują najwyższą satysfakcję.
Alberta Einsteina

Naszym celem jest więc znalezienie najwyższej satysfakcji, jak prawdziwi naukowcy.

Jaka jest objętość 1 mola substancji?

Od czego zależy objętość molowa?

Jaka będzie objętość molowa wody, jeśli jej M r = 18 i ρ = 1 g/ml?

(Oczywiście 18 ml).

Aby określić objętość, użyłeś wzoru znanego z fizyki ρ = m / V (g / ml, g / cm 3, kg / m 3)

Zmierzmy tę objętość za pomocą przyborów pomiarowych. Mierzymy objętości molowe alkoholu, siarki, żelaza, cukru. Są różne, ponieważ gęstość jest inna (tabela różnych gęstości).

A co z gazami? Okazuje się, że 1 mol dowolnego gazu w n.o. (0°C i 760 mm Hg) zajmuje taką samą objętość molową 22,4 l/mol (pokazano w tabeli). Jak nazywa się objętość 1 kilomola? Kilomolarny. Równa się 22,4 m 3 / kmol. Objętość milimolowa wynosi 22,4 ml/mol.

Skąd wzięła się ta liczba?

Wynika to z prawa Avogadro. Konsekwencja z prawa Avogadro: 1 mol dowolnego gazu w n.o. zajmuje objętość 22,4 l/mol.

Posłuchajmy teraz trochę o życiu włoskiego naukowca. (raport z życia Avogadro)

A teraz zobaczmy zależność wartości od różnych wskaźników:

Formuła substancji	Stan zagregowany (w i.n.o.)	Waga, g	Gęstość, g/ml	Objętość porcji w 1 mol, l	Ilość substancji, mol	Związek między objętością a ilością substancji
NaCl	Solidny	58,5	2160	0,027	1	0,027
H2O	Ciekły	18	1000	0,018	1	0,18
O2	Gaz	32	1,43	22,4	1	22,4
H2	Gaz	2	0,09	22,4	1	22,4
CO2	Gaz	44	1,96	22,4	1	22,4
SO2	gaz	64	2,86	22,4	1	22,4

Z porównania uzyskanych danych wyciągnij wniosek (zależność między objętością a ilością substancji dla wszystkich substancji gazowych (w N.O.) wyraża się tą samą wartością, którą nazywamy objętością molową).

Jest oznaczony jako V m i mierzony w l / mol itp. Wyprowadzamy wzór na znalezienie objętości molowej

Vm = V/v , stąd można znaleźć ilość substancji i objętość gazu. Przypomnijmy teraz poprzednio badane formuły, czy można je łączyć? Możesz uzyskać uniwersalne formuły do obliczeń.

m/M = V/Vm;

V/Vm = N/Na

5. A teraz skonsolidujemy zdobytą wiedzę za pomocą liczenia ustnego, aby wiedza poprzez umiejętności została zastosowana automatycznie, to znaczy zamieni się w umiejętności.

Za poprawną odpowiedź otrzymasz punkt, za ilość punktów otrzymasz ocenę.

Jaki jest wzór na wodór?
Jaka jest jego względna masa cząsteczkowa?
Jaka jest jego masa molowa?
Ile będzie cząsteczek wodoru w każdym przypadku?
Jaka objętość będzie zajęta pod numerami n.o.s. 3g H2?
Ile waży 12 10 23 cząsteczek wodoru?
Jaką objętość zajmą te cząsteczki w każdym przypadku?

Teraz rozwiążmy problemy w grupach.

Zadanie 1

Próbka: Jaka jest objętość 0,2 mol N 2 w n.o.?

Jaką objętość zajmuje 5 mol O 2 w n.o.?
Jaką objętość zajmuje 2,5 mol H 2 w n.o.?

Zadanie nr 2

Próbka: Ile substancji zawiera 33,6 litra wodoru pod nr.

