Objętość gazu można wyznaczyć za pomocą kilku wzorów. Należy wybrać odpowiedni na podstawie danych w warunku problemu ilościowego. Główną rolę w wyborze pożądanej receptury odgrywają te media, a w szczególności: ciśnienie i temperatura.

Instrukcje

1. Szczególnie często spotykany w zadaniach wzór to: V = n*Vm, gdzie V to objętość gazu (l), n to liczba substancji (mol), Vm to molowa objętość gazu (l/mol) , w typowych warunkach (n.s.) jest wartością standardową i wynosi 22,4 l/mol. Zdarza się, że warunek nie zawiera numeru substancji, ale jest masa pewnej substancji, wtedy robimy to: n = m/M, gdzie m jest masą substancji (g), M jest masą masa molowa substancji (g/mol). Masę molową znajdujemy korzystając z tabeli D.I. Mendelejew: pod każdym elementem zapisana jest jego masa jądrowa, sumujemy wszystkie masy i otrzymujemy tę, której potrzebujemy. Ale takie problemy są dość rzadkie; zwykle problem zawiera równanie reakcji. Rozwiązanie takich problemów trochę się zmienia. Spójrzmy na przykład.

2. Jaka objętość wodoru zostanie uwolniona w typowych warunkach, jeśli aluminium o masie 10,8 g zostanie rozpuszczone w nadmiarze kwasu solnego. Zapisujemy równanie reakcji: 2Al + 6HCl(ex.) = 2AlCl3 + 3H2. Rozwiąż zadanie dotyczące tego równania. Znajdź liczbę substancji glinowych, które przereagowały: n(Al) = m(Al)/M(Al). Aby podstawić dane do tego wzoru, musimy obliczyć masę molową aluminium: M(Al) = 27 g/mol. Podstawiamy: n(Al) = 10,8/27 = 0,4 mol Z równania widzimy, że po rozpuszczeniu 2 moli glinu powstają 3 mole wodoru. Obliczamy, jaka ilość substancji wodorowej powstanie z 0,4 mola glinu: n(H2) = 3 * 0,4/2 = 0,6 mola. Następnie podstawiamy dane do wzoru na objętość wodoru: V = n*Vm = 0,6*22,4 = 13,44 litra. Więc otrzymaliśmy wynik.

3. Jeśli mamy do czynienia z instalacją gazową, obowiązuje następujący wzór: q(x) = V(x)/V, gdzie q(x)(phi) to ułamek objętościowy składnika, V(x) to objętość składnika (l), V – objętość układu (l). Aby obliczyć objętość składnika, otrzymujemy wzór: V(x) = q(x)*V. A jeśli chcesz znaleźć objętość układu, to: V = V(x)/q(x).

Gaz, w którym oddziaływanie między cząsteczkami jest znikomo małe, uważa się za nienaganny. Oprócz ciśnienia stan gazu charakteryzuje się temperaturą i objętością. Zależności pomiędzy tymi parametrami znajdują odzwierciedlenie w prawach gazowych.

Instrukcje

1. Ciśnienie gazu jest wprost proporcjonalne do jego temperatury, ilości substancji i odwrotnie proporcjonalne do objętości naczynia zajmowanego przez gaz. Wskaźnikiem proporcjonalności jest uniwersalny ciągły gaz R, w przybliżeniu równy 8,314. Mierzy się go w dżulach podzielonych przez mole i kelwiny.

2. Układ ten tworzy matematyczne powiązanie P=?RT/V, gdzie? – liczba substancji (mol), R=8,314 – gaz uniwersalny ciągły (J/mol K), T – temperatura gazu, V – objętość. Ciśnienie wyrażane jest w paskalach. Można go również wyrazić w atmosferach, gdzie 1 atm = 101,325 kPa.

3. Rozważana łączność jest konsekwencją równania Mendelejewa-Clapeyrona PV=(m/M) RT. Tutaj m jest masą gazu (g), M jest jego masą molową (g/mol), a ułamek m/M oznacza liczbę substancji?, czyli liczbę moli. Równanie Mendelejewa-Clapeyrona jest obiektywne dla wszystkich gazów, które można uznać za nienaganne. Jest to podstawowe prawo fizyczne i chemiczne dotyczące gazów.

