Inhalt

• Schritte
• Tipps
• Warnungen
• Notwendige Materialien

In der Chemie bezieht sich "Partialdruck" auf den Druck, den jedes Gas in einem Gasgemisch gegen seine Umgebung ausübt, beispielsweise eine Probenflasche, einen Tauchlufttank oder die Grenzen einer Atmosphäre. Sie können den Druck jedes Gases in einem Gemisch berechnen, wenn Sie wissen, wie viel davon vorhanden ist, welches Volumen es einnimmt und welche Temperatur es hat. Sie können diese Partialdrücke dann addieren, um den Gesamtdruck des Gasgemisches zu ermitteln, oder Sie können zuerst den Gesamtdruck und dann die Partialdrücke ermitteln.

Schritte

Teil 1 von 3: Die Eigenschaften von Gasen verstehen

1. 

   Behandle jedes Gas als "ideales" Gas. Ein ideales Gas in der Chemie ist eines, das mit anderen Gasen interagiert, ohne von seinen Molekülen angezogen zu werden. Einzelne Moleküle können sich gegenseitig treffen und wie Billardkugeln abprallen, ohne in irgendeiner Weise deformiert zu werden.
   • Ideale Gasdrücke nehmen zu, wenn sie in kleinere Räume komprimiert werden, und nehmen ab, wenn sie sich in größere Bereiche ausdehnen. Diese Beziehung wird nach Robert Boyle Boyles Gesetz genannt. Es wird mathematisch beschrieben als k = P x V oder einfacher k = PV, wobei k die konstante Beziehung darstellt, P den Druck darstellt und V das Volumen darstellt.
   • Die Drücke können mit einer von mehreren möglichen Einheiten bestimmt werden. Eines ist Pascal (Pa), definiert als eine Newton-Kraft, die über einen Quadratmeter ausgeübt wird. Eine andere ist die Atmosphäre (atm), definiert als der Druck der Erdatmosphäre auf Meereshöhe. Ein Druck von 1 atm entspricht 101.325 Pa.
   • Die idealen Gastemperaturen steigen mit zunehmendem und abnehmendem Volumen. Diese Beziehung wird nach Jacques Charles als Charles'sches Gesetz bezeichnet und mathematisch als k = V / t beschrieben, wobei k die Beziehung zwischen konstantem Volumen und Temperatur darstellt, V wiederum das Volumen darstellt und T die Temperatur darstellt.
   • Die Gastemperaturen in dieser Gleichung sind in Grad Kelvin angegeben, die durch Addition von 273 zur Anzahl der Grad Celsius der Gastemperatur ermittelt werden.
   • Diese beiden Beziehungen können zu einer einzigen Gleichung kombiniert werden: k = PV / T, die auch als PV = kT geschrieben werden kann.

2. 

   
   
   Definieren Sie, in welchen Mengen die Gase gemessen werden. Gase haben Masse und Volumen. Das Volumen wird normalerweise in Litern (l) gemessen, es gibt jedoch zwei Arten von Massen.
   • Die konventionelle Masse wird in Gramm oder bei ausreichend großer Masse in Kilogramm gemessen.
   • Aufgrund der Leichtigkeit der Gase werden sie auch in einer anderen Form von Masse gemessen, die als Molekularmasse oder Molmasse bezeichnet wird. Die Molmasse ist definiert als die Summe der Atomgewichte jedes Atoms der Verbindung, aus der das Gas besteht, wobei jedes Atom mit dem Wert von 12 für Kohlenstoff verglichen wird.
   • Da Atome und Moleküle zu klein sind, um damit zu arbeiten, werden die Gasmengen in Mol definiert. Die Anzahl der in einem gegebenen Gas vorhandenen Mol kann durch Teilen der Masse durch die Molmasse bestimmt werden und kann durch den Buchstaben n dargestellt werden.
   • Wir können die beliebige Konstante k in der Gasgleichung durch das Produkt von n, die Anzahl der Mol (Mol) und eine neue Konstante R ersetzen. Die Gleichung kann nun geschrieben werden: nR = PV / T oder PV = nRT.
   • Der R-Wert hängt von den Einheiten ab, mit denen die Drücke, Volumina und Temperaturen der Gase gemessen werden. Um das Volumen in Litern, die Temperatur in Kelvin und den Druck in Atmosphären zu bestimmen, beträgt sein Wert 0,0821 l / min.Dies kann auch mit L 0,0821 atm K mol geschrieben werden, um den geteilten Balken in den Maßeinheiten zu vermeiden.