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

Jaka ilość substancji zawiera tlen o objętości 0,224 litra pod nr n.o.?
Jaka ilość substancji zawiera dwutlenek węgla o objętości 4,48 litra pod nr.

Zadanie nr 3

Próbka: Jaką objętość pochłonie 56 g gazowego CO w N.S.?

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

Jaką objętość zajmie 8 g gazu O 2 w n.o.?
Jaką objętość zajmie 64 g gazowego SO 2 w NO?

Zadanie #4

Próbka: Jaka objętość zawiera 3 10 23 molekuły wodoru H 2 w i.n.?

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

Jaka objętość zawiera 12.04 · 10 23 molekuły wodoru CO 2 pod nr n.o.?
Jaka objętość zawiera 3,01 10 23 molekuły wodoru O 2 pod nr n.o.?

Pojęcie względnej gęstości gazów powinno być podane na podstawie ich znajomości gęstości ciała: D = ρ 1 / ρ 2, gdzie ρ 1 jest gęstością pierwszego gazu, ρ 2 jest gęstością drugi gaz. Znasz wzór ρ = m/V. Zastępując m w tym wzorze z M, a V z V m , otrzymujemy ρ = M / V m . Wtedy gęstość względną można wyrazić po prawej stronie ostatniego wzoru:

D \u003d ρ 1 / ρ 2 \u003d M 1 / M 2.

Wniosek: względna gęstość gazów to liczba pokazująca, ile razy masa molowa jednego gazu jest większa niż masa molowa innego gazu.

Na przykład określ względną gęstość tlenu przez powietrze, przez wodór.

6. Podsumowując.

Rozwiąż problemy z naprawą:

Znajdź masę (n.o.): a) 6 l. Około 3; b) 14 l. gaz H 2 S?

Jaka jest objętość wodoru w n.o. powstały w wyniku oddziaływania 0,23 g sodu z wodą?

Jaka jest masa molowa gazu, jeśli 1 litr. jego masa to 3,17 g? (Wskazówka! m = ρ V)