4. Monitorując zachowanie gazu doskonałego, mówimy o tzw. warunkach typowych – czyli warunkach środowiskowych, z którymi często mamy do czynienia w rzeczywistości. Zatem typowe dane (n.s.) zakładają temperaturę 0 stopni Celsjusza (lub 273,15 stopnia w skali Kelvina) i ciśnienie 101,325 kPa (1 atm). Znaleziono wartość równą objętości jednego mola gazu doskonałego w następujących warunkach: Vm = 22,413 l/mol. Objętość ta nazywana jest molową. Objętość molowa jest jedną z głównych stałych chemicznych stosowanych przy rozwiązywaniu problemów.

5. Najważniejsze do zrozumienia jest to, że przy ciągłym ciśnieniu i temperaturze objętość gazu również się nie zmienia. Ten fascynujący postulat sformułowany jest w prawie Avogadro, które stwierdza, że ​​objętość gazu jest wprost proporcjonalna do liczby moli.

Wideo na ten temat

Notatka!
Istnieją inne wzory na znalezienie objętości, ale jeśli chcesz znaleźć objętość gazu, odpowiednie będą tylko wzory podane w tym artykule.

Objętość molowa gazu jest równa stosunkowi objętości gazu do ilości substancji tego gazu, tj.

Vm = V(X) / n(X),

gdzie V m jest objętością molową gazu - wartość stała dla dowolnego gazu w danych warunkach;

V(X) – objętość gazu X;

n(X) – ilość substancji gazowej X.

Objętość molowa gazów w normalnych warunkach (ciśnienie normalne p n = 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa i temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) wynosi V m = 22,4 l/mol.

Prawa gazu doskonałego

W obliczeniach obejmujących gazy często konieczne jest przejście z tych warunków na normalne i odwrotnie. W tym przypadku wygodnie jest zastosować wzór wynikający z połączonego prawa gazowego Boyle’a-Mariotte’a i Gay-Lussaca:

pV / T = p n V n / T n

Gdzie p to ciśnienie; V - objętość; T - temperatura w skali Kelvina; indeks „n” oznacza normalne warunki.

Ułamek objętościowy

Skład mieszanin gazowych często wyraża się za pomocą ułamka objętościowego – stosunku objętości danego składnika do całkowitej objętości układu, tj.

φ(X) = V(X) / V

gdzie φ(X) jest ułamkiem objętościowym składnika X;

V(X) - objętość składnika X;

V jest objętością układu.

Ułamek objętościowy jest wielkością bezwymiarową, wyrażaną w ułamkach jednostki lub w procentach.

Przykład 1. Jaką objętość zajmie amoniak o masie 51 g w temperaturze 20°C i pod ciśnieniem 250 kPa?

1. Określ ilość substancji amoniakalnej: n(NH 3) = m(NH 3) / M(NH 3) = 51 / 17 = 3 mol. 2. Objętość amoniaku w normalnych warunkach wynosi: V(NH 3) = V m n(NH 3) = 22,4 · 3 = 67,2 l. 3. Korzystając ze wzoru (3) redukujemy objętość amoniaku do następujących warunków (temperatura T = (273 + 20) K = 293 K): V(NH 3) = pn Vn (NH 3) / pT n = 101,3 293 67,2 / 250 273 = 29,2 l. Odpowiedź: V(NH3) = 29,2 l.

Przykład 2. Określ objętość, jaką w normalnych warunkach zajmie mieszanina gazów zawierająca wodór o masie 1,4 g i azot o masie 5,6 g.

