Gaz - krahasimi i masës relative molekulare ose molare të një gazi me atë të një gazi tjetër. Si rregull, ai përcaktohet në lidhje me gazin më të lehtë - hidrogjenin. Gazrat gjithashtu shpesh krahasohen me ajrin.

Për të treguar se cili gaz është zgjedhur për krahasim, një indeks shtohet përpara simbolit të densitetit relativ të gazit testues dhe vetë emri shkruhet në kllapa. Për shembull, DH2 (SO2). Kjo do të thotë se dendësia është llogaritur duke përdorur hidrogjen. Kjo lexohet si "dendësia e oksidit të squfurit mbi hidrogjenin".

Për të llogaritur densitetin e një gazi bazuar në hidrogjen, është e nevojshme të përcaktohen masat molare të gazit dhe hidrogjenit që studiohen duke përdorur tabelën periodike. Nëse është klor dhe hidrogjen, atëherë treguesit do të duken kështu: M(Cl2) = 71 g/mol dhe M(H2) = 2 g/mol. Nëse dendësia e hidrogjenit pjesëtohet me densitetin e klorit (71:2), rezultati është 35.5. Kjo do të thotë, klori është 35.5 herë më i rëndë se hidrogjeni.

Dendësia relative e një gazi nuk varet në asnjë mënyrë nga kushtet e jashtme. Kjo shpjegohet me ligjet universale të gjendjes së gazeve, të cilat përfundojnë në faktin se ndryshimet në temperaturë dhe presion nuk çojnë në një ndryshim në vëllimin e tyre. Për çdo ndryshim në këta tregues, matjet bëhen saktësisht të njëjta.

Për të përcaktuar densitetin e një gazi në mënyrë eksperimentale, do t'ju duhet një balonë në të cilën mund të vendoset. Balona me gaz duhet të peshohet dy herë: herën e parë duke pompuar të gjithë ajrin prej saj; e dyta - mbushja e saj me gazin në studim. Është gjithashtu e nevojshme të matni paraprakisht vëllimin e balonës.

Së pari ju duhet të llogarisni ndryshimin në masë dhe ta ndani atë me vëllimin e balonës. Rezultati do të jetë densiteti i gazit në kushtet e dhëna. Duke përdorur ekuacionin e gjendjes, mund të llogaritni treguesin e dëshiruar në kushte normale ose ideale.

Dendësinë e disa gazeve mund ta zbuloni duke përdorur një tabelë përmbledhëse, e cila përmban informacione të gatshme. Nëse gazi përfshihet në tabelë, atëherë mund ta merrni këtë informacion pa ndonjë llogaritje shtesë ose përdorimin e formulave. Për shembull, dendësia e avullit të ujit mund të gjendet nga tabela e vetive të ujit (Handbook nga Rivkin S.L. et al.), analogu i tij elektronik ose duke përdorur programe të tilla si WaterSteamPro dhe të tjerë.

Megjithatë, për lëngje të ndryshme, ekuilibri me avull ndodh në densitete të ndryshme të këtij të fundit. Kjo shpjegohet me ndryshimin në forcat e ndërveprimit ndërmolekular. Sa më i lartë të jetë, aq më i shpejtë do të ndodhë ekuilibri (për shembull, merkuri). Për lëngjet e paqëndrueshme (për shembull, eteri), ekuilibri mund të ndodhë vetëm me një densitet të konsiderueshëm avulli.

Dendësia e gazrave të ndryshëm natyrorë varion nga 0,72 në 2,00 kg/m3 dhe më e lartë, relative - nga 0,6 në 1,5 dhe më e lartë. Dendësia më e lartë është për gazrat me përmbajtjen më të lartë të hidrokarbureve të rënda H2S, CO2 dhe N2, më e ulëta është për gazrat e metanit të thatë.

Vetitë përcaktohen nga përbërja, temperatura, presioni dhe dendësia e tij. Treguesi i fundit përcaktohet në laborator. Kjo varet nga të gjitha sa më sipër. Dendësia e tij mund të përcaktohet duke përdorur metoda të ndryshme. Më e sakta është peshimi në peshore të sakta në një enë qelqi me mure të hollë.

Më shumë se i njëjti tregues për gazet natyrore. Në praktikë, ky raport merret si 0.6:1. Statika zvogëlohet më shpejt në krahasim me gazin. Në presione deri në 100 MPa, dendësia e gazit natyror mund të kalojë 0,35 g/cm3.

Është vërtetuar se rritja mund të shoqërohet me një rritje të temperaturës së formimit të hidratit. Gazi natyror me densitet të ulët formon hidrate në temperatura më të larta në krahasim me gazrat me densitet më të lartë.

Matësit e densitetit sapo kanë filluar të përdoren dhe shumë pyetje mbeten të lidhura me veçoritë e funksionimit dhe testimit të tyre.

ρ = m (gaz) / V (gaz)

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

Kjo është arsyeja pse:
D me ajër = M (gaz X) / 29

Viskoziteti dinamik dhe kinematik i gazit.