Objętość gram-cząsteczki gazu, podobnie jak masa gram-cząsteczki, jest pochodną jednostką miary i jest wyrażana jako stosunek jednostek objętości - litry lub mililitry do mola. Dlatego wymiar gramocząsteczkowej objętości wynosi l / mol lub ml / mol. Ponieważ objętość gazu zależy od temperatury i ciśnienia, gramocząsteczkowa objętość gazu zmienia się w zależności od warunków, ale ponieważ gramocząsteczki wszystkich substancji zawierają tę samą liczbę cząsteczek, gramocząsteczki wszystkich substancji pod te same warunki zajmują tę samą objętość. w normalnych warunkach. = 22,4 l/mol lub 22400 ml/mol. Ponowne obliczenie gramocząsteczkowej objętości gazu w normalnych warunkach na objętość w danych warunkach produkcji. oblicza się zgodnie z równaniem: J-t-tr, z którego wynika, że gdzie Vo jest gramocząsteczkową objętością gazu w normalnych warunkach, Umol jest pożądaną gramocząsteczkową objętością gazu. Przykład. Oblicz gramocząsteczkową objętość gazu przy 720 mm Hg. Sztuka. i 87°C. Decyzja. Najważniejsze obliczenia związane z gramocząsteczkową objętością gazu a) Przeliczanie objętości gazu na liczbę moli i liczbę moli na objętość gazu. Przykład 1. Oblicz, ile moli znajduje się w 500 litrach gazu w normalnych warunkach. Decyzja. Przykład 2. Oblicz objętość 3 moli gazu przy 27 * C 780 mm Hg. Sztuka. Decyzja. Obliczamy gram-molekularną objętość gazu w określonych warunkach: V - ™ ** RP st. - 22.A l / mol. 300 stopni \u003d 94 p. -273 vrad 780 mm Hg. „ap.-24” ° Obliczyć objętość 3 mola GRAM OBJĘTOŚĆ MOLEKULARNA GAZU V \u003d 24,0 l / mol 3 mol \u003d 72 l b) Przeliczenie masa gazu na jego objętość i objętość gazu na jego masę. W pierwszym przypadku liczbę moli gazu oblicza się najpierw z jego masy, a następnie objętość gazu oblicza się ze znalezionej liczby moli. W drugim przypadku liczbę moli gazu oblicza się najpierw z jego objętości, a następnie ze znalezionej liczby moli z masy gazu. Przykład 1, Oblicz objętość (w NC) zajmowaną przez 5,5 g roztworu dwutlenku węgla CO*. |icoe ■= 44 g/mol V = 22,4 l/mol 0,125 mol 2,80 l Przykład 2. Oblicz masę 800 ml (n.a.) tlenku węgla CO. Decyzja. | * w => 28 g / mol m " 28 g / lnm 0,036 zrobił * \u003d" 1.000 g Jeśli masa gazu jest wyrażona nie w gramach, ale w kilogramach lub tonach, a jego objętość nie jest wyrażona w litrach lub mililitrów, ale w metrach sześciennych, wtedy możliwe jest dwojakie podejście do tych obliczeń: albo podzielić wyższe miary na niższe, albo obliczenie ae z molami jest znane i z kilogramami-cząsteczkami lub tonami-cząsteczkami, stosując następujące stosunki : w normalnych warunkach 1 kilogram-cząsteczka - 22 400 l/kmol , 1 tona-cząsteczka - 22 400 m*/tmol. Jednostki: kilogram-cząsteczka - kg/kmol, tona-cząsteczka - t/tmol. Przykład 1. Oblicz objętość 8,2 ton tlenu. Decyzja. 1 tona cząsteczka Oa » 32 t/tmol. Znajdujemy liczbę ton-cząsteczek tlenu zawartych w 8,2 tonach tlenu: 32 t/tmol ** 0,1 Oblicz masę 1000 -k * amoniaku (przy n.a.). Decyzja. Obliczamy liczbę ton-cząsteczek w podanej ilości amoniaku: „-pobyt5JT-0,045 t/mol Oblicz masę amoniaku: 1 tona-cząsteczka NH, 17 t/mol tyv, = 17 t/mol 0,045 t/mol * 0,765 t Ogólna zasada obliczeniowa dotycząca mieszanin gazowych jest taka, że obliczenia dotyczące poszczególnych składników wykonuje się osobno, a następnie sumuje wyniki. Przykład 1. Oblicz jaką objętość ma mieszanina gazowa składająca się ze 140 g azotu i 30 e wodoru zajmie w normalnych warunkach Rozwiązanie Oblicz liczbę moli azotu i wodoru zawartych w mieszaninie (nr "= 28 u/mol; cn, = 2 g/mol): 140 £ 30 na 28 g/mol W Łącznie 20 mol.GRAM OBJĘTOŚĆ MOLEKULARNA GAZU Obliczyć objętość mieszaniny: Ueden w 22 „4 AlnoAb 20 mol” 448 l Przykład 2. Obliczyć masę 114 mieszaniny (w b.d.) tlenku węgla i dwutlenku węgla, objętość którego skład jest wyrażony stosunkiem: /lso: /iso, = 8:3. Decyzja. Zgodnie ze wskazanym składem znajdujemy objętości każdego gazu metodą podziału proporcjonalnego, po czym obliczamy odpowiednią liczbę moli: t / II l „8 Q” „11 J 8 Q Ksoe 8 + 3 8 * Va > "a&+&*VCQM grfc - 0 "36 ^-grfc"" 0.134 jas * Obliczanie! masy każdego z gazów ze znalezionej ilości moli każdego z nich. 1" co 28 g/mol; jico \u003d 44 g / mol moo” 28 e! mol 0,36 mol „South tco. \u003d 44 e / zham” - 0,134 „au> - 5,9 g Dodając znalezione masy każdego ze składników, znajdujemy masę mieszanina: gaz na gram-objętość cząsteczkowa Powyżej rozważano metodę obliczania masy cząsteczkowej gazu na podstawie gęstości względnej. Teraz rozważymy metodę obliczania masy cząsteczkowej gazu na gram-objętość cząsteczkową. W obliczeniach zakłada się, że masa i objętość gazu są do siebie wprost proporcjonalne. Wynika z tego, że „objętość gazu i jego masa są ze sobą powiązane, tak jak objętość gramocząsteczkowa gazu jest do jego gramocząsteczkowa masa, która matematycznie która forma jest wyrażona w następujący sposób: V_ Ushts / i (x, gdzie Un * "- gram-objętość cząsteczkowa, p - gram-masa cząsteczkowa. Stąd _ Huiol t p? Rozważmy technikę obliczeniową na konkretnym przykładzie. „Przykład. Masa gazu 34 $ ju przy 740 mm Hg, spi i 21 ° C wynosi 0,604 g. Oblicz masę cząsteczkową gazu. Decyzja. Aby rozwiązać, musisz znać gram-molekularną objętość gazu. Dlatego przed przystąpieniem do obliczeń należy zastanowić się nad określoną gramocząsteczkową objętością gazu. Możesz użyć standardowej gramocząsteczkowej objętości gazu, która wynosi 22,4 l / mol. Następnie objętość gazu określoną w stanie problemu należy doprowadzić do normalnych warunków. Wręcz przeciwnie, można obliczyć gram-molekularną objętość gazu w warunkach określonych w zadaniu. Przy pierwszej metodzie obliczeń uzyskuje się następujący projekt: przy 740 * mrt.st .. 340 ml - 273 st. ^ Q ^ 0 760 mm Hg. Sztuka. 294 st.™ 1 l,1 - 22,4 l/mol 0,604 w sekundach, ypya. -m-8 \u003d 44 g, M0Ab W drugiej metodzie znajdujemy: V - 22»4 A! mol Nr mm Hg. st.-29A st. 0A77 l1ylv. Uiol 273 vrad 740 mmHg Sztuka. ~ R * 0 ** W obu przypadkach obliczamy masę cząsteczki grama, ale ponieważ gram cząsteczka jest liczbowo równa masie cząsteczkowej, w ten sposób znajdujemy masę cząsteczkową.