1. Znajdź ilości substancji wodorowych i azotowych: n(N 2) = m(N 2) / M(N 2) = 5,6 / 28 = 0,2 mol n(H 2) = m(H 2) / M(H 2) = 1,4 / 2 = 0,7 mol 2. Ponieważ w normalnych warunkach gazy te nie oddziałują ze sobą, objętość mieszaniny gazów będzie równa sumie objętości gazów, tj. V(mieszaniny) = V(N 2) + V(H 2) = V m n(N 2) + V m n(H2) = 22,4 0,2 + 22,4 0,7 = 20,16 l. Odpowiedź: V(mieszanina) = 20,16 l.

Prawo stosunków objętościowych

Jak rozwiązać problem, korzystając z „Prawa relacji objętościowych”?

Prawo stosunków objętościowych: Objętości gazów biorących udział w reakcji są powiązane ze sobą jako małe liczby całkowite równe współczynnikom w równaniu reakcji.

Współczynniki w równaniach reakcji pokazują liczbę objętości reagujących i powstałych substancji gazowych.

Przykład. Oblicz objętość powietrza potrzebną do spalenia 112 litrów acetylenu.

1. Tworzymy równanie reakcji:

2. Na podstawie prawa stosunków objętościowych obliczamy objętość tlenu:

112 / 2 = X / 5, skąd X = 112 5 / 2 = 280l

3. Określ objętość powietrza:

V(powietrze) = V(O 2) / φ(O 2)

V(powietrze) = 280 / 0,2 = 1400 l.

Nazwy kwasów powstają z rosyjskiej nazwy centralnego atomu kwasu z dodatkiem przyrostków i końcówek. Jeżeli stopień utlenienia centralnego atomu kwasu odpowiada numerowi grupy układu okresowego, wówczas nazwę tworzy się za pomocą najprostszego przymiotnika z nazwy pierwiastka: H 2 SO 4 - kwas siarkowy, HMnO 4 - kwas manganowy . Jeżeli pierwiastki kwasotwórcze mają dwa stopnie utlenienia, to pośredni stopień utlenienia oznacza się przyrostkiem –ist-: H 2 SO 3 – kwas siarkawy, HNO 2 – kwas azotawy. Do nazw kwasów halogenowych, które mają wiele stopni utlenienia, stosuje się różne przyrostki: typowymi przykładami są HClO 4 - chlor N kwas, HClO 3 – chlor nowa kwas, HClO 2 – chlor jest kwas, HClO – chlor nowator kwas ic (kwas beztlenowy HCl nazywany jest kwasem solnym – zwykle kwasem solnym). Kwasy mogą różnić się liczbą cząsteczek wody, które hydratują tlenek. Kwasy zawierające największą liczbę atomów wodoru nazywane są ortokwasami: H 4 SiO 4 - kwas ortokrzemowy, H 3 PO 4 - kwas ortofosforowy. Kwasy zawierające 1 lub 2 atomy wodoru nazywane są metakwasami: H 2 SiO 3 - kwas metakrzemowy, HPO 3 - kwas metafosforowy. Nazywa się kwasy zawierające dwa centralne atomy di kwasy: H 2 S 2 O 7 – kwas disiarkowy, H 4 P 2 O 7 – kwas difosforowy.

Nazwy związków złożonych powstają w taki sam sposób jak nazwy soli, ale złożony kation lub anion otrzymuje nazwę systematyczną, to znaczy czyta się ją od prawej do lewej: K 3 - heksafluorożelazian(III) potasu, SO 4 - tetraaminowy siarczan miedzi(II).

Nazwy tlenków powstają przy użyciu słowa „tlenek” i dopełniacza rosyjskiej nazwy centralnego atomu tlenku, wskazując, jeśli to konieczne, stopień utlenienia pierwiastka: Al 2 O 3 - tlenek glinu, Fe 2 O 3 - żelazo (III) tlenek.

Nazwy zasad powstają przy użyciu słowa „wodorotlenek” i dopełniacza rosyjskiej nazwy centralnego atomu wodorotlenku, wskazując, jeśli to konieczne, stopień utlenienia pierwiastka: Al(OH) 3 - wodorotlenek glinu, Fe(OH) 3 - żelazo (III) wodorotlenek.