Viskoziteti i gazrave (dukuri e fërkimit të brendshëm) është shfaqja e forcave të fërkimit ndërmjet shtresave të gazit që lëvizin në raport me njëra-tjetrën paralelisht dhe me shpejtësi të ndryshme.
Ndërveprimi i dy shtresave të gazit konsiderohet si një proces gjatë të cilit momenti transferohet nga një shtresë në tjetrën.
Forca e fërkimit për njësi sipërfaqe midis dy shtresave të gazit, e barabartë me impulsin e transmetuar në sekondë nga shtresa në shtresë përmes një sipërfaqeje njësi, përcaktohet nga ligji i Njutonit:

- gradienti i shpejtësisë në drejtim pingul me drejtimin e lëvizjes së shtresave të gazit.
Shenja minus tregon se momenti transferohet në drejtim të zvogëlimit të shpejtësisë.
- viskozitet dinamik.
, Ku
- dendësia e gazit,
- shpejtësia mesatare aritmetike e molekulave,
- rruga mesatare e lirë e molekulave.

- koeficienti i viskozitetit kinematik.

Parametrat kritikë të gazit: Tcr, Pcr.

Temperatura kritike është temperatura mbi të cilën, në çdo presion, gazi nuk mund të shndërrohet në gjendje të lëngshme. Presioni i nevojshëm për të lëngëzuar një gaz në një temperaturë kritike quhet kritik. Duke pasur parasysh parametrat e gazit. Parametrat e dhënë janë sasi pa dimension që tregojnë se sa herë parametrat aktualë të gjendjes së gazit (presioni, temperatura, dendësia, vëllimi specifik) janë më të mëdha ose më të vogla se ato kritike:

Prodhimi i puseve dhe depozitimi nëntokësor i gazit.

Dendësia e gazit: absolute dhe relative.

Dendësia e gazit është një nga karakteristikat e tij më të rëndësishme. Kur flasim për densitetin e një gazi, zakonisht nënkuptojmë densitetin e tij në kushte normale (d.m.th. në temperaturë dhe presion). Përveç kësaj, shpesh përdoret densiteti relativ i një gazi, që nënkupton raportin e densitetit të një gazi të caktuar me densitetin e ajrit në të njëjtat kushte. Është e lehtë të shihet se dendësia relative e një gazi nuk varet nga kushtet në të cilat ndodhet, pasi, sipas ligjeve të gjendjes së gazit, vëllimet e të gjithë gazrave ndryshojnë në mënyrë të barabartë me ndryshimet në presion dhe temperaturë.

Dendësia absolute e një gazi është masa e 1 litër gaz në kushte normale. Zakonisht për gazrat matet në g/l.

ρ = m (gaz) / V (gaz)

Nëse marrim 1 mol gaz, atëherë:

dhe masa molare e një gazi mund të gjendet duke shumëzuar dendësinë me vëllimin molar.

Dendësia relative D është një vlerë që tregon se sa herë gazi X është më i rëndë se gazi Y. Ajo llogaritet si raporti i masave molare të gazeve X dhe Y:

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

Shpesh, për llogaritjet përdoren dendësia relative e gazit të hidrogjenit dhe ajrit.

Dendësia relative e gazit X në lidhje me hidrogjenin:

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

Ajri është një përzierje gazesh, kështu që vetëm masa molare mesatare mund të llogaritet për të.

Vlera e tij merret 29 g/mol (bazuar në përbërjen mesatare të përafërt).
Kjo është arsyeja pse:
D me ajër = M (gaz X) / 29

Udhëzimet

Për të përballuar problemin, është e nevojshme të përdoren formula për dendësinë relative:

Së pari, gjeni peshën molekulare relative të amoniakut, e cila mund të llogaritet nga tabela D.I. Mendelejevi.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 x 1 = 3, pra
Mr (NH3) = 14 + 3 = 17

Zëvendësoni të dhënat e marra në formulën për të përcaktuar dendësinë relative në ajër:
D (ajër) = Mr (amoniak) / Mr (ajër);
D (ajër) = Mr (amoniak) / 29;
D (ajër) = 17/29 = 0,59.

Shembulli nr. 2. Llogaritni dendësinë relative të amoniakut ndaj hidrogjenit.

Zëvendësoni të dhënat në formulën për të përcaktuar densitetin relativ të hidrogjenit:
D (hidrogjen) = Mr (amoniak) / Mr (hidrogjen);
D (hidrogjen) = Mr (amoniak)/ 2;
D (hidrogjen) = 17/ 2 = 8,5.

Hidrogjeni (nga latinishtja "Hydrogenium" - "ujë gjenerues") është elementi i parë i tabelës periodike. I shpërndarë gjerësisht, ai ekziston në formën e tre izotopeve - protium, deuterium dhe tritium. Hidrogjeni është një gaz i lehtë, pa ngjyrë (14.5 herë më i lehtë se ajri). Kur përzihet me ajrin dhe oksigjenin, është shumë shpërthyes. Përdoret në industrinë kimike dhe ushqimore, si dhe si lëndë djegëse raketash. Hulumtimi është duke u zhvilluar për mundësinë e përdorimit hidrogjeni si lëndë djegëse për motorët e automobilave. Dendësia hidrogjeni(si çdo gaz tjetër) mund të përcaktohet në mënyra të ndryshme.

Udhëzimet

Së pari, bazuar në përkufizimin universal të densitetit - sasia e substancës për njësi vëllimi. Nëse është në një enë të mbyllur, dendësia e gazit përcaktohet thjesht nga formula (M1 – M2)/V, ku M1 është masa totale e enës me gaz, M2 është masa e enës së zbrazët dhe V është vëllimi i brendshëm i enës.