P1V1=P2V2 lub równoważnie PV=const (prawo Boyle-Mariotte'a). Przy stałym ciśnieniu stosunek objętości do temperatury pozostaje stały: V/T=const (prawo Gay-Lussaca). Jeśli ustalimy objętość, to P/T=const (prawo Charlesa). Połączenie tych trzech praw daje uniwersalne prawo, które mówi, że PV/T=const. Równanie to zostało ustalone przez francuskiego fizyka B. Clapeyrona w 1834 roku.

Wartość stałej zależy tylko od ilości substancji gaz. DI. Mendelejew w 1874 r. wyprowadził równanie dla jednego mola. Jest więc wartością stałej uniwersalnej: R \u003d 8,314 J / (mol ∙ K). Więc PV=RT. W przypadku dowolnej liczby gazνPV=νRT. Samą ilość substancji można określić od masy do masy molowej: ν=m/M.

Masa molowa jest liczbowo równa względnej masie cząsteczkowej. Te ostatnie można znaleźć w układzie okresowym, jest to z reguły wskazane w komórce pierwiastka, . Masa cząsteczkowa jest równa sumie mas cząsteczkowych jej elementów składowych. W przypadku atomów o różnej wartościowości wymagany jest indeks. Na w miary, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Normalne warunki dla gazów w Zwyczajowo przyjmuje się, że P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatura T0 = 273,15 K = 0°C. Teraz możesz znaleźć objętość jednego mola gaz w normalna warunki: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Ta wartość tabelaryczna to objętość molowa.