Nazwy związków zawierających wodór powstają w zależności od właściwości kwasowo-zasadowych tych związków. W przypadku gazowych związków kwasotwórczych z wodorem stosuje się następujące nazwy: H 2 S – sulfan (siarkowodór), H 2 Se – selan (selenowodór), HI – jodowodór; ich roztwory w wodzie nazywane są odpowiednio kwasami siarkowodoru, kwasu hydroselenowego i jodowodorowego. W przypadku niektórych związków z wodorem stosuje się specjalne nazwy: NH 3 - amoniak, N 2 H 4 - hydrazyna, PH 3 - fosfina. Związki zawierające wodór o stopniu utlenienia –1 nazywane są wodorkami: NaH to wodorek sodu, CaH2 to wodorek wapnia.

Nazwy soli powstają z łacińskiej nazwy centralnego atomu reszty kwasowej z dodatkiem przedrostków i przyrostków. Nazwy soli binarnych (dwuelementowych) tworzy się za pomocą przyrostka - eid: NaCl – chlorek sodu, Na 2 S – siarczek sodu. Jeżeli centralny atom reszty kwasowej zawierającej tlen ma dwa dodatnie stopnie utlenienia, wówczas najwyższy stopień utlenienia jest oznaczony przyrostkiem – Na: Na 2 SO 4 – siarka Na sód, KNO 3 – azot Na potas, a najniższy stopień utlenienia to przyrostek - To: Na 2 SO 3 – siarka To sód, KNO 2 – azot To potas Do nazywania soli halogenowych zawierających tlen stosuje się przedrostki i przyrostki: KClO 4 – uliczka chlor Na potas, Mg(ClO 3) 2 – chlor Na magnez, KClO 2 – chlor To potas, KClO – hipo chlor To potas

Nasycenie kowalencyjneSpołączeniedo niej– objawia się tym, że w związkach pierwiastków s i p nie ma niesparowanych elektronów, czyli wszystkie niesparowane elektrony atomów tworzą wiążące pary elektronowe (wyjątkami są NO, NO 2, ClO 2 i ClO 3).

Samotne pary elektronów (LEP) to elektrony zajmujące orbitale atomowe parami. Obecność NEP determinuje zdolność anionów lub cząsteczek do tworzenia wiązań donor-akceptor jako donorów par elektronów.

Niesparowane elektrony to elektrony atomu zawarte w orbicie. W przypadku pierwiastków s i p liczba niesparowanych elektronów określa, ile par elektronów wiążących dany atom może utworzyć z innymi atomami w wyniku mechanizmu wymiany. Metoda wiązań walencyjnych zakłada, że ​​liczbę niesparowanych elektronów można zwiększyć o wolne pary elektronów, jeśli na poziomie elektronów walencyjnych znajdują się wolne orbitale. W większości związków pierwiastków s i p nie ma niesparowanych elektronów, ponieważ wszystkie niesparowane elektrony atomów tworzą wiązania. Istnieją jednak cząsteczki z niesparowanymi elektronami, na przykład NO, NO 2, mają zwiększoną reaktywność i mają tendencję do tworzenia dimerów, takich jak N 2 O 4, z powodu niesparowanych elektronów.

Normalne stężenie – to jest liczba moli odpowiedniki w 1 litrze roztworu.

Normalne warunki - temperatura 273 K (0 o C), ciśnienie 101,3 kPa (1 atm).

Mechanizmy wymiany i donor-akceptor tworzenia wiązań chemicznych. Tworzenie wiązań kowalencyjnych między atomami może zachodzić na dwa sposoby. Jeśli utworzenie pary elektronów wiążących następuje z powodu niesparowanych elektronów obu związanych atomów, wówczas tę metodę tworzenia pary elektronów wiążących nazywa się mechanizmem wymiany - atomy wymieniają elektrony, a elektrony wiążące należą do obu związanych atomów. Jeżeli para elektronów wiążących powstaje w wyniku wolnej pary elektronów jednego atomu i wolnego orbitalu innego atomu, wówczas takie tworzenie pary elektronów wiążących jest mechanizmem donor-akceptor (patrz. metoda wiązań walencyjnych).