Nëse keni nevojë të përcaktoni densitetin hidrogjeni, duke pasur të dhëna të tilla fillestare si , këtu vjen në ndihmë ekuacioni universal i gjendjes së një gazi ideal, ose ekuacioni Mendeleev-Klapeyron: PV = (mRT)/M.
P - presioni i gazit
V - vëllimi i tij
R - konstante universale e gazit
T - temperatura e gazit në Kelvin
M – masa molare e gazit
m – masa aktuale e gazit.

Një gaz ideal konsiderohet të jetë një gaz matematik në të cilin energjia potenciale e molekulave në krahasim me energjinë e tyre kinetike mund të neglizhohet. Në modelin ideal të gazit, nuk ka forca tërheqëse ose zmbrapsëse midis molekulave dhe përplasjet e grimcave me grimcat e tjera ose muret e një ene janë absolutisht elastike.

Sigurisht, as hidrogjeni dhe as ndonjë gaz tjetër nuk është ideal, por ky model lejon llogaritjet me saktësi mjaft të lartë në temperatura afër presionit atmosferik dhe temperaturës së dhomës. Për shembull, jepet detyra: gjeni densitetin hidrogjeni në një presion prej 6 dhe një temperaturë prej 20 gradë Celsius.

Së pari, konvertoni të gjitha vlerat origjinale në sistemin SI (6 atmosfera = 607950 Pa, 20 gradë C = 293 gradë K). Pastaj shkruani ekuacionin Mendeleev-Klapeyron PV = (mRT)/M. Konvertojeni si: P = (mRT)/MV. Meqenëse m/V është dendësia (raporti i masës së një lënde me vëllimin e saj), ju merrni: densitet hidrogjeni= PM/RT, dhe kemi të gjitha të dhënat e nevojshme për zgjidhjen. Ju e dini vlerën e presionit (607950), temperaturën (293), konstanten universale të gazit (8.31), masën molare hidrogjeni (0,002).

Duke zëvendësuar këto të dhëna në formulë, ju merrni: densitet hidrogjeni në kushte të caktuara presioni dhe temperatura është 0,499 kg/metër kub, ose afërsisht 0,5.

Burimet:

• Si të gjeni densitetin e hidrogjenit

Dendësia- kjo është një nga karakteristikat e një lënde, e njëjtë me masën, vëllimin, temperaturën, sipërfaqen. Është e barabartë me raportin e masës ndaj vëllimit. Detyra kryesore është të mësoni se si të llogarisni këtë vlerë dhe të dini se nga varet.

Udhëzimet

Dendësiaështë raporti numerik i masës ndaj vëllimit të një lënde. Nëse dëshironi të përcaktoni dendësinë e një lënde dhe e dini masën dhe vëllimin e saj, gjetja e densitetit nuk do të jetë e vështirë për ju. Mënyra më e thjeshtë për të gjetur dendësinë në këtë rast është p = m/V. Është në kg/m^3 në sistemin SI. Sidoqoftë, këto dy vlera nuk janë dhënë gjithmonë, kështu që duhet të dini disa mënyra se si mund të llogaritet densiteti.

Dendësia ka kuptime të ndryshme në varësi të llojit të substancës. Përveç kësaj, dendësia ndryshon me kripësinë dhe temperaturën. Me uljen e temperaturës rritet dendësia dhe me uljen e shkallës së kripës zvogëlohet edhe dendësia. Për shembull, dendësia e Detit të Kuq konsiderohet ende e lartë, por në Detin Baltik është tashmë më e ulët. A e keni vënë re të gjithë se nëse i shtoni ujë, ai noton lart. E gjithë kjo ndodh për faktin se ka një densitet më të ulët se uji. Metalet dhe substancat prej guri, përkundrazi, fundosen, pasi dendësia e tyre është më e lartë. Në bazë të dendësisë së trupave, u përcaktua noti i tyre.

Falë teorisë së trupave lundrues, sipas së cilës mund të gjendet dendësia e një trupi, uji, vëllimi i të gjithë trupit dhe vëllimi i pjesës së tij të zhytur. Kjo formulë duket si: Vimmer. pjesë / V trup = p trup / p lëngu Nga kjo rrjedh se dendësia e trupit mund të gjendet si më poshtë: p trup = V zhytës. pjesët * p lëngu / V trupi Ky kusht plotësohet bazuar në të dhënat tabelare dhe vëllimet e specifikuara V të zhytura. pjesët dhe V të trupit.

Video mbi temën

Këshilla 4: Si të llogarisni masën molekulare relative të një substance

Pesha molekulare relative është një sasi pa dimension që tregon se sa herë masa e një molekule është më e madhe se 1/12 e masës së një atomi karboni. Prandaj, masa e një atomi karboni është 12 njësi. Masa molekulare relative e një përbërjeje kimike mund të përcaktohet duke mbledhur masat e atomeve që përbëjnë molekulën e substancës.

Do t'ju duhet

• - stilolaps;
• - letër për shënime;
• - kalkulator;
• - Tabela e Mendelejevit.

Udhëzimet

Gjeni në tabelën periodike qelizat e elementeve që përbëjnë këtë molekulë. Vlerat e masës atomike relative (Ar) për secilën substancë tregohen në këndin e poshtëm të majtë të qelizës. Rishkruajini duke rrumbullakosur në numrin e plotë më të afërt: Ar(H) – 1; Ar(P) – 31; Ar(O) – 16.