W normie warunki stosunek ilości do objętości gaz do objętości molowej: ν=V/Vm. Za arbitralne warunki konieczne jest bezpośrednie zastosowanie równania Mendelejewa-Clapeyrona: ν=PV/RT.

Aby znaleźć głośność gaz w normalna warunki, potrzebujesz ilości substancji (liczby moli) tego gaz pomnóż przez objętość molową, równą 22,4 l / mol. Za pomocą operacji odwrotnej można znaleźć ilość substancji z danej objętości.

Aby obliczyć objętość jednego mola substancji w stanie stałym lub ciekłym, znajdź jego masę molową i podziel przez gęstość. Jeden mol dowolnego gazu w normalnych warunkach ma objętość 22,4 litra. W przypadku zmiany warunków oblicz objętość jednego mola za pomocą równania Clapeyrona-Mendeleeva.

Będziesz potrzebować

układ okresowy Mendelejewa, tablica gęstości substancji, manometr i termometr.

Instrukcja

Wyznaczanie objętości jednego mola lub ciała stałego
Określ wzór chemiczny badanego ciała stałego lub cieczy. Następnie, korzystając z układu okresowego Mendelejewa, znajdź masy atomowe pierwiastków zawartych we wzorze. Jeśli jeden jest we wzorze wiele razy, pomnóż jego masę atomową przez tę liczbę. Dodaj masy atomowe, aby uzyskać masę cząsteczkową, z której składa się ciało stałe lub ciecz. Będzie liczbowo równa masie molowej, mierzonej w gramach na mol.

Zgodnie z tabelą gęstości substancji znajdź tę wartość dla materiału badanego ciała lub cieczy. Następnie podzielić masę molową przez gęstość danej substancji, mierzoną wg/cm³ V=M/ρ. Wynikiem jest objętość jednego mola w cm³. Jeśli substancja pozostanie nieznana, nie będzie można określić objętości jednego jej mola.

Gdzie m to masa, M to masa molowa, V to objętość.

4. Prawo Avogadro. Założona przez włoskiego fizyka Avogadro w 1811 roku. Te same objętości dowolnych gazów, pobrane w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniu, zawierają tę samą liczbę cząsteczek.

W ten sposób można sformułować pojęcie ilości substancji: 1 mol substancji zawiera liczbę cząstek równą 6,02 * 10 23 (zwaną stałą Avogadro)

Konsekwencją tego prawa jest to, że 1 mol dowolnego gazu zajmuje w normalnych warunkach (P 0 \u003d 101,3 kPa i T 0 \u003d 298 K) objętość równą 22,4 litra.

5. Prawo Boyle-Mariotte

W stałej temperaturze objętość danej ilości gazu jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia, pod jakim jest:

6. Prawo Gay-Lussaca

Przy stałym ciśnieniu zmiana objętości gazu jest wprost proporcjonalna do temperatury:

U/T = const.

7. Można wyrazić zależność między objętością gazu, ciśnieniem i temperaturą połączone prawo Boyle-Mariotte i Gay-Lussaca, który służy do przenoszenia objętości gazu z jednego stanu do drugiego:

P 0 , V 0 ,T 0 - ciśnienie objętościowe i temperatura w normalnych warunkach: P 0 =760 mm Hg. Sztuka. lub 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Niezależna ocena wartości molekularnej szerokie rzesze M można to zrobić za pomocą tzw równania stanu dla gazu doskonałego lub równania Clapeyrona-Mendeleeva :

pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)

gdzie R - ciśnienie gazu w układzie zamkniętym, V- objętość systemu, t - masa gazu T - temperatura absolutna, R- uniwersalna stała gazowa.

Zauważ, że wartość stałej R można uzyskać podstawiając wartości charakteryzujące jeden mol gazu w N.C. do równania (1.1):

r = (p V) / (T) \u003d (101,325 kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8,31J / mol.K)

Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1 Doprowadzenie objętości gazu do normalnych warunków.

