Boyle, Charles eta Gay-Lussacen gas legeak ez dira gas baldintza guztietarako aplikatzen, beraz, gure analisia zailagoa bihurtzen da. Horregatik, gas idealaren eredua aurkeztu da. Gas ideala ez da eguneroko bizitzan existitzen; gas ideala da analisia errazteko forma ezin hobea. Gas idealaren kontzeptu honen existentziak ere asko laguntzen digu gasen hiru legeen arteko erlazioa berrikusten.
Tenperaturaren, bolumenaren eta gas-presioaren arteko erlazioa
Goiko hiru gasen legeak erreferentziatzat hartuta, tenperaturaren, bolumenaren eta gasaren presioaren arteko erlazio orokorragoa lor dezakegu.
P1 = hasierako presioa (Pa edo N/m2 ) , P2 = azken presioa (Pa edo N/m2 ) , V1 = hasierako bolumena (m3 ) , V2 = azken bolumena (m3 ) , T1 = hasierako tenperatura (K), T2 = amaierako tenperatura (K)
(Pa = pascal, N = Newton, m² = metro karratu, m³ = metro kubiko, K = Kelvin)
Gasaren masaren (m) eta bolumenaren (V) arteko erlazioa
Zenbat eta aire gehiago sartu gomazko puxikan, orduan eta puztuago egongo da puxika. Beste era batera esanda, zenbat eta gas masa handiagoa izan, orduan eta handiagoa izango da puxikaren bolumena. Esan dezakegu gasaren masa (m) zuzenean proportzionala dela gasaren bolumenarekiko (V).
Mol kopurua (n)
1 mol = substantzia baten masa substantziaren masa molekularraren berdina. Masa eta oxigeno molekularraren masa desberdinak dira.
1. adibidea, oxigenoaren masa molekularra (O2 ) = 16 u + 16 u = 32 u (oxigeno molekula bakoitzak 2 oxigeno atomo ditu, non oxigeno atomo bakoitzak 16 u masa duen). Beraz, O2 mol 1ek 32 gramoko masa du. Edo O2 -ren masa molekularra = 32 gramo / mol = 32 kg/kmol.
2. adibidea, karbono monooxido gasaren (CO) masa molekularra = 12 u + 16 u = 28 u (karbono monoxido molekula bakoitzak karbono atomo 1 (C) eta oxigeno atomo 1 (O) ditu. Karbono atomo 1en masa = 12 u eta oxigeno atomo 1en masa = 16 u. 12 u + 16 u = 28 u). Beraz, CO mol 1ek 28 gramoko masa du. Edo COren masa molekularra = 28 gramo/mol = 28 kg/kmol.
3. adibidea, karbono dioxido gasaren (CO2) masa molekularra = [12 u + (2 x 16 u)] = [12 u + 32 u] = 44 u (karbono dioxido molekula bakoitzak karbono atomo 1 (C) eta 2 oxigeno atomo (O) ditu. Karbono atomo 1en masa = 12 u eta oxigeno atomo 1en masa = 16 u). Beraz, CO 2 mol 1ek 44 gramoko masa du. Edo CO 2 -ren masa molekularra = 44 gramo/mol = 44 kg/kmol.
Substantzia baten mol kopurua (n) = substantziaren eta bere masa molekularraren arteko masa-erlazioa. Matematikoki:
Galdera 1:
Kalkulatu 64 g O2 -ren mol kopurua.
O2 masa = 64 gramo
O2- ren masa molekularra = 32 gramo/mol
2. galdera:
Kalkulatu 280 gramo CO2-tan dauden mol kopurua.
CO masa = 280 gramo
CO2-ren masa molekularra = 28 gramo/mol
3. galdera:
Kalkulatu 176 gramo CO2-ren mol kopurua.
CO2 masa = 176 gramo
CO2 -ren masa molekularra = 44 gramo/mol
Gasen konstante unibertsalak (R)
Zientzialariek egindako ikerketan oinarrituta, aurkitu zen substantzia baten tamaina adierazteko mol kopurua (n) erabiltzen bada, gas bakoitzaren konparazio-konstanteak balio bera duela. Dagokion konstantea gasen konstante unibertsala (R) da.
R = 8.315 J/mol K
= 8315 kJ / kmol. K
= 0.0821 (L.atm) / (mol. K)
= 1.99 kal / mol. K
(J = Joule, K = Kelvin, L = litro, atm = atmosfera, cal = kaloria)
GAS IDEALEN LEGEA (mol kopuruan)
Goiko konparaketa ekuazio bihur daiteke mol kopurua (n) eta gas konstante unibertsalak (R) sartuz.
PV = n RT
Ekuazio horri gas idealen legea edo gas idealen egoeraren ekuazioa deritzo.
P = gasaren presioa (N/ m² )
V = gasaren bolumena ( m³ )
n = mol kopurua (mol)
R = gas-konstante unibertsalak (R = 8.315 J/mol. K)
T = gasaren tenperatura absolutua (K)
Arazoa ebaztean, STP terminoa aurkituko duzu. STP Tenperatura eta Presio Estandarra da.