Përcaktoni peshën molekulare relative të përbërjes (Mr). Për ta bërë këtë, shumëzojeni masën atomike të secilit element me numrin e atomeve në . Pastaj shtoni vlerat që rezultojnë. Për acidin ortofosforik: Mr(h3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

Masa molekulare relative është numerikisht e njëjtë me masën molare të substancës. Disa detyra përdorin këtë lidhje. Shembull: një gaz në një temperaturë prej 200 K dhe një presion prej 0,2 MPa ka një densitet prej 5,3 kg/m3. Përcaktoni masën e saj molekulare relative.

Përdorni ekuacionin Mendeleev-Cliperon për një gaz ideal: PV = mRT/M, ku V është vëllimi i gazit, m3; m – masa e një vëllimi të caktuar gazi, kg; M – masa molare e gazit, kg/mol; R - konstante universale e gazit. R=8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1; T – gaz, K; P - presion absolut, Pa. Shprehni masën molare nga kjo marrëdhënie: M = mRT/(PV).

Siç dihet, dendësitë: p = m/V, kg/m3. Zëvendësojeni atë në shprehjen: M = pRT/P. Përcaktoni masën molare të gazit: M = 5,3*8,31*200/(2*10^5) = 0,044 kg/mol. Pesha molekulare relative e gazit: Mr = 44. Mund të supozoni se është dioksid karboni: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Burimet:

• llogarit peshën molekulare relative

Në laboratorët kimikë dhe gjatë kryerjes së eksperimenteve kimike në shtëpi, shpesh është e nevojshme të përcaktohet dendësia relative e një substance të veçantë. Dendësia relative është raporti i densitetit të një substance të caktuar me densitetin e një tjetri në kushte të caktuara ose me densitetin e një substance referuese, e cila është uji i distiluar. Dendësia relative shprehet si një numër abstrakt.

Do t'ju duhet

• - tabela dhe libra referimi;
• - hidrometër, piknometër ose peshore speciale.

Udhëzimet

Dendësia relative e substancave në raport me densitetin e ujit të distiluar përcaktohet me formulën: d=p/p0, ku d është dendësia relative e dëshiruar, p është dendësia e substancës në studim, p0 është dendësia e referencës. substancës. Parametri i fundit është tabelor dhe i përcaktuar mjaft saktë: në 20°C uji ka një dendësi prej 998.203 kg/kub.m, dhe dendësinë maksimale e arrin në 4°C - 999.973 kg/kub.m. Para se të bëni llogaritjet, mos harroni se p dhe p0 duhet të shprehen në të njëjtat njësi.

Për më tepër, dendësia relative e një substance mund të gjendet në librat e referencës fizike dhe kimike. Vlera numerike e dendësisë relative është gjithmonë e barabartë me peshën specifike relative të së njëjtës substancë në të njëjtat kushte. Përfundim: Përdorni tabelat e gravitetit specifik relativ në të njëjtën mënyrë siç do të përdornit tabelat e densitetit relative.

Gjatë përcaktimit të dendësisë relative, gjithmonë merrni parasysh temperaturën e substancave të provës dhe referencës. Fakti është se dendësia e substancave zvogëlohet dhe rritet me ftohjen. Nëse temperatura e substancës së provës ndryshon nga standardi, bëni një korrigjim. Llogariteni si ndryshim mesatar në dendësinë relative për 1°C. Kërkoni të dhënat e nevojshme duke përdorur nomogramet e korrigjimit të temperaturës.

Për të llogaritur shpejt dendësinë relative të lëngjeve në praktikë, përdorni një hidrometër. Për të matur substancat relative dhe të thata, përdorni piknometra dhe peshore speciale. Një hidrometër klasik është një tub qelqi që zgjerohet në fund. Në fundin e poshtëm të tubit ka një rezervuar ose një substancë të veçantë. Në pjesën e sipërme të tubit ka ndarje që tregojnë vlerën numerike të densitetit relativ të substancës në studim. Shumë hidrometra janë të pajisur gjithashtu me termometra për matjen e temperaturës së substancës në studim.

Ligji i Avogadros

Distanca e molekulave të një lënde të gaztë nga njëra-tjetra varet nga kushtet e jashtme: presioni dhe temperatura. Në të njëjtat kushte të jashtme, hapësirat ndërmjet molekulave të gazeve të ndryshme janë të njëjta. Ligji i Avogadro, i zbuluar në 1811, thotë se vëllime të barabarta të gazrave të ndryshëm në të njëjtat kushte të jashtme (temperaturë dhe presion) përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Ato. nëse V1=V2, T1=T2 dhe P1=P2, atëherë N1=N2, ku V është vëllim, T është temperatura, P është presion, N është numri i molekulave të gazit (indeksi “1” për një gaz, “2” për tjetër).

Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro-s, vëllimi molar

Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro-s thotë se i njëjti numër molekulash të çdo gazi në të njëjtat kushte zë të njëjtin vëllim: V1=V2 me N1=N2, T1=T2 dhe P1=P2. Vëllimi i një moli të çdo gazi (vëllimi molar) është një vlerë konstante. Le të kujtojmë se 1 mol përmban numrin e grimcave të Avogadro - 6.02x10^23 molekula.

Kështu, vëllimi molar i një gazi varet vetëm nga presioni dhe temperatura. Gazrat zakonisht konsiderohen në presion normal dhe temperaturë normale: 273 K (0 gradë Celsius) dhe 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). Në kushte të tilla normale, të përcaktuara "n.s.", vëllimi molar i çdo gazi është 22.4 l/mol. Duke ditur këtë vlerë, ju mund të llogarisni vëllimin e çdo mase të caktuar dhe çdo sasie të caktuar gazi.

