La loi des gaz parfaits se rapproche du comportement de nombreux gaz, tels que l'ammoniac, sous une grande variété de conditions et constitue un outil utile pour mesurer la masse volumique de nombreux gaz. Il indique que le temps de pression du volume d'un gaz parfait est égal au nombre de moles fois les temps constants de gaz, la température (PV = nRT). La loi des gaz parfaits peut être réécrite pour régler la masse volumique (?) Comme la masse molaire des temps de la pression du gaz divisé par le temps constant de gaz à la température (? = Mm x P / R x T). Trouver la pression et la température de l'ammoniac permet à la densité à calculer.
Instructions
1 Écrivez la formule pour l'utilisation de la loi des gaz parfaits pour déterminer la densité d'un gaz (densité = masse molaire x pression / gaz constant x température).
2 Mesurer la pression et la température de l'ammoniac à l'aide du baromètre et d'un thermomètre. De nombreux baromètres donnent la pression en millimètres de mercure, tandis que la température est souvent indiquée en degrés Celsius. Noter la pression et la température.
3 Calculer la masse molaire de l'ammoniac à l'aide du tableau périodique des éléments. L'ammoniac (NH3) est constitué d'un atome d'azote et trois atomes d'hydrogène. Le poids atomique de l'azote est 14.01; le poids atomique de l'hydrogène est de 1,008. On obtient ainsi une masse molaire de 17,03 grammes par mole de l'ammoniac (14,01 + 1,008 + 1,008 + 1,008 = 17,034 g / mol).
4 Multiplier la masse et de la pression molaire. Par exemple, si la pression est de 752 mm Hg, puis en multipliant la masse molaire et la pression va donner un produit de 12 806 mm de Hg x g / mol.
5 Utiliser la constante de gaz compatible avec les unités utilisées dans la pression. Pour les pressions en mm de Hg, la constante de gaz est de 62,3638 (mm Hg x L) / (K x mol). Pour des pressions dans des atmosphères (atm), la constante de gaz est de 0,0820575 (ATM x L) / (K x mol). En kilopascals (kPa), la constante de gaz est 8,31447 (kPa x L) / (K x mol). Etant donné que mm de Hg a été utilisé dans l'exemple précédent, 62,3638 mm Hg x L / K x mol sera utilisé pour la constante de gaz.
6 Multiplier la constante des gaz et la température en degrés Kelvin. Pour convertir Celsius à Kelvin, ajouter 273,15 à la température en degrés Celsius. En supposant que la température dans l'exemple est de 55 degrés Celsius, la température serait de convertir à 328 K. Multipliant la température constante et le gaz produira 20.455 mm Hg x L / mol (62,3638 mm Hg L / K mol x 328 K = 20455 Hg L / mol). On notera que les unités de Kelvin annulent pendant cette opération.
7 Diviser le produit de l'étape 4 par le produit à l'étape 6. Le quotient est la masse volumique de l'ammoniac. Fin de l'exemple, nous trouvons la densité de l'ammoniac pour être 0.626 grammes par litre (12.806 / 20.455 = 0,626 g / L). Le Kelvin, mm Hg, et les unités molaires annulées, laissant g / L comme nos unités.
Conseils et avertissements
- La loi des gaz parfaits décrit le comportement des gaz parfaits. L'ammoniac et d'autres gaz se rapproche de la loi des gaz parfaits sous une variété de conditions. Toutefois, dans certaines conditions, les gaz (par exemple, près de leur point de congélation) dévient de façon significative de cette loi.
- En outre, il est fréquent de trouver de légères différences entre la densité de référence du gaz et des calculs en utilisant la loi des gaz parfaits, car il suppose que les particules de gaz présentent pas de volume (ce qu'ils font) et que les collisions entre les particules sont élastiques (qui ne sont pas ).