3. 

   
   
   Verstehe Daltons Gesetz des Partialdrucks. Das Daltonsche Gesetz wurde vom Chemiker und Physiker John Dalton entwickelt, der zuerst das Konzept der Herstellung chemischer Elemente aus Atomen vorangetrieben hat. Der Gesamtdruck eines Gasgemisches ist die Summe der Drücke jedes der Gase im Gemisch.
   • Daltons Gesetz kann als Gleichung als P geschrieben werden _gesamt = P.₁ + P.₂ + P.₃... mit so vielen Zusätzen nach dem Gleichheitszeichen, wie Gase in der Mischung sind.
   • Die Daltonsche Gesetzgleichung kann erweitert werden, wenn mit Gasen gearbeitet wird, deren individuelle Partialdrücke unbekannt sind, deren Volumen und Temperaturen wir jedoch kennen. Ein Partialdruck eines Gases ist der gleiche Druck, wenn die gleiche Gasmenge das einzige Gas im Behälter war.
   • Für jeden der Partialdrücke können wir die ideale Gasgleichung so umschreiben, dass in anstelle der Formel PV = nRT nur P auf der linken Seite des Gleichheitszeichens steht. Dazu teilen wir beide Seiten durch V: PV / V = ​​nRT / V. Die beiden Vs auf der linken Seite heben sich gegenseitig auf und lassen P = nRT / V.
   • Wir können dann jedes P ersetzen, das auf der rechten Seite der Partialdruckgleichung abonniert ist: P._gesamt = (nRT / V) ₁ + (nRT / V) ₂ + (nRT / V) ₃…

Teil 2 von 3: Berechnung des Partialdrucks und dann des Gesamtdrucks

1. 

   
   
   
   
   Definieren Sie die Partialdruckgleichung für die Gase, mit denen Sie arbeiten. Für diese Berechnung nehmen wir einen 2-Liter-Ballon an, der drei Gase enthält: Stickstoff (N.₂), Sauerstoff (O.₂) und Kohlendioxid (CO₂). Jedes der Gase enthält 10 g, und die Temperatur jedes einzelnen Gases im Kolben beträgt 37 ° Celsius. Wir müssen den Partialdruck jedes Gases und den Gesamtdruck ermitteln, den das Gemisch auf den Behälter ausübt.
   • Unsere Partialdruckgleichung wird zu P. _gesamt = P. _Stickstoff- + P. _Sauerstoff + P. _Kohlendioxid .
   • Da wir versuchen, den Druck zu ermitteln, den jedes Gas ausübt, das Volumen und die Temperatur kennen und anhand der Masse ermitteln können, wie viele Mol jedes Gases vorhanden sind, können wir diese Gleichung wie folgt umschreiben: P._gesamt = (nRT / V) _Stickstoff- + (nRT / V) _Sauerstoff + (nRT / V) _Kohlendioxid

2. 

   
   
   Konvertieren Sie die Temperatur in Kelvin. Die Temperatur beträgt 37º Celsius, also addiere 273 zu 37, um 310 K zu erhalten.

3. 