Pasoja e dytë e ligjit të Avogadro-s, dendësia relative e gazeve

Për të llogaritur dendësinë relative të gazeve, përdoret përfundimi i dytë i ligjit të Avogadro-s. Sipas përkufizimit, dendësia e një lënde është raporti i masës së saj me vëllimin e saj: ρ=m/V. Për 1 mol të një substance, masa është e barabartë me masën molare M dhe vëllimi është e barabartë me vëllimin molar V(M). Prandaj dendësia e gazit është ρ=M(gaz)/V(M).

Le të jenë dy gaze – X dhe Y. Dendësia dhe masat molare të tyre – ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), të lidhura me njëri-tjetrin nga relacionet: ρ(X)=M (X)/ V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Dendësia relative e gazit X ndaj gazit Y, e shënuar si Dy(X), është raporti i densitetit të këtyre gazeve ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Vëllimet molare zvogëlohen, dhe nga kjo mund të konkludojmë se dendësia relative e gazit X me gazin Y është e barabartë me raportin e masave molekulare të tyre molare ose relative (ato janë numerikisht të barabarta).

Dendësia e gazrave shpesh përcaktohet në raport me hidrogjenin, më i lehtë nga të gjithë gazrat, masa molare e të cilit është 2 g/mol. Ato. nëse problemi thotë se një gaz i panjohur X ka një densitet hidrogjeni, të themi, 15 (dendësia relative është një vlerë pa dimension!), atëherë gjetja e masës molare të tij nuk do të jetë e vështirë: M(X)=15xM(H2)=15x2= 30 g/ mol. Shpesh tregohet edhe dendësia relative e gazit në raport me ajrin. Këtu duhet të dini se pesha mesatare molekulare relative e ajrit është 29, dhe ju duhet të shumëzoni jo me 2, por me 29.

Pyetje: Përbërja dhe vetitë fiziko-kimike të gazeve natyrore, klasifikimi i tyre. Përzierjet e gazit, dendësia e gazit, përbërja e përzierjes së gazit. Presioni dhe vëllimi i pjesshëm në një përzierje gazesh ideale. Metodat analitike për llogaritjen e vetive fizike të gazeve natyrore. Viskoziteti i gazit

Përbërja dhe vetitë fiziko-kimike të gazeve natyrore. Klasifikimi i gazeve natyrore

Gazrat natyrorë të nxjerrë nga fushat e pastër të gazit, naftës dhe kondensatës së gazit përbëhen nga hidrokarbure të serisë homologe të metanit (C n H 2n + 2), si dhe nga përbërës jo hidrokarbure: azoti (N 2), dioksidi i karbonit (CO 2) , sulfidi i hidrogjenit (H 2 S), gazet e rralla te tokes (inerte) (helium, argon, kripton, ksenon), merkuri. Numri i atomeve të karbonit n në një molekulë hidrokarbure mund të arrijë 17 ose më shumë.

Metani (CH 4), etani (C 2 H 6) dhe etilen (C 2 H 4) në kushte normale (P = 0.1 MPa dhe T = 273 K) janë gazra realë. Propani (C 3 H 8), propyleni (C 3 H 6), izobutani (i-C 4 H 10), butani normal (n-C 4 H 10), butilenet C 4 H 8) në kushte atmosferike janë në gjendje avulli (të gaztë), në presione të ngritura - në gjendje të lëngshme. Ato janë pjesë e gazeve hidrokarbure të lëngshme (të lëngshme, të lëngshme).

Hidrokarburet, duke filluar me izopentanin (i-C 5 H 12) dhe ato më të rënda (17 > ​​n > 5) janë në gjendje të lëngët në kushte atmosferike. Ato janë pjesë e fraksionit të benzinës. Hidrokarburet, molekula e të cilave përbëhet nga 18 ose më shumë atome karboni (nga C 18 H 38), të rregulluar në një zinxhir, janë në gjendje të ngurtë në kushte atmosferike.

Gazrat natyrorë ndahen në tre grupe:

1. Gaz i thatë, pa hidrokarbure të rënda, i nxjerrë nga fusha thjesht gazi.

2. Një përzierje e gazit të thatë, fraksionit të propan-butanit (gazit të lëngshëm) dhe benzinës së gazit, të prodhuar së bashku me naftën.

3. Gazi i thatë dhe kondensata hidrokarbure e lëngshme e prodhuar nga fushat e kondensatës së gazit.

Kondensata hidrokarbure përbëhet nga një numër i madh i hidrokarbureve të rënda, nga të cilat dallohen benzina, nafta, vajguri dhe nganjëherë fraksione vajore më të rënda.

Duhet theksuar se industria përdor gazra artificialë të përftuar nga lëndët djegëse të ngurta (shist argjilor, qymyr kafe, etj.).

Përzierjet e gazit. Dendësia e gazeve

Dendësia ose masa vëllimore e një trupi kuptohet si raporti i masës së një trupi në qetësi me vëllimin e tij.

Dendësia e gazit në kushte normale fizike (në 0,1013 MPa dhe 273 K) mund të përcaktohet nga formula

(1)

ku M - masë molekulare.

Nëse densiteti i gazit specifikohet në një presion prej 0,1013 MPa, atëherë rillogaritja e tij në një presion tjetër (në të njëjtën temperaturë) për një gaz ideal kryhet sipas formulës

(2)

ku P është presioni, MPa.

