Gaz - comparaison de la masse moléculaire ou molaire relative d'un gaz avec celle d'un autre gaz. En règle générale, il est défini par rapport au gaz le plus léger - l'hydrogène. Les gaz sont également souvent comparés à l’air.

Afin d'indiquer quel gaz est sélectionné pour la comparaison, un indice est ajouté avant le symbole de densité relative du gaz test et le nom lui-même est écrit entre parenthèses. Par exemple, DH2(SO2). Cela signifie que la densité a été calculée en utilisant de l'hydrogène. Ceci se lit comme « densité de l’oxyde de soufre sur l’hydrogène ».

Pour calculer la densité d'un gaz à base d'hydrogène, il est nécessaire de déterminer les masses molaires du gaz et de l'hydrogène étudiés à l'aide du tableau périodique. S’il s’agit de chlore et d’hydrogène, alors les indicateurs ressembleront à ceci : M(Cl2) = 71 g/mol et M(H2) = 2 g/mol. Si la densité de l’hydrogène est divisée par la densité du chlore (71:2), le résultat est 35,5. Autrement dit, le chlore est 35,5 fois plus lourd que l’hydrogène.

La densité relative d'un gaz ne dépend en aucun cas des conditions extérieures. Cela s'explique par les lois universelles de l'état des gaz, qui se résument au fait que les changements de température et de pression n'entraînent pas de modification de leur volume. Pour tout changement de ces indicateurs, les mesures sont effectuées exactement de la même manière.

Pour déterminer expérimentalement la densité d’un gaz, vous aurez besoin d’un flacon dans lequel il pourra être placé. Le ballon contenant du gaz doit être pesé deux fois : la première fois - en en pompant tout l'air ; la seconde - le remplir avec le gaz étudié. Il est également nécessaire de mesurer au préalable le volume du ballon.

Vous devez d’abord calculer la différence de masse et la diviser par le volume du ballon. Le résultat sera la densité du gaz dans les conditions données. À l'aide de l'équation d'état, vous pouvez calculer l'indicateur souhaité dans des conditions normales ou idéales.

Vous pouvez connaître la densité de certains gaz à l'aide d'un tableau récapitulatif contenant des informations toutes faites. Si le gaz est inclus dans le tableau, vous pouvez alors extraire ces informations sans aucun calcul supplémentaire ni utilisation de formules. Par exemple, la densité de vapeur de l'eau peut être trouvée à partir du tableau des propriétés de l'eau (Manuel de Rivkin S.L. et al.), de son analogue électronique ou à l'aide de programmes tels que WaterSteamPro et autres.

Cependant, pour différents liquides, l'équilibre avec la vapeur se produit à différentes densités de cette dernière. Cela s'explique par la différence dans les forces d'interaction intermoléculaire. Plus il est élevé, plus l'équilibre se produira rapidement (par exemple, le mercure). Pour les liquides volatils (par exemple l'éther), l'équilibre ne peut se produire qu'à une densité de vapeur significative.

La densité de divers gaz naturels varie de 0,72 à 2,00 kg/m3 et plus, relative - de 0,6 à 1,5 et plus. La densité la plus élevée concerne les gaz ayant la plus forte teneur en hydrocarbures lourds H2S, CO2 et N2, la plus faible concerne les gaz méthane secs.

Les propriétés sont déterminées par sa composition, sa température, sa pression et sa densité. Ce dernier indicateur est déterminé en laboratoire. Cela dépend de tout ce qui précède. Sa densité peut être déterminée selon différentes méthodes. Le plus précis consiste à peser sur une balance précise dans un récipient en verre à paroi mince.

Plus que le même indicateur pour les gaz naturels. En pratique, ce rapport est pris à 0,6 : 1. L'électricité statique diminue plus rapidement que le gaz. À des pressions allant jusqu'à 100 MPa, la densité du gaz naturel peut dépasser 0,35 g/cm3.

Il a été établi que l'augmentation peut s'accompagner d'une augmentation de la température de formation des hydrates. Le gaz naturel à faible densité forme des hydrates à des températures plus élevées que les gaz à densité plus élevée.

Les densimètres commencent tout juste à être utilisés et de nombreuses questions restent liées aux caractéristiques de leur fonctionnement et de leurs tests.

ρ = m (gaz) / V (gaz)

D par Y (X) = M (X) / M (Y)

C'est pourquoi:
D par voie aérienne = M (gaz X) / 29

Viscosité dynamique et cinématique du gaz.