Tenperatura estandarra (T) = 0 ° C = 273 K
Presio estandarra (P) = 1 atm = 1.013 x 10⁵ N / m² = 1.013 x 10² kPa = 101 kPa
Gasen legeen arazoak ebaztean, tenperatura Kelvin (K) eskalan adierazi behar da. Gasaren presioa oraindik neurketa-presioa bada, lehenik presio absolutura aldatu. Presio absolutua = presio atmosferikoa + neurketa-presioa. Ezaguna den balioa presio atmosferikoa bada (ez dago neurketa-presiorik), ebatzi problema.
1. galdera:
Presio atmosferikoan (101 kPa), karbono dioxido gasaren tenperatura = 20 ° C da eta bere bolumena = 2 litro. Presioa 201 kPa-ra bihurtzen bada eta tenperatura 40 °C-ra igotzen bada, kalkulatu karbono dioxido gasaren azken bolumena.
Irtenbidea
P1 = 101 kPa
P2 = 201 kPa
T1 = 20 ° C + 273 K = 293 K
T2 = 40 ° C + 273 K = 313 K
V1 = 2 litro
2. galdera:
Zehaztu 2 mol gasen bolumena STP-n (gas hau gas ideala da)
Irtenbidea
3. galdera:
STP = 20 m3 -tan oxigeno gasaren bolumena . Kalkulatu oxigeno gasaren masa.
Irtenbidea
STP-n gas mol 1aren bolumena = 22.4 litro = 22.4 dm 3 = 22.4 x 10 -3 m 3 (22.4 x 10 -3 m 3 /mol)
Oxigeno gasaren bolumena STP = 20 m3 -tan
Oxigeno molekulen masa = 32 gramo / mol (oxigeno mol 1aren masa = 32 gramo). Beraz, oxigeno gasaren masa hau da:
masa (m) = mol kopurua (n) x masa molekularra
masa = (893 mol) x (32 gramo / mol) = 28576 gramo = 28.576 kg
4. galdera:
Depositu batek 4 litro oxigeno (O2) ditu . Oxigenoaren tenperatura = 20 ° C da eta neurtutako presioa = 20 x 105 N/m2 . Zehaztu oxigenoaren masa ( Oxigenoaren masa molekularra = 32 kg/kmol = 32 gramo/mol).
Irtenbidea
P = P atm + P neurtua = (1 x 10⁵ N /m² ) + (20 x 10⁵ N /m² ) = 21 x 10⁵ N / m²
T = 20 ° C + 273 = 293 K
V = 4 litro = 4 dm³ = 4 x 10⁻³ m³
R = 8.315 J/mol. K = 8.315 Nm/mol. K
Oxigenoaren masa molekularra = 32 kg/kmol = 32 gramo/mol
O2 masa?
GAS IDEALEN LEGEA (Molekula kopuruan)
Substantziaren tamaina masa moduan (m) adierazi beharrean mol kopuruan (n) adierazten badugu, orduan gasen konstante unibertsala (R) gas guztiei aplikatzen zaie. Amadeo Avogadro (1776-1856) zientzialari italiarrak aurkitu zuen lehen aldiz.
Avogadrok esan zuen gas bakoitzaren bolumena, presioa eta tenperatura berdinak direnean, gas bakoitzak molekula kopuru bera duela.
Avogadroren hipotesia R konstantea gas guztientzat berdina dela dioen egitateari dagokio. Hona hemen froga batzuk:
Lehenik eta behin, gas idealen legearen ekuazioa (PV = nRT) erabiliz ebazten badugu problema, mol kopurua (n) berdina denean ikusiko dugu,
Presioa eta tenperatura ere antzekoak badira, orduan gas guztien bolumena berdina izango da gas-konstante unibertsalak erabiltzen baditugu (R = 8.315 J / mol. K). STP-n, mol kopuru bera (n) duen edozein gasek bolumen bera izango du. STP-n gas mol 1en bolumena = 22.4 litro. 2 gas molen bolumena = 44.8 litro. 3 gas molen bolumena = 67.2 litro. Eta abar. Hau gas guztiei aplikatzen zaie.
Bigarrenik, mol bateko molekula kopurua berdina da gas guztientzat. Mol bateko molekula kopurua = mol bakoitzeko molekula kopurua = Avogadro zenbakia (NA). Beraz, Avogadro zenbakia berdina da gas guztientzat.
Neurketaren bidez lortutako Avogadroren zenbakia:
NA = 6.02 x 10²³ molekula/mol
Molekula kopuru osoa (N) lortzeko, mol bakoitzeko molekula kopurua (N A ) biderkatu mol kopuruarekin (n).
Molekula kopuru osoa (N) = molekulen kopurua mol bakoitzeko (N A ) x mol kopurua (n)
P = Presioa, V = Bolumena, N = Molekula kopuru osoa, k = Boltzmannen konstantea (k = 1.38 x 10-23 J / K), T = Tenperatura
Bolumen Unitateak
1 litro (L) = 1000 mililitro (mL) = 1000 zentimetro kubiko ( cm3 )
1 litro (L) = 1 dezimetro kubiko (dm3 ) = 1 x 10-3 m3
Presio Unitateak
1 N/m² = 1 Pa
1 atm = 1.013 x 10⁵ N /m² = 1.013 x 10⁵ Pa = 1.013 x 10² kPa = 101.3 kPa (normalean 101 kPa erabiltzen da)
Pa = pascal
atm = atmosfera