Shpesh, për të karakterizuar një gaz, përdoret dendësia e tij relative në ajër në kushte normale (0,1013 MPa dhe 273 K).

(3)

Llogaritjet tregtare në industrinë e gazit kryhen në kushte standarde fizike - 0,1013 MPa dhe 293 K.

Përbërja e përzierjes së gazit

Përzierjet e gazit (si dhe përzierjet e lëngjeve dhe avujve) karakterizohen nga përqendrimet në masë ose molare të përbërësve. Përbërja vëllimore e përzierjes së gazit përafërsisht përkon me atë molare, pasi vëllimet prej 1 kmol të gazeve ideale në të njëjtat kushte fizike sipas ligjit të Avogadro kanë të njëjtën vlerë numerike, veçanërisht në 273 K dhe 0,1013 MPa janë 22,41 m. 3.

Për të karakterizuar një përzierje gazi, duhet të dini peshën e saj mesatare molekulare, densitetin mesatar (në kg/m3) ose dendësinë relative në ajër.

Nëse dihet përbërja molare e përzierjes në përqindje, atëherë pesha mesatare molekulare llogaritet duke përdorur formulën

ku y 1, y 2, ..., y n janë fraksione molare (vëllimore) të përbërësve, %;

M l, M 2, ..., M n - peshat molekulare të komponentëve.

Nëse është dhënë përbërja masive e përzierjes, atëherë pesha mesatare molekulare e saj përcaktohet nga formula

(5)

ku g 1,g 2,...,g n janë fraksionet masive të përbërësve, %.

Dendësia e përzierjes ρ cm përcaktohet nga vlera e llogaritur e peshës mesatare molekulare M cm duke përdorur një formulë të ngjashme me (1)

(6)

Dendësia relative e përzierjes llogaritet duke përdorur formulën

(7)

Ku ρ cm dhe ρ V- dendësia e përzierjes dhe ajrit, përkatësisht, në 273 K dhe 0,1013 MPa.

Presioni i pjesshëm dhe vëllimi i një përbërësi në një përzierje gazesh ideale

Përzierjet e gazeve ideale karakterizohen nga shtimi i presioneve të pjesshme dhe vëllimeve të pjesshme. Kjo do të thotë se çdo gaz në një përzierje gazesh ideale sillet sikur të ishte i vetëm në një vëllim të caktuar.

Presioni i pjesshëm i një gazi është presioni i një gazi të përfshirë në një përzierje gazi, të cilin ai do ta ushtronte nëse do të zinte të gjithë vëllimin e përzierjes dhe do të ishte në një vëllim fillestar dhe temperaturë konstante.

Vëllimi i pjesshëm është vëllimi që do të zinte gazi i përfshirë në përzierjen e gazit nëse do të ishte në të njëjtën presion dhe temperaturë si e gjithë përzierja.

Aditiviteti i presioneve të pjesshme shprehet me ligjin e Daltonit, sipas të cilit

(8)

Ku R - presioni total i përzierjes së gazit;

fq i - presioni i pjesshëm i komponentit të i-të në përzierje;

(9)

(10)

Ku n i - numri i moleve të përbërësit të i-të në përzierje;

N - numri i përgjithshëm i moleve të përzierjes;

në i - n i / N- fraksioni mol i përbërësit të i-të në përzierje.

Kështu, presioni i pjesshëm i komponentit R i në një përzierje të gazeve ideale është e barabartë me produktin e fraksionit të tij mol në përzierje y i në presionin total të përzierjes së gazit R.

Aditiviteti i vëllimeve të pjesshme të përbërësve të një përzierjeje gazi shprehet me ligjin e Amag-it, sipas të cilit

(11)

Ku V- vëllimi i përgjithshëm i përzierjes ;

V i, - vëllimi i pjesshëm i përbërësit të i-të në përzierje.

(12)

(13)

Kështu, vëllimi i pjesshëm i një komponenti në një përzierje gazesh ideale; V i - i barabartë me produktin e fraksionit të tij mol në i në përzierje për vëllim të përgjithshëm V përzierjet e gazrave.

Metodat analitike për llogaritjen e vetive fizike të gazeve natyrore

Për të përcaktuar shumë veti fizike të gazeve natyrore, përdoret ekuacioni i gjendjes - një marrëdhënie analitike midis parametrave që përshkruajnë ndryshimin

substancë e thjeshtë ose komplekse (presioni, vëllimi dhe temperatura).

Clapeyron dhe Mendeleev propozuan ekuacionin e mëposhtëm të gjendjes për gazet ideale:

(14)

Ku R- presion absolut. Pa;

V- vëllimi, m3;

G- masa e substancës, kg;

T- temperatura absolute, K;

R- konstante specifike e gazit, J/(kg K).

Një gaz ideal është një gaz, vëllimi i molekulave të të cilit është i papërfillshëm në krahasim me vëllimin e zënë nga gazi, dhe kur nuk ka ndërveprim ndërmjet molekulave.

Nga pikëpamja termodinamike, një gaz ideal është ai për të cilin vlen barazia e mëposhtme:

(15)

ku E është energjia e brendshme e avullimit, J/mol ose

(16)

Ku z - koeficienti i devijimit të një gazi real nga ligji ideal i gazit.

Verifikimi eksperimental i ekuacionit (14), i kryer nga shumë studiues, tregoi se ndryshimet në vetitë e gazeve reale në presione të larta nuk mund të përshkruhen nga varësia (16).