La viscosité des gaz (phénomène de frottement interne) est l'apparition de forces de frottement entre des couches de gaz se déplaçant les unes par rapport aux autres en parallèle et à des vitesses différentes.
L'interaction de deux couches de gaz est considérée comme un processus au cours duquel la quantité de mouvement est transférée d'une couche à l'autre.
La force de frottement par unité de surface entre deux couches de gaz, égale à l'impulsion transmise par seconde de couche en couche à travers une unité de surface, est déterminée par la loi de Newton:

- gradient de vitesse dans la direction perpendiculaire à la direction de déplacement des couches gazeuses.
Le signe moins indique que l’impulsion est transférée dans le sens d’une vitesse décroissante.
- viscosité dynamique.
, Où
- la densité du gaz,
- vitesse moyenne arithmétique des molécules,
- le libre parcours moyen des molécules.

- coefficient de viscosité cinématique.

Paramètres critiques des gaz : Tcr, Pcr.

La température critique est la température au-dessus de laquelle, quelle que soit la pression, le gaz ne peut pas passer à l’état liquide. La pression nécessaire pour liquéfier un gaz à une température critique est dite critique. Étant donné les paramètres du gaz. Les paramètres donnés sont des quantités sans dimension qui montrent combien de fois les paramètres réels de l'état du gaz (pression, température, densité, volume spécifique) sont supérieurs ou inférieurs aux paramètres critiques :

Production de forages et stockage souterrain de gaz.

Densité du gaz : absolue et relative.

La densité du gaz est l'une de ses caractéristiques les plus importantes. Lorsque nous parlons de la densité d'un gaz, nous entendons généralement sa densité dans des conditions normales (c'est-à-dire à température et pression). De plus, on utilise souvent la densité relative d'un gaz, c'est-à-dire le rapport entre la densité d'un gaz donné et la densité de l'air dans les mêmes conditions. Il est facile de voir que la densité relative d'un gaz ne dépend pas des conditions dans lesquelles il se trouve, puisque, selon les lois de l'état du gaz, les volumes de tous les gaz changent de la même manière avec les changements de pression et de température.

La densité absolue d'un gaz est la masse de 1 litre de gaz dans des conditions normales. Habituellement, pour les gaz, elle est mesurée en g/l.

ρ = m (gaz) / V (gaz)

Si l'on prend 1 mole de gaz, alors :

et la masse molaire d'un gaz peut être trouvée en multipliant la densité par le volume molaire.

La densité relative D est une valeur qui montre combien de fois le gaz X est plus lourd que le gaz Y. Elle est calculée comme le rapport des masses molaires des gaz X et Y :

D par Y (X) = M (X) / M (Y)

Souvent, les densités relatives des gaz de l’hydrogène et de l’air sont utilisées pour les calculs.

Densité relative du gaz X par rapport à l'hydrogène :

D par H2 = M (gaz X) / M (H2) = M (gaz X) / 2

L'air est un mélange de gaz, seule sa masse molaire moyenne peut donc être calculée.

Sa valeur est estimée à 29 g/mol (sur la base de la composition moyenne approximative).
C'est pourquoi:
D par voie aérienne = M (gaz X) / 29

Instructions

Afin de résoudre le problème, il est nécessaire d'utiliser des formules de densité relative :

Tout d’abord, trouvez le poids moléculaire relatif de l’ammoniac, qui peut être calculé à partir du tableau D.I. Mendeleïev.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 x 1 = 3, donc
Monsieur (NH3) = 14 + 3 = 17

Remplacez les données obtenues dans la formule pour déterminer la densité relative dans l'air :
D (air) = Mr (ammoniac) / Mr (air) ;
D (air) = Mr (ammoniac) / 29 ;
D (air) = 17/29 = 0,59.

Exemple n°2. Calculer la densité relative de l'ammoniac par rapport à l'hydrogène.

Remplacez les données dans la formule pour déterminer la densité relative de l'hydrogène :
D (hydrogène) = Mr (ammoniac) / Mr (hydrogène) ;
D (hydrogène) = Mr (ammoniac)/ 2 ;
D (hydrogène) = 17/2 = 8,5.

L'hydrogène (du latin « Hydrogenium » - « générer de l'eau ») est le premier élément du tableau périodique. Largement distribué, il existe sous la forme de trois isotopes : le protium, le deutérium et le tritium. L'hydrogène est un gaz léger et incolore (14,5 fois plus léger que l'air). Mélangé à l'air et à l'oxygène, il est hautement explosif. Utilisé dans les industries chimiques et alimentaires, ainsi que comme carburant pour fusées. Des recherches sont en cours sur la possibilité d'utiliser hydrogène comme carburant pour les moteurs automobiles. Densité hydrogène(comme tout autre gaz) peut être déterminé de différentes manières.

Instructions

Premièrement, sur la base de la définition universelle de la densité – la quantité de substance par unité de volume. S'il se trouve dans un récipient scellé, la densité du gaz est déterminée simplement par la formule (M1 – M2)/V, où M1 est la masse totale du récipient contenant du gaz, M2 est la masse du récipient vide et V. est le volume interne du récipient.