   Finden Sie die Anzahl der Mol für jedes der Gase in der Probe. Die Molzahl eines Gases ist die Masse des Gases, die durch seine Molmasse geteilt wird. Wir haben gesagt, dies ist die Summe der Atomgewichte jedes Atoms in der Verbindung.
   • Für das erste Gas Stickstoff (N.₂) hat jedes Atom ein Atomgewicht von 14. Da Stickstoff zweiatomig ist (Molekülform von zwei Atomen), müssen wir 14 mit 2 multiplizieren, um festzustellen, dass der Stickstoff in unserer Probe eine Molmasse von 28 hat. Teilen Sie dann die Masse in Gramm 10 g mal 28, um die Molzahl zu erhalten, die sich ungefähr 0,4 Mol Stickstoff annähert.
   • Für das zweite Gas Sauerstoff (O.₂) hat jedes Atom ein Atomgewicht von 16. Sauerstoff ist ebenfalls zweiatomig. Multiplizieren Sie also 16 mit 2, um festzustellen, dass der Sauerstoff in unserer Probe eine Molmasse von 32 hat. Wenn Sie 10 g durch 32 teilen, erhalten Sie ungefähr 0,3 Mol Sauerstoff in unserem Stichprobe.
   • Das dritte Gas, Kohlendioxid (CO₂) hat 3 Atome: einen Kohlenstoff mit einem Atomgewicht von 12; und zwei Sauerstoff mit jeweils einem Atomgewicht von 16. Wir addieren die drei Gewichte: 12 + 16 + 16 = 44 für die Molmasse. Wenn wir 10 g durch 44 teilen, erhalten wir ungefähr 0,2 Mol Kohlendioxid.

4. 

   
   
   Ersetzen Sie die Werte durch Mol, Volumen und Temperatur. Unsere Gleichung sieht jetzt so aus: P._gesamt = (0,4 * R * 310/2) _Stickstoff- + (0,3 * R * 310/2) _Sauerstoff + (0,2 * R * 310/2) _Kohlendioxid.
   • Der Einfachheit halber haben wir die Maßeinheiten, die den Werten beiliegen, weggelassen. Diese Einheiten werden nach der Berechnung gelöscht, wobei nur die Maßeinheit übrig bleibt, mit der wir den Druck melden.

5. 

   Ersetzen Sie die Konstante R durch den Wert. Wir werden den Teil- und Gesamtdruck in Atmosphären finden, also werden wir den R-Wert von 0,0821 atm L / K.mol verwenden. Das Einsetzen des Wertes in die Gleichung ergibt nun P._gesamt =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _Stickstoff- + (0,3 *0,0821 * 310/2) _Sauerstoff + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _Kohlendioxid .

6. 

   Berechnen Sie die Partialdrücke für jedes Gas. Nachdem wir die Werte festgelegt haben, ist es Zeit, die Mathematik durchzuführen.
   • Für den Partialdruck von Stickstoff multiplizieren wir 0,4 Mol mit unserer 0,0821-Konstante und unserer 310 K-Temperatur und dividieren dann durch 2 Liter: 0,4 * 0,0821 * 310/2 = 5, 09 atm, ungefähr.
   • Für den Sauerstoffpartialdruck multiplizieren wir 0,3 Mol mit unserer 0,0821-Konstante und unserer 310 K-Temperatur und dividieren dann durch 2 Liter: 0,3 * 0,0821 * 310/2 = 3, 82 atm, ungefähr.
   • Für den Partialdruck von Kohlendioxid multiplizieren wir 0,2 Mol mit unserer 0,0821-Konstante und unserer 310 K-Temperatur und dividieren dann durch 2 Liter: 0,2 * 0,0821 * 310/2 = ungefähr 2,54 atm.
   • Wir addieren nun diese Drücke, um den Gesamtdruck zu ermitteln: P._gesamt = 5,09 + 3,82 + 2,54 oder ungefähr 11,45 atm.

Teil 3 von 3: Berechnung des Gesamtdrucks und dann der Partialdrücke

1. 