Jaka objętość (n.o.) zajmie 0,4×10 -3 m 3 gazu o temperaturze 50 0 C i ciśnieniu 0,954×105 Pa?

Decyzja. Aby doprowadzić objętość gazu do normalnych warunków, użyj ogólnego wzoru, który łączy prawa Boyle-Mariotte i Gay-Lussaca:

pV/T = p 0 V 0 /T 0 .

Objętość gazu (n.o.) wynosi, gdzie T 0 \u003d 273 K; p 0 \u003d 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.

Gdy (n.o.) gaz zajmuje objętość równą 0,32×10 -3 m 3 .

Przykład 2 Obliczanie względnej gęstości gazu na podstawie jego masy cząsteczkowej.

Oblicz gęstość etanu C 2 H 6 z wodoru i powietrza.

Decyzja. Z prawa Avogadro wynika, że względna gęstość jednego gazu względem drugiego jest równa stosunkowi mas cząsteczkowych ( Mh) tych gazów, tj. D=M 1 /M 2. Jeśli M 1С2Н6 = 30, M 2 H2 = 2, średnia masa cząsteczkowa powietrza wynosi 29, to gęstość względna etanu w stosunku do wodoru wynosi D H2 = 30/2 =15.

Gęstość względna etanu w powietrzu: D powietrze= 30/29 = 1,03, czyli etan jest 15 razy cięższy od wodoru i 1,03 razy cięższy od powietrza.

Przykład 3 Wyznaczanie średniej masy cząsteczkowej mieszaniny gazów według gęstości względnej.

Oblicz średnią masę cząsteczkową mieszaniny gazów składającej się z 80% metanu i 20% tlenu (objętościowo) na podstawie wartości gęstości względnej tych gazów w odniesieniu do wodoru.

Decyzja. Często obliczenia wykonuje się zgodnie z zasadą mieszania, która polega na tym, że stosunek objętości gazów w dwuskładnikowej mieszaninie gazowej jest odwrotnie proporcjonalny do różnic między gęstością mieszaniny a gęstościami gazów tworzących tę mieszaninę . Oznaczmy gęstość względną mieszaniny gazów w odniesieniu do wodoru przez D H2. będzie większa niż gęstość metanu, ale mniejsza niż gęstość tlenu:

80D H2 - 640 = 320 - 20 D H2; D H2 = 9,6.

Gęstość wodoru tej mieszaniny gazów wynosi 9,6. średnia masa cząsteczkowa mieszaniny gazów M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Przykład 4 Obliczanie masy molowej gazu.

Masa 0,327 × 10 -3 m3 gazu o temperaturze 13 0 C i ciśnieniu 1,040 × 105 Pa wynosi 0,828 × 10 -3 kg. Oblicz masę molową gazu.

Decyzja. Masę molową gazu można obliczyć za pomocą równania Mendelejewa-Clapeyrona:

gdzie m to masa gazu; M to masa molowa gazu; R- molowa (uniwersalna) stała gazowa, której wartość określają przyjęte jednostki miary.

Jeśli ciśnienie jest mierzone w Pa, a objętość wm 3, to R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

3.1. Przy wykonywaniu pomiarów powietrza atmosferycznego, powietrza obszaru pracy, a także emisji przemysłowych i węglowodorów w gazociągach pojawia się problem z doprowadzeniem objętości mierzonego powietrza do normalnych (standardowych) warunków. Często w praktyce przy wykonywaniu pomiarów jakości powietrza nie stosuje się konwersji zmierzonych stężeń do warunków normalnych, co skutkuje nierzetelnymi wynikami.