Si vous devez déterminer la densité hydrogène, disposant de données initiales telles que , ici l'équation universelle d'état d'un gaz parfait, ou l'équation de Mendeleev-Clapeyron, vient à la rescousse : PV = (mRT)/M.
P – pression du gaz
V – son volume
R – constante universelle des gaz
T – température du gaz en Kelvin
M – masse molaire du gaz
m – masse réelle de gaz.

Un gaz parfait est considéré comme un gaz mathématique dans lequel l'énergie potentielle des molécules par rapport à leur énergie cinétique peut être négligée. Dans le modèle des gaz parfaits, il n'y a pas de forces d'attraction ou de répulsion entre les molécules, et les collisions de particules avec d'autres particules ou avec les parois d'un récipient sont absolument élastiques.

Bien entendu, ni l'hydrogène ni aucun autre gaz ne sont idéaux, mais ce modèle permet des calculs avec une assez grande précision à des températures proches de la pression atmosphérique et de la température ambiante. Par exemple, étant donné la tâche : trouver la densité hydrogèneà une pression de 6 et une température de 20 degrés Celsius.

Tout d'abord, convertissez toutes les valeurs d'origine au système SI (6 atmosphères = 607950 Pa, 20 degrés C = 293 degrés K). Écrivez ensuite l'équation de Mendeleev-Clapeyron PV = (mRT)/M. Convertissez-le comme : P = (mRT)/MV. Puisque m/V est la densité (le rapport de la masse d'une substance à son volume), vous obtenez : la densité hydrogène= PM/RT, et nous disposons de toutes les données nécessaires à la solution. Vous connaissez la valeur de pression (607950), la température (293), la constante universelle des gaz (8,31), la masse molaire hydrogène (0,002).

En substituant ces données dans la formule, vous obtenez : densité hydrogène dans des conditions données de pression et de température, est de 0,499 kg/mètre cube, soit environ 0,5.

Sources:

• comment trouver la densité de l'hydrogène

Densité- c'est l'une des caractéristiques d'une substance, au même titre que la masse, le volume, la température, la surface. Il est égal au rapport masse/volume. La tâche principale est d'apprendre à calculer cette valeur et de savoir de quoi elle dépend.

Instructions

Densité est le rapport numérique entre la masse et le volume d'une substance. Si vous souhaitez déterminer la densité d'une substance et que vous connaissez sa masse et son volume, trouver la densité ne vous sera pas difficile. La manière la plus simple de trouver la densité dans ce cas est p = m/V. Il est en kg/m^3 dans le système SI. Cependant, ces deux valeurs ne sont pas toujours données, vous devez donc connaître plusieurs manières de calculer la densité.

Densité a des significations différentes selon le type de substance. De plus, la densité varie avec la salinité et la température. À mesure que la température diminue, la densité augmente, et à mesure que le degré de salinité diminue, la densité diminue également. Par exemple, la densité de la mer Rouge est toujours considérée comme élevée, mais dans la mer Baltique, elle est déjà plus faible. Avez-vous tous remarqué que si vous y ajoutez de l'eau, elle flotte. Tout cela est dû au fait qu’elle a une densité inférieure à celle de l’eau. Les métaux et les substances pierreuses, au contraire, coulent car leur densité est plus élevée. Sur la base de la densité des corps, leur nage a été déterminée.

Grâce à la théorie des corps flottants, selon laquelle on peut trouver la densité d'un corps, de l'eau, le volume du corps entier et le volume de sa partie immergée. Cette formule ressemble à : Vimmer. parties / V corps = p corps / p liquide Il s'ensuit que la densité du corps peut être trouvée comme suit : p corps = V submersible. parties * p liquide / V corps Cette condition est remplie sur la base des données tabulaires et des volumes spécifiés V immergés. parties et V du corps.

Vidéo sur le sujet

Astuce 4 : Comment calculer la masse moléculaire relative d'une substance

Le poids moléculaire relatif est une quantité sans dimension qui montre combien de fois la masse d'une molécule est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. En conséquence, la masse d'un atome de carbone est de 12 unités. La masse moléculaire relative d'un composé chimique peut être déterminée en additionnant les masses des atomes qui composent la molécule de la substance.

Tu auras besoin de

• - stylo;
• - du papier pour les notes ;
• - calculatrice;
• - Tableau de Mendeleïev.

Instructions

Retrouvez dans le tableau périodique les cellules des éléments qui composent cette molécule. Les valeurs de masse atomique relative (Ar) pour chaque substance sont indiquées dans le coin inférieur gauche de la cellule. Réécrivez-les en arrondissant au nombre entier le plus proche : Ar(H) – 1 ; Ar(P) – 31 ; Ar(O) – 16.