Fizikani holandez Van der Waals në 1879 propozoi marrjen parasysh të vëllimit të brendshëm të molekulave të gazit dhe forcat e tërheqjes së tyre reciproke duke futur terma shtesë në ekuacionin Clapeyron-Mendeleev:

(17)

Ku v-V/ G- vëllimi specifik i gazit, m 3 /kg;

a/v 2 - konstante e ngjitjes molekulare. Pa;

b- korrigjim për vëllimin e brendshëm të molekulave, m3.

Në ekuacionin (17) termi a/v 2 , shpreh presionin e brendshëm, i cili është, si të thuash, rezultati i forcave tërheqëse të të gjitha molekulave në vëllim V. I shtohet presionit të jashtëm. Ky ekuacion është i përafërt.

Në marrëdhëniet për gjendjen kritike të lëndës

(18)

shanset a Dhe b të shprehura përmes presionit kritik R kr dhe temperatura kritike T kr në mënyrën e mëposhtme:

;
(19)

Van der Waals gjeti se amendamenti b për vëllim molekulash që kanë një formë sferike është e barabartë me katër herë vëllimin e molekulave.

Ekuacioni (17) është i përafërt. Shanset A Dhe b në fakt, ato janë funksione komplekse të vëllimit, temperaturës dhe formës së molekulave të gazit.

Temperatura kritike e një lënde të pastër është temperatura maksimale në të cilën fazat e lëngshme dhe të avullit mund të bashkëjetojnë në ekuilibër, ose temperatura në të cilën energjia mesatare kinetike molekulare bëhet e barabartë me energjinë potenciale të tërheqjes së molekulave. Në temperatura më të larta, ekzistenca e një faze të lëngshme është e pamundur.

Presioni i avullit të një substance në një temperaturë kritike quhet presion kritik, dhe vëllimi i substancës për mol ose njësi tjetër të masës së substancës quhet vëllimi specifik kritik. Temperatura kritike zakonisht quhet temperatura mbi të cilën një gaz nuk mund të shndërrohet në një lëng nën ndikimin e presionit të çdo vlere.

Në Fig. 1. Tregohet varësia e presionit (elasticiteti i avullit të ngopur) të substancave të pastra nga temperatura. Kjo varësi përshkruan më saktë ndryshimin e vetive të gazeve reale në presione deri në 10 MPa dhe temperatura nga 283 në 293 K, por nuk mund të përshkruajë numerikisht ndryshimin në vetitë e përzierjeve shumëkomponente të depozitave të gazit natyror.

Figura 1. Varësia e presionit (presioni i avullit të ngopur) të substancave të pastra nga temperatura

Presioni i nevojshëm për të lëngëzuar një gaz në një temperaturë kritike quhet kritik. Përveç presionit kritik dhe temperaturës kritike, futet koncepti i vëllimit kritik, i barabartë me vëllimin e një mol gazi në presion dhe temperaturë kritike. Për gazrat natyrorë, të cilët janë një përzierje përbërësish individualë, vlerat R kr Dhe T kr përkufizohen si kritike mesatare (pseudokritike).

Presioni mesatar kritik dhe temperatura e përzierjes mund të përcaktohet nga formula:

Ku X 1 , X 2 …X n- fraksionet vëllimore të përbërësve të përfshirë në përbërjen e gazit;

- presionet kritike të komponentëve;

- temperaturat kritike të komponentëve.

Duhet theksuar se koeficienti i superkompresueshmërisë së një përzierjeje hidrokarbure natyrore Z cm mund të përcaktohet nga varësia grafike e paraqitur në figurën 1.2.

Nëse dihet dendësia relative e gazit , atëherë nga grafikët mund të përcaktohet presioni mesatar kritik dhe temperatura e gazit natyror. Kur gazi natyror përmban vlera N 2, CO 2 ose H 2 Sv R kr Dhe T te janë paraqitur ndryshimet e duhura. Kur përmbajtja e N 2 , CO 2 ose H 2 S kalon 15% vol., në vend të grafikëve për përcaktimin R kr Dhe T te p duhet të përdorë formulën (1.20).

Oriz. 1.2. Vlera e koeficientit të superkompresueshmërisë z sipas Standing dhe Katz

Për llogaritjet e përafërta gjatë ndryshimit , nga 0,5 në 0,9 vlera R kr Dhe T te p mund të përcaktohet me formulat:

, MPa (21)

, TE

Shpesh në llogaritjet, për shembull, kur përcaktohet koeficienti i viskozitetit dhe superkompresivitetit të një gazi, përdoren të ashtuquajturat presione dhe temperatura të reduktuara. Parametrat e dhënë të përbërësve individualë janë sasi pa dimension që tregojnë se sa herë parametrat aktualë të gjendjes së gazit (presioni, temperatura absolute, vëllimi, dendësia, koeficienti i devijimit) janë më të mëdhenj ose më të vegjël se ato kritike:

Presion i reduktuar R etj i quajtur raporti i presionit të gazit R ndaj presionit të tij kritik R kr

(22)

Temperatura e reduktuar e gazit T etj quhet raporti i temperaturës absolute të një gazi T në vlerën e tij kritike:

, (23)

Përparimi i mëtejshëm në shkencë dhe teknologji kërkonte zhvillimin e një ekuacioni më të saktë të gjendjes së gazeve natyrore, të aftë për të përshkruar saktë ndryshimin e vetive të tyre në presione deri në 100 MPa dhe temperatura deri në 573 K në proceset e prodhimit të gazit dhe në presione deri në 20 MPa dhe temperatura të ulëta deri në 223 - 93 K (nga minus 50 në minus 180°C) në proceset e përpunimit të gazit natyror.