Oto fragment Standardu:

„Pomiary doprowadzane są do standardowych warunków za pomocą następującego wzoru:

C 0 \u003d C 1 * P 0 T 1 / R 1 T 0

gdzie: C 0 - wynik wyrażony w jednostkach masy na jednostkę objętości powietrza, kg/cu. m lub ilość substancji na jednostkę objętości powietrza, mol / cu. m, w standardowej temperaturze i ciśnieniu;

C 1 - wynik wyrażony w jednostkach masy na jednostkę objętości powietrza, kg / cu. m, czyli ilość substancji na jednostkę objętości

powietrze, mol/m3 m, w temperaturze T 1, K i ciśnieniu P 1, kPa.

Wzór na doprowadzenie do normalnych warunków w uproszczonej formie ma postać (2)

C 1 \u003d C 0 * f, gdzie f \u003d P 1 T 0 / P 0 T 1

standardowy współczynnik konwersji dla normalizacji. Parametry powietrza i zanieczyszczeń mierzone są w różnych temperaturach, ciśnieniach i wilgotności. Wyniki prowadzą do standardowych warunków do porównywania zmierzonych parametrów jakości powietrza w różnych lokalizacjach i różnych klimatach.

3.2 Normalne warunki przemysłowe

Warunki normalne to standardowe warunki fizyczne, z którymi zwykle skorelowane są właściwości substancji (standardowa temperatura i ciśnienie, STP). Warunki normalne są zdefiniowane przez IUPAC (Międzynarodowa Unia Chemii Praktycznej i Stosowanej) w następujący sposób: Ciśnienie atmosferyczne 101325 Pa = 760 mm Hg Temperatura powietrza 273,15 K = 0° C.

Standardowe warunki (standardowa temperatura i ciśnienie otoczenia, SATP) to normalna temperatura otoczenia i ciśnienie: ciśnienie 1 bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. St.; temperatura 298,15 K = 25 °C.

Inne obszary.

Pomiary jakości powietrza.

Wyniki pomiarów stężeń substancji szkodliwych w powietrzu obszaru roboczego prowadzą do następujących warunków: temperatura 293 K (20°C) i ciśnienie 101,3 kPa (760 mm Hg).

Parametry aerodynamiczne emisji zanieczyszczeń muszą być mierzone zgodnie z obowiązującymi normami państwowymi. Objętości spalin uzyskane z wyników pomiarów instrumentalnych muszą być doprowadzone do warunków normalnych (n.s.): 0 ° C, 101,3 kPa ..

Lotnictwo.

Międzynarodowa Organizacja Lotnictwa Cywilnego (ICAO) definiuje Międzynarodową Atmosferę Standardową (ISA) na poziomie morza o temperaturze 15°C, ciśnieniu atmosferycznym 101325 Pa i wilgotności względnej 0%. Te parametry są używane podczas obliczania ruchu statku powietrznego.

Gospodarka gazowa.

Przemysł gazowy Federacji Rosyjskiej stosuje warunki atmosferyczne zgodnie z GOST 2939-63 do rozliczeń z konsumentami: temperatura 20°C (293,15K); ciśnienie 760 mm Hg. Sztuka. (101325 N/m²); wilgotność wynosi 0. Tak więc masa metra sześciennego gazu według GOST 2939-63 jest nieco mniejsza niż w normalnych warunkach „chemicznych”.

Testy

W przypadku testowania maszyn, przyrządów i innych produktów technicznych podczas testowania produktów za normalne wartości czynników klimatycznych przyjmuje się następujące wartości (normalne warunki klimatyczne):

Temperatura - plus 25°±10°С; Wilgotność względna - 45-80%

Ciśnienie atmosferyczne 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Weryfikacja przyrządów pomiarowych

Wartości nominalne najczęściej występujących normalnych wielkości wpływających dobiera się następująco: Temperatura - 293 K (20°C), ciśnienie atmosferyczne - 101,3 kPa (760 mmHg).

Racjonowanie

Wytyczne dotyczące ustalania standardów jakości powietrza wskazują, że MPC w powietrzu atmosferycznym są ustalane w normalnych warunkach wewnętrznych, tj. 20 C i 760 mm. rt. Sztuka.