Déterminez la masse moléculaire relative du composé (Mr). Pour ce faire, multipliez la masse atomique de chaque élément par le nombre d'atomes de . Additionnez ensuite les valeurs obtenues. Pour l'acide orthophosphorique : Mr(h3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

La masse moléculaire relative est numériquement la même que la masse molaire de la substance. Certaines tâches utilisent cette connexion. Exemple : un gaz à une température de 200 K et une pression de 0,2 MPa a une densité de 5,3 kg/m3. Déterminez son poids moléculaire relatif.

Utilisez l'équation de Mendeleev-Cliperon pour un gaz parfait : PV = mRT/M, où V est le volume de gaz, m3 ; m – masse d'un volume de gaz donné, kg ; M – masse molaire du gaz, kg/mol ; R – constante universelle des gaz. R = 8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1 ; T – gaz, K ; P - pression absolue, Pa. Exprimez la masse molaire à partir de cette relation : M = mRT/(PV).

Comme on le sait, densités : p = m/V, kg/m3. Remplacez-le par l'expression : M = pRT/P. Déterminez la masse molaire du gaz : M = 5,3*8,31*200/(2*10^5) = 0,044 kg/mol. Poids moléculaire relatif du gaz : Mr = 44. Vous pouvez supposer qu'il s'agit de dioxyde de carbone : Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Sources:

• calculer les poids moléculaires relatifs

Dans les laboratoires de chimie et lors d'expériences chimiques à domicile, il est souvent nécessaire de déterminer la densité relative d'une substance particulière. La densité relative est le rapport entre la densité d'une substance particulière et la densité d'une autre dans certaines conditions ou avec la densité d'une substance de référence, qui est de l'eau distillée. La densité relative est exprimée sous forme de nombre abstrait.

Tu auras besoin de

• - des tableaux et ouvrages de référence ;
• - densimètre, pycnomètre ou balances spéciales.

Instructions

La densité relative des substances par rapport à la densité de l'eau distillée est déterminée par la formule : d=p/p0, où d est la densité relative souhaitée, p est la densité de la substance étudiée, p0 est la densité de la référence substance. Le dernier paramètre est tabulaire et défini assez précisément : à 20°C, l'eau a une densité de 998,203 kg/m3, et elle atteint sa densité maximale à 4°C - 999,973 kg/m3. Avant de faire des calculs, n'oubliez pas que p et p0 doivent être exprimés dans les mêmes unités.

De plus, la densité relative d'une substance peut être trouvée dans des ouvrages de référence physiques et chimiques. La valeur numérique de la densité relative est toujours égale à la densité relative de la même substance dans les mêmes conditions. Conclusion : utilisez les tableaux de densité relative de la même manière que vous utiliseriez les tableaux de densité relative.

Lors de la détermination de la densité relative, tenez toujours compte de la température des substances d'essai et de référence. Le fait est que la densité des substances diminue et augmente avec le refroidissement. Si la température de la substance d'essai diffère de celle de l'étalon, effectuez une correction. Calculez-le comme la variation moyenne de la densité relative par 1°C. Recherchez les données nécessaires à l'aide de nomogrammes de correction de température.

Pour calculer rapidement la densité relative des liquides en pratique, utilisez un densimètre. Pour mesurer les substances relatives et sèches, utilisez des pycnomètres et des balances spéciales. Un densimètre classique est un tube de verre qui se dilate vers le bas. À l'extrémité inférieure du tube se trouve un réservoir ou une substance spéciale. Au sommet du tube se trouvent des divisions indiquant la valeur numérique de la densité relative de la substance étudiée. De nombreux hydromètres sont en outre équipés de thermomètres pour mesurer la température de la substance étudiée.

La loi d'Avogadro

La distance entre les molécules d'une substance gazeuse dépend des conditions extérieures : pression et température. Dans les mêmes conditions extérieures, les espaces entre les molécules des différents gaz sont les mêmes. La loi d'Avogadro, découverte en 1811, stipule que des volumes égaux de gaz différents, soumis aux mêmes conditions extérieures (température et pression), contiennent le même nombre de molécules. Ceux. si V1=V2, T1=T2 et P1=P2, alors N1=N2, où V est le volume, T est la température, P est la pression, N est le nombre de molécules de gaz (indice « 1 » pour un gaz, « 2 » pour un autre).

Premier corollaire de la loi d'Avogadro, le volume molaire

Le premier corollaire de la loi d'Avogadro stipule que le même nombre de molécules de gaz quelconques dans les mêmes conditions occupent le même volume : V1=V2 avec N1=N2, T1=T2 et P1=P2. Le volume d'une mole de n'importe quel gaz (volume molaire) est une valeur constante. Rappelons qu'1 mole contient le nombre de particules d'Avogadro – 6,02x10^23 molécules.