   Definieren Sie die Partialdruckgleichung wie zuvor. Wieder nehmen wir an, dass ein 2-Liter-Kolben 3 Gase enthält: Stickstoff (N.₂), Sauerstoff (O.₂) und Kohlendioxid (CO₂). Es gibt 10 g von jedem der Gase und die Temperatur jedes der Gase im Kolben beträgt 37 Grad Celsius.
   • Die Temperatur in Kelvin wird immer noch 310 betragen, und wie zuvor haben wir ungefähr 0,4 Mol Stickstoff, 0,3 Mol Sauerstoff und 0,2 Mol Kohlendioxid.
   • Ebenso werden wir immer noch Drücke in Atmosphären finden, also werden wir den Wert von 0,0821 atm L / K.mol für die Konstante R verwenden.
   • Unsere Partialdruckgleichung sieht also an dieser Stelle immer noch gleich aus: P._gesamt =(0,4 * 0,0821 * 310/2) _Stickstoff- + (0,3 *0,0821 * 310/2) _Sauerstoff + (0,2 * 0,0821 * 310/2) _Kohlendioxid.

2. 

   Addieren Sie die Molzahl jedes der Gase in der Probe, um die Gesamtzahl der Mol des Gasgemisches zu ermitteln. Da das Volumen und die Temperatur für jede Probe im Gas gleich sind, ganz zu schweigen davon, dass jeder Molwert mit derselben Konstante multipliziert wird, können wir die Verteilungseigenschaft der Mathematik verwenden, um die Gleichung als P umzuschreiben_gesamt = (0,4 + 0,3 + 0,2) * 0,0821 * 310/2.
   • Zugabe von 0,4 + 0,3 + 0,2 = 0,9 Mol des Gasgemisches. Dies vereinfacht die Gleichung für P weiter _gesamt = 0,9 * 0,0821 * 310/2.

3. 

   Berechnen Sie den Gesamtdruck des Gasgemisches. Multiplikation von ungefähr 0,9 * 0,0821 * 310/2 = 11,45 mol.

4. 

   Finden Sie den Anteil jedes Gases an der Gesamtmischung. Teilen Sie dazu die Molzahl für jedes der Gase durch die Gesamtzahl der Mol.
   • Es gibt 0,4 Mol Stickstoff, also ungefähr 0,4 / 0,9 = 0,44 (44%) der Probe.
   • Es gibt 0,3 Mol Stickstoff, also ungefähr 0,3 / 0,9 = 0,33 (33%) der Probe.
   • Es gibt 0,2 Mol Kohlendioxid, so dass ungefähr 0,2 / 0,9 = 0,22 (22%) der Probe.
   • Obwohl sich die ungefähren Prozentsätze oben nur auf 0,99 summieren, wiederholen sich die tatsächlichen Dezimalstellen, sodass die tatsächliche Summe eine Reihe von Wiederholungen von Neunen nach der Dezimalstelle ist. Per Definition entspricht dies 1 oder 100%.

5. 

   Multiplizieren Sie den Proportionalwert jedes Gases mit dem Gesamtdruck, um den Partialdruck zu ermitteln.
   • Multiplikation von ungefähr 0,44 * 11,45 = 5,04 atm.
   • Multiplikation von ungefähr 0,33 * 11,45 = 3,78 atm.
   • Multiplikation von ungefähr 0,22 * 11,45 = 2,52 atm.

Tipps

• Sie werden einen kleinen Unterschied in den Werten feststellen, indem Sie zuerst die Partialdrücke, dann den Gesamtdruck und zuerst den Gesamtdruck und dann die Partialdrücke ermitteln. Denken Sie daran, dass die angegebenen Werte aufgrund der Rundung auf eine oder zwei Dezimalstellen als ungefähre Werte dargestellt wurden, um das Verständnis der Werte zu erleichtern. Wenn Sie die Berechnungen mit einem Taschenrechner ohne Rundung durchführen, werden Sie eine geringfügige Diskrepanz zwischen den beiden Methoden feststellen.

Warnungen

• Die Kenntnis des partiellen Gasdrucks kann für Taucher zu einer Frage von Leben und Tod werden. Ein zu niedriger Sauerstoffpartialdruck kann zu Bewusstlosigkeit und Tod führen, während ein sehr hoher Wasserstoff- oder Sauerstoffpartialdruck ebenfalls toxisch sein kann.

Notwendige Materialien

• Taschenrechner;
• Nachschlagewerk für Atomgewichte / Molmassen.