Odwracalne reakcje jonowe – są to reakcje, w wyniku których powstają produkty zdolne do tworzenia substancji wyjściowych (jeśli będziemy mieć na uwadze zapisane równanie, to o reakcjach odwracalnych można powiedzieć, że mogą one przebiegać w tę czy inną stronę z utworzeniem słabych elektrolitów lub słabo rozpuszczalnych związki). Odwracalne reakcje jonowe często charakteryzują się niepełną konwersją; ponieważ podczas odwracalnej reakcji jonowej powstają cząsteczki lub jony, które powodują przesunięcie w kierunku początkowych produktów reakcji, to znaczy wydają się „spowalniać” reakcję. Odwracalne reakcje jonowe opisujemy znakiem ⇄, a nieodwracalne – znakiem →. Przykładem odwracalnej reakcji jonowej jest reakcja H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, a przykładem nieodwracalnej reakcji jest S 2- + Fe 2+ → FeS.

Utleniacze – substancje, w których podczas reakcji redoks zmniejszają się stopnie utlenienia niektórych pierwiastków.

Dualizm redoks – zdolność substancji do działania reakcje redoks jako środek utleniający lub redukujący w zależności od partnera (na przykład H 2 O 2, NaNO 2).

Reakcje redoks(OVR) – Są to reakcje chemiczne, podczas których zmieniają się stopnie utlenienia pierwiastków reagujących substancji.

Potencjał redukcji utleniania - wartość charakteryzująca zdolność redoks (siła) zarówno środka utleniającego, jak i środka redukującego, które tworzą odpowiednią reakcję połówkową. Zatem potencjał redoks pary Cl2/Cl - równy 1,36 V charakteryzuje chlor cząsteczkowy jako środek utleniający i jon chlorkowy jako środek redukujący.

Tlenki – związki pierwiastków z tlenem, w których tlen ma stopień utlenienia –2.

Interakcje orientacyjne– oddziaływania międzycząsteczkowe cząsteczek polarnych.

Osmoza – zjawisko przenoszenia cząsteczek rozpuszczalnika na półprzepuszczalną (przepuszczalną tylko dla rozpuszczalnika) membranę w kierunku niższego stężenia rozpuszczalnika.

Ciśnienie osmotyczne - fizykochemiczna właściwość roztworów wynikająca ze zdolności membran do przepuszczania tylko cząsteczek rozpuszczalnika. Ciśnienie osmotyczne mniej stężonego roztworu wyrównuje szybkość wnikania cząsteczek rozpuszczalnika w obie strony membrany. Ciśnienie osmotyczne roztworu jest równe ciśnieniu gazu, w którym stężenie cząsteczek jest takie samo jak stężenie cząstek w roztworze.

Zasady Arrheniusa – substancje oddzielające jony wodorotlenkowe podczas dysocjacji elektrolitycznej.

Bazy Bronsteda - związki (cząsteczki lub jony typu S 2-, HS -), które mogą przyłączać jony wodoru.

Powody według Lewisa (podstawy Lewisa) – związki (cząsteczki lub jony) z samotnymi parami elektronów zdolnymi do tworzenia wiązań donor-akceptor. Najpopularniejszą zasadą Lewisa są cząsteczki wody, które mają silne właściwości donorowe.

Objętość 1 mola substancji nazywa się objętością molową.Masa molowa 1 mola wody = 18 g/mol. 18 g wody zajmuje objętość 18 ml. Oznacza to, że objętość molowa wody wynosi 18 ml. 18 g wody zajmuje objętość równą 18 ml, ponieważ gęstość wody wynosi 1 g/ml WNIOSEK: Objętość molowa zależy od gęstości substancji (dla cieczy i ciał stałych).