Ainsi, le volume molaire d’un gaz dépend uniquement de la pression et de la température. Les gaz sont généralement considérés à une pression et une température normales : 273 K (0 degrés Celsius) et 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). Dans ces conditions normales, désignées « n.s. », le volume molaire de tout gaz est de 22,4 l/mol. Connaissant cette valeur, vous pouvez calculer le volume d’une masse donnée et d’une quantité de gaz donnée.

Deuxième corollaire de la loi d'Avogadro, les densités relatives des gaz

Pour calculer les densités relatives des gaz, le deuxième corollaire de la loi d'Avogadro est utilisé. Par définition, la densité d'une substance est le rapport de sa masse à son volume : ρ=m/V. Pour 1 mole d'une substance, la masse est égale à la masse molaire M et le volume est égal au volume molaire V(M). La densité du gaz est donc ρ=M(gaz)/V(M).

Soit deux gaz – X et Y. Leurs densités et masses molaires – ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), liées entre elles par les relations : ρ(X)=M (X)/ V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). La densité relative du gaz X par rapport au gaz Y, notée Dy(X), est le rapport des densités de ces gaz ρ(X)/ρ(Y) : Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV( M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Les volumes molaires sont réduits, et nous pouvons en conclure que la densité relative du gaz X par rapport au gaz Y est égale au rapport de leurs masses molaires ou moléculaires relatives (elles sont numériquement égales).

Les densités des gaz sont souvent déterminées par rapport à l'hydrogène, le plus léger de tous les gaz, dont la masse molaire est de 2 g/mol. Ceux. si le problème dit qu'un gaz inconnu X a une densité d'hydrogène de, disons, 15 (la densité relative est une valeur sans dimension !), alors trouver sa masse molaire ne sera pas difficile : M(X)=15xM(H2)=15x2= 30 g/mole. La densité relative du gaz par rapport à l'air est souvent également indiquée. Ici, vous devez savoir que le poids moléculaire relatif moyen de l'air est de 29 et que vous devez le multiplier non pas par 2, mais par 29.

Questions : Composition et propriétés physicochimiques des gaz naturels, leur classification. Mélanges gazeux, densité du gaz, composition du mélange gazeux. Pression partielle et volume dans un mélange de gaz parfaits. Méthodes analytiques pour calculer les propriétés physiques des gaz naturels. Viscosité du gaz

Composition et propriétés physicochimiques des gaz naturels. Classification des gaz naturels

Les gaz naturels extraits des gisements de gaz pur, de pétrole et de condensats de gaz sont constitués d'hydrocarbures de la série homologue du méthane (C n H 2n + 2), ainsi que de composants non hydrocarbonés : azote (N 2), dioxyde de carbone (CO 2) , sulfure d'hydrogène (H 2 S), gaz de terres rares (inertes) (hélium, argon, krypton, xénon), mercure. Le nombre d'atomes de carbone n dans une molécule d'hydrocarbure peut atteindre 17 ou plus.

Le méthane (CH 4), l'éthane (C 2 H 6) et l'éthylène (C 2 H 4) dans des conditions normales (P = 0,1 MPa et T = 273 K) sont de vrais gaz. Le propane (C 3 H 8), le propylène (C 3 H 6), l'isobutane (i-C 4 H 10), le butane normal (n-C 4 H 10), les butylènes C 4 H 8) dans des conditions atmosphériques sont à l'état vapeur (gazeux), à des pressions élevées - à l'état liquide. Ils font partie des gaz d'hydrocarbures liquides (liquéfiés, liquéfiés).

Les hydrocarbures, à commencer par l'isopentane (i-C 5 H 12) et les plus lourds (17 > ​​​​n > 5) sont à l'état liquide dans les conditions atmosphériques. Ils font partie de la fraction essence. Les hydrocarbures, dont la molécule est constituée de 18 atomes de carbone ou plus (de C 18 H 38), disposés en une seule chaîne, sont à l'état solide dans les conditions atmosphériques.

Les gaz naturels sont divisés en trois groupes :

1. Gaz sec, exempt d’hydrocarbures lourds, extrait de gisements purement gaziers.

2. Un mélange de gaz sec, de fraction propane-butane (gaz liquéfié) et d'essence gazeuse, produit avec du pétrole.

3. Gaz secs et condensats d'hydrocarbures liquides produits à partir des champs de condensats de gaz.

Les condensats d'hydrocarbures sont constitués d'un grand nombre d'hydrocarbures lourds, parmi lesquels on peut distinguer l'essence, le naphta, le kérosène et parfois des fractions huileuses plus lourdes.

A noter que l'industrie utilise des gaz artificiels obtenus à partir de combustibles solides (schistes bitumineux, lignite, etc.).

Mélanges de gaz. Densité des gaz

La densité, ou masse volumétrique, d'un corps s'entend comme le rapport entre la masse d'un corps au repos et son volume.