Në zgjidhjen e këtij problemi, janë shfaqur dy drejtime:

1) futja e një faktori korrigjues z në ekuacionin e gjendjes së një gazi ideal (1.17), i cili merr parasysh devijimin e një gazi real nga ai ideal, d.m.th. pV== zRT

2) plotësimi i ekuacionit të gjendjes së një gazi ideal me një numër të madh konstante.

MËSIMI 8

Subjekti. Dendësia relative e gazeve. Llogaritja e dendësisë relative

Objektivat e mësimit: të zbulojë thelbin e konceptit të "dendësisë relative të gazeve"; mësoni nxënësit të llogarisin dendësinë relative të gazeve, të llogarisin masën molare nga një dendësi relative e njohur; tregojnë rëndësinë praktike të këtyre llogaritjeve.

Lloji i mësimit: mësimi i njohurive të reja.

Format e punës: tregim mësuesi, praktikë e drejtuar, punë e pavarur.

Pajisjet: Tabela periodike e elementeve kimike nga D.I Mendeleev, peshore, balonë 0,250 ml me tapë, instalim për prodhimin e oksigjenit, karta detyrash.

II. Kontrollimi i detyrave të shtëpisë, përditësimi i njohurive bazë

1. Kontrollojmë përgjigjet në problema, komentojmë dhe u përgjigjemi pyetjeve të nxënësve.

2. Plotësojmë tabelën në tabelë dhe në fletore, duke kryer llogaritjet me gojë (kushte normale).

Ne shkruajmë formulat e llogaritjes në tabelë:

Çfarë ligji kemi përdorur për të llogaritur vëllimin e gazeve? (Sipas ligjit të Avogadro)

III. Prezantimi i materialit të ri

Historia e mësuesit

Nga tabela në tabelë mund të shihet se sasia e njëjtë e substancës së gazeve të ndryshme zë të njëjtin vëllim, por ka një masë të ndryshme, si dhe një masë molare të ndryshme. Kjo do të thotë, gazrat kanë dendësi të ndryshme. Le të krahasojmë dendësinë e dy gazeve me sasinë e substancës 1 mol në n. V.

Pastaj raporti i densitetit:

Ky raport quhet dendësia relative e gazeve dhe shënohet D. Kjo është një sasi pa dimension që tregon se sa herë një gaz është më i rëndë ose më i lehtë se një tjetër.

D = M 1 / M 2,

prandaj M 1 = D · M 2.

Pra, masa molare e një gazi të njohur mund të përdoret për të përcaktuar densitetin e çdo gazi.

Demonstrimi

1. Peshoni balonën e mbyllur me ajër në një peshore.

2. Mbushni balonën me oksigjen, mbylleni dhe peshoni.

3. Njehsojmë raportin e masës së balonës me ajrin dhe oksigjenin, kjo do të jetë dendësia relative, pasi vëllimi i balonës është i njëjtë, prandaj edhe sasia e substancave është e njëjtë.

4. M 2 (O 2) = 32 g/mol.

Duke përdorur formulën M1 = D · M 2, ne llogarisim masën molare të ajrit në dhomë.

IV. Përforcimi i materialit të mësuar

Praktikë e udhëhequr

Llogaritni dendësinë relative të oksidit të karbonit (IV) me oksigjen.

Përgjigje: 1.375.

Llogaritni dendësinë relative të oksidit të squfurit (IV) SO2 në lidhje me hidrogjenin H2.

(Përgjigje: 32)

Problemi 3

Dendësia e hidrogjenit e oksidit të panjohur të azotit është 38. Llogaritni masën molare të këtij oksidi dhe përcaktoni formulën e tij.

2) Përcaktoni formulën. Le të bëjmë një ekuacion:

Përgjigje: N2O3; M (N2O3) = 76 g/mol.

Dendësia e metanit me heliumin është 4. Llogaritni masën molare të metanit dhe nxirrni formulën e tij.

(Përgjigjet: 16 g/mol; CH4)

Llogaritni vëllimin e hidrogjenit që reagon me 3 litra oksigjen.

V (O 2 ) = 3 l

V (H 2 ) - ?

Për të zgjidhur këtë problem, ne do të përdorim një përfundim nga ligji i Avogadro - ligji i marrëdhënieve vëllimore: "Vëllimet e substancave të gazta që marrin pjesë në reaksion janë të lidhura me njëri-tjetrin si koeficientët stoikiometrikë përkatës".

Ekuacioni i reagimit:

2H2 + O 2 = 2H2O

Sipas ekuacionit: 2L 1L

Sipas kushtit: hl 3 l

Le të bëjmë një proporcion:

2/ x = 1/3;

Përgjigje: 6 l.

Problemi 6

Llogaritni vëllimin e klorit që ka reaguar me hidrogjenin në një vëllim prej 7 litrash. (Përgjigje: 7 l)

V. Detyrë shtëpie

Punoni paragrafin përkatës të tekstit shkollor dhe përgjigjuni pyetjeve.

Detyrë krijuese (praktikë në shtëpi). Zgjidhini problemet në mënyrë të pavarur. Duke përdorur njohuritë për substancat e gazta, hartoni dhe zgjidhni problema të ngjashme me problemin 2.