1 mol dowolnego gazu w normalnych warunkach zajmuje tę samą objętość równą 22,4 litra. Warunki normalne i ich oznaczenia nr. (0°C i 760 mmHg; 1 atm.; 101,3 kPa). Objętość gazu zawierająca 1 mol substancji nazywana jest objętością molową i oznaczana jest przez – V m

Rozwiązywanie problemów Zadanie 1 Dane: V(NH 3) n.s. = 33,6 m 3 Znajdź: m - ? Rozwiązanie: 1. Oblicz masę molową amoniaku: M(NH 3) = = 17 kg/kmol

WNIOSKI 1. Objętość 1 mola substancji nazywa się objętością molową V m 2. Dla substancji ciekłych i stałych objętość molowa zależy od ich gęstości 3. V m = 22,4 l/mol 4. Warunki normalne (n.s.): i ciśnienie 760 mmHg, czyli 101,3 kPa 5. Objętość molowa substancji gazowych wyrażana jest w l/mol, ml/mmol,

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

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

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

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

5. Prawo Boyle’a-Mariotte’a

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

6. Prawo Gay-Lussaca

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

V/T = stała

7. Można wyrazić związek pomiędzy objętością gazu, ciśnieniem i temperaturą połączone prawo Boyle’a-Mariotte’a i Gay-Lussaca, który służy do przeliczania objętości gazu z jednego stanu na drugi:

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

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

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

Gdzie R - ciśnienie gazu w układzie zamkniętym, V- objętość układu, T - masa gazowa, T - temperatura absolutna, R- uniwersalna stała gazowa.

Należy pamiętać, że wartość stałej R można otrzymać podstawiając wartości charakteryzujące jeden mol gazu w warunkach normalnych do równania (1.1):

R = (pV)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273 K) = 8,31 J/mol.K)

Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1. Doprowadzenie objętości gazu do normalnych warunków.

Jaką objętość (n.s.) zajmie 0,4×10 -3 m 3 gazu znajdującego się w temperaturze 50 0 C i pod ciśnieniem 0,954×10 5 Pa?

Rozwiązanie. Aby doprowadzić objętość gazu do normalnych warunków, użyj ogólnego wzoru łączącego prawa Boyle'a-Mariotte'a i Gay-Lussaca:

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

Objętość gazu (n.s.) jest równa , gdzie T 0 = 273 K; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

m 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

W (norma) gaz zajmuje objętość równą 0,32×10 -3 m 3 .

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

Oblicz gęstość etanu C 2 H 6 w oparciu o wodór i powietrze.

Rozwiązanie. Z prawa Avogadra wynika, że ​​gęstość względna jednego gazu do drugiego jest równa stosunkowi mas cząsteczkowych ( M godz) tych gazów, tj. D=M1/M2. Jeśli M 1 C2H6 = 30, M 2 H2 = 2, średnia masa cząsteczkowa powietrza wynosi 29, wówczas gęstość względna etanu względem wodoru wynosi D H2 = 30/2 =15.

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

Przykład 3. Oznaczanie średniej masy cząsteczkowej mieszaniny gazów na podstawie gęstości względnej.

Oblicz średnią masę cząsteczkową mieszaniny gazów składającej się z 80% metanu i 20% tlenu (objętościowo), wykorzystując względne gęstości tych gazów w stosunku do wodoru.

Rozwiązanie. Często obliczenia wykonuje się zgodnie z zasadą mieszania, która stwierdza, że ​​stosunek objętości gazów w dwuskładnikowej mieszaninie gazów jest odwrotnie proporcjonalny do różnic między gęstością mieszaniny a gęstościami gazów tworzących tę mieszaninę . Oznaczmy gęstość względną mieszaniny gazów względem 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 gazu 0,327×10 -3 m 3 w temperaturze 13 0 C i pod ciśnieniem 1,040×10 5 Pa jest równa 0,828×10 -3 kg. Oblicz masę molową gazu.

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

Gdzie M– masa gazu; M– masa molowa gazu; R– stała molowa (uniwersalna) gazu, której wartość wyznaczają przyjęte jednostki miary.

Jeśli ciśnienie mierzy się w Pa, a objętość w m3, to R=8,3144×10 3 J/(kmol×K).