Densité du gaz dans des conditions physiques normales (à 0,1013 MPa et 273 K) peut être déterminé par la formule

(1)

où M - masse moléculaire.

Si la densité du gaz est spécifiée à une pression de 0,1013 MPa, alors sa conversion en une autre pression (à la même température) pour un gaz parfait est effectuée selon la formule

(2)

où P est la pression, MPa.

Souvent, pour caractériser un gaz, on utilise sa densité relative dans l'air dans des conditions normales (0,1013 MPa et 273 K).

(3)

Les calculs commerciaux dans l'industrie gazière sont effectués dans des conditions physiques standards - 0,1013 MPa et 293 K.

Composition du mélange gazeux

Les mélanges gazeux (ainsi que les mélanges de liquides et de vapeurs) sont caractérisés par des concentrations massiques ou molaires de composants. La composition volumétrique du mélange gazeux coïncide approximativement avec celle molaire, puisque les volumes de 1 kmol de gaz parfaits dans les mêmes conditions physiques selon la loi d'Avogadro ont la même valeur numérique, notamment à 273 K et 0,1013 MPa ils sont de 22,41 m 3.

Pour caractériser un mélange gazeux, il faut connaître sa masse moléculaire moyenne, sa densité moyenne (en kg/m3) ou sa densité relative dans l'air.

Si la composition molaire du mélange en pourcentage est connue, alors le poids moléculaire moyen est calculé à l'aide de la formule

où y 1, y 2, ..., y n sont des fractions molaires (volumiques) des composants, % ;

M l, M 2, ..., M n - poids moléculaires des composants.

Si la composition massique du mélange est donnée, alors son poids moléculaire moyen est déterminé par la formule

(5)

où g 1,g 2,...,g n sont les fractions massiques des composants, %.

La densité du mélange ρ cm est déterminée par la valeur calculée du poids moléculaire moyen M cm en utilisant une formule similaire à (1)

(6)

La densité relative du mélange est calculée à l'aide de la formule

(7)

Où ρ cm et ρ V- densité du mélange et de l'air, respectivement, à 273 K et 0,1013 MPa.

Pression partielle et volume d'un composant dans un mélange de gaz parfaits

Les mélanges de gaz parfaits sont caractérisés par l'additivité des pressions partielles et des volumes partiels. Cela signifie que chaque gaz d'un mélange de gaz parfaits se comporte comme s'il était seul dans un volume donné.

La pression partielle d'un gaz est la pression d'un gaz inclus dans un mélange gazeux, qu'il exercerait s'il occupait tout le volume du mélange et était à un volume et une température initiaux constants.

Le volume partiel est le volume qui serait occupé par le gaz inclus dans le mélange gazeux s'il était à la même pression et à la même température que l'ensemble du mélange.

L’additivité des pressions partielles est exprimée par la loi de Dalton, selon laquelle

(8)

Où R. - pression totale du mélange gazeux ;

p je - pression partielle du ième composant dans le mélange ;

(9)

(10)

Où n je - nombre de moles du ième composant dans le mélange ;

N - nombre total de moles du mélange ;

à je - n je / N- fraction molaire du ième composant du mélange.

Ainsi, la pression partielle du composant R. je dans un mélange de gaz parfaits est égal au produit de sa fraction molaire dans le mélange oui je sur la pression totale du mélange gazeux R..

L’additivité des volumes partiels des composants d’un mélange gazeux est exprimée par la loi d’Amag, selon laquelle

(11)

Où V- volume total du mélange ;

V je, - volume partiel du ième composant du mélange.

(12)

(13)

Ainsi, le volume partiel d'un composant dans un mélange de gaz parfaits ; V je - égal au produit de sa fraction molaire à je dans le mélange par volume total V mélanges de gaz.

Méthodes analytiques de calcul des propriétés physiques des gaz naturels

Pour déterminer de nombreuses propriétés physiques des gaz naturels, l'équation d'état est utilisée - une relation analytique entre les paramètres qui décrivent le changement

substance simple ou complexe (pression, volume et température).

Clapeyron et Mendeleev ont proposé l'équation d'état suivante pour les gaz parfaits :

(14)

Où R.- pression absolue. Pennsylvanie;

V- volumes, m3 ;

g- masse de la substance, kg ;

T- température absolue, K ;

R.- constante spécifique du gaz, J/(kg K).

Un gaz parfait est un gaz dont le volume propre de molécules est négligeable par rapport au volume occupé par le gaz, et lorsqu'il n'y a pas d'interaction entre les molécules.

D'un point de vue thermodynamique, un gaz parfait est un gaz pour lequel l'égalité suivante est vraie :

(15)

où E est l'énergie interne de vaporisation, J/mol ou

(16)

Où z - coefficient d'écart d'un gaz réel par rapport à la loi des gaz parfaits.

La vérification expérimentale de l'équation (14), réalisée par de nombreux chercheurs, a montré que les changements dans les propriétés des gaz réels à haute pression ne peuvent être décrits par dépendance (16).

Le physicien néerlandais Van der Waals a proposé en 1879 de prendre en compte le volume intrinsèque des molécules de gaz et les forces de leur attraction mutuelle en introduisant des termes supplémentaires dans l'équation de Clapeyron-Mendeleev :

(17)

Où v-V/ g- volume spécifique de gaz, m 3 /kg ;

un V 2 - constante d'adhésion moléculaire. Pennsylvanie;

b- correction du volume intrinsèque des molécules, m3.

Dans l'équation (17), le terme un V 2 , exprime la pression interne, qui est en quelque sorte la résultante des forces d'attraction de toutes les molécules dans le volume V. Elle s’ajoute à la pression extérieure. Cette équation est approximative.

Dans les relations pour l'état critique de la matière

(18)

chances un Et b exprimé par une pression critique R. cr et température critique T cr de la manière suivante :

;
(19)

Van der Waals a estimé que l'amendement b par volume de molécules ayant une forme sphérique est égal à quatre fois le volume des molécules.

L'équation (17) est approximative. Chances UN Et b en réalité, ce sont des fonctions complexes de volume, de température et de forme des molécules de gaz.

La température critique d'une substance pure est la température maximale à laquelle les phases liquide et vapeur peuvent coexister en équilibre, ou la température à laquelle l'énergie cinétique moléculaire moyenne devient égale à l'énergie potentielle d'attraction des molécules. A des températures plus élevées, l’existence d’une phase liquide est impossible.

La pression de vapeur d'une substance à une température critique est appelée pression critique, et le volume de la substance par mole ou autre unité de masse de la substance est appelé volume spécifique critique. La température critique est la température au-dessus de laquelle un gaz ne peut pas être transformé en liquide sous une pression quelle qu'elle soit.

En figue. 1. La dépendance de la pression (élasticité de la vapeur saturée) des substances pures sur la température est représentée. Cette dépendance décrit plus précisément l'évolution des propriétés des gaz réels à des pressions allant jusqu'à 10 MPa et des températures de 283 à 293 K, mais elle ne peut pas décrire numériquement l'évolution des propriétés des mélanges à plusieurs composants de gisements de gaz naturel.

Figure 1. Dépendance de la pression (pression de vapeur saturée) des substances pures sur la température

La pression nécessaire pour liquéfier un gaz à une température critique est dite critique. En plus de la pression critique et de la température critique, la notion de volume critique est introduite, égale au volume d'une mole de gaz à une pression et une température critiques. Pour les gaz naturels, qui sont un mélange de composants individuels, les valeurs R. cr Et T cr sont définis comme moyennement critiques (pseudocritiques).

La pression critique moyenne et la température du mélange peuvent être déterminées par les formules :

Où X 1 , X 2 …X n- les fractions volumiques des composants entrant dans la composition du gaz ;

- pressions critiques des composants ;

- températures critiques des composants.

Il convient de noter que le coefficient de supercompressibilité d'un mélange d'hydrocarbures naturels Z cm peut être déterminé à partir de la dépendance graphique présentée sur la figure 1.2.

Si la densité relative du gaz est connue , la pression critique et la température moyennes du gaz naturel peuvent alors être déterminées à partir des graphiques. Lorsque le gaz naturel contient des valeurs N 2, CO 2 ou H 2 Sv R. cr Et T À r des amendements appropriés sont introduits. Lorsque la teneur en N 2 , CO 2 ou H 2 S dépasse 15 % vol., au lieu de graphiques pour déterminer R. cr Et T À p devrait utiliser la formule (1.20).

Riz. 1.2. La valeur du coefficient de supercompressibilité z selon Standing et Katz

Pour des calculs approximatifs lors du changement , de 0,5 à 0,9 valeurs R. cr Et T À p peut être déterminé par les formules :

, MPa (21)

, À

Souvent, dans les calculs, par exemple lors de la détermination de la viscosité et du coefficient de supercompressibilité d'un gaz, des pressions et des températures dites réduites sont utilisées. Les paramètres donnés des composants individuels sont des quantités sans dimension qui montrent combien de fois les paramètres réels de l'état du gaz (pression, température absolue, volume, densité, coefficient de déviation) sont supérieurs ou inférieurs aux paramètres critiques :

Pression réduite R. etc. appelé rapport de pression du gaz R.à sa pression critique R. cr

(22)

Température du gaz réduite T etc. est appelé le rapport de la température absolue d'un gaz Tà sa valeur critique :

, (23)

De nouveaux progrès scientifiques et technologiques ont nécessité le développement d'une équation d'état des gaz naturels plus précise, capable de décrire correctement l'évolution de leurs propriétés à des pressions allant jusqu'à 100 MPa et des températures allant jusqu'à 573 K dans les processus de production de gaz et à des pressions allant jusqu'à 20 MPa et basses températures jusqu'à 223 - 93 K (de moins 50 à moins 180°C) dans les processus de traitement du gaz naturel.

Pour résoudre ce problème, deux directions ont émergé :

1) introduction d'un facteur de correction z dans l'équation d'état d'un gaz parfait (1.17), qui prend en compte l'écart d'un gaz réel par rapport à un gaz idéal, c'est-à-dire PV== zRT

2) compléter l'équation d'état d'un gaz parfait avec un grand nombre de constantes.

LEÇON 8

Sujet. Densité relative des gaz. Calcul de la densité relative

Objectifs de la leçon : révéler l'essence du concept de « densité relative des gaz » ; apprendre aux élèves à calculer la densité relative des gaz, à calculer la masse molaire à partir d'une densité relative connue ; montrer l’importance pratique de ces calculs.

Type de cours : apprentissage de nouvelles connaissances.

Formes de travail : récit du professeur, pratique guidée, travail autonome.

Équipement : Tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev, balances, flacon de 0,250 ml avec bouchon, installation de production d'oxygène, fiches de tâches.

II. Vérification des devoirs, mise à jour des connaissances de base

1. Nous vérifions les réponses aux problèmes, commentons et répondons aux questions des élèves.

2. Nous remplissons le tableau au tableau et dans des cahiers en effectuant des calculs oralement (conditions normales).

On écrit les formules de calcul au tableau :

Quelle loi avons-nous utilisée pour calculer le volume des gaz ? (Selon la loi d'Avogadro)

III. Présentation du nouveau matériel

L'histoire du professeur

D'après le tableau au tableau, on peut voir que la même quantité de substance de différents gaz occupe le même volume, mais a une masse différente, ainsi qu'une masse molaire différente. Autrement dit, les gaz ont des densités différentes. Comparons les densités de deux gaz avec la quantité de substance 1 mole en n. V.

Alors le rapport de densité :

Ce rapport est appelé densité relative des gaz et est noté D. Il s’agit d’une quantité sans dimension qui montre combien de fois un gaz est plus lourd ou plus léger qu’un autre.

D = M1 / ​​M2,

donc M 1 = D · M 2.

Ainsi, la masse molaire d’un gaz connu peut être utilisée pour déterminer la densité de n’importe quel gaz.

Manifestation

1. Pesez le flacon fermé avec de l'air sur une balance.

2. Remplissez le ballon d'oxygène, fermez-le et pesez-le.

3. Nous calculons le rapport de la masse du ballon avec l'air et l'oxygène, ce sera la densité relative, puisque le volume du ballon est le même, et donc la quantité de substances est la même.

4. M2 (O2) = 32 g/mol.

A l'aide de la formule M1 = D · M 2, on calcule la masse molaire de l'air dans la pièce.

IV. Renforcer la matière apprise

Entrainement guidé

Calculez la densité relative de l’oxyde de carbone (IV) avec l’oxygène.

Réponse : 1.375.

Calculez la densité relative de l’oxyde de soufre (IV) SO2 par rapport à l’hydrogène H2.

(Réponse : 32)

Problème 3

La densité d'hydrogène de l'oxyde d'azote inconnu est de 38. Calculez la masse molaire de cet oxyde et déterminez sa formule.

2) Déterminez la formule. Faisons une équation :

Réponse : N2O3 ; M (N2O3) = 76 g/mole.

La densité du méthane avec l'hélium est de 4. Calculez la masse molaire du méthane et déduisez sa formule.

(Réponses : 16 g/mol ; CH4)

Calculez le volume d'hydrogène qui réagit avec 3 litres d'oxygène.

V (O 2 ) = 3 l

V (H 2 ) - ?

Pour résoudre ce problème, nous utiliserons un corollaire de la loi d'Avogadro - la loi des relations volumétriques : « Les volumes de substances gazeuses participant à la réaction sont liés les uns aux autres comme les coefficients stoechiométriques correspondants.

Équation de réaction :

2H2 + O2 = 2H2O

D'après l'équation : 2L 1L

Selon l'état : hl 3 l

Faisons une proportion :

2/ x = 1/3 ;

Réponse : 6 l.

Problème 6

Calculez le volume de chlore qui a réagi avec l'hydrogène dans un volume de 7 litres. (Réponse : 7 l)

V. Devoirs

Parcourez le paragraphe correspondant du manuel et répondez aux questions.

Tâche créative (pratique à domicile). Résolvez les problèmes de manière indépendante. En utilisant vos connaissances sur les substances gazeuses, composez et résolvez des problèmes similaires au problème 2.