Kemi

gasser

09. juni 2006 af kubbi (Slettet)

"I gasblandingen udøver hver enkelt gas åbenbart et tryk, som er uafhængig af andre gasser. Det er et udtryk for at molekylerne ikke påvirker hinanden, dvs. de intermolekylære bindinger er uden betydning."

Er der nogen der kan forklare mig, hvordan man kan drage denne konklusion?

Hvad er molbrøken? Og hvor kan den sættes lig med 1 når man skal finde ligevægtskonstanten i en fortyndet opløsning??

Brugbart svar (0)

Svar #1
09. juni 2006 af Larsendrengen (Slettet)

Det er Daltons lov som kun gælder for ideale gasser.

P(total) = P1 + P2 +.......

Hvor P1 og P2 osv er partialtrykket af de enkelte gasser.

P1 = x1*P(total)

P2 = x2*P(total) osv.

Har vi kun to gasser så er molbrøken givet ved (n er antal mol gas):

x1 = n1/(n1+n2)

x2 = n2/(n1+n2)

dvs at x1 + x2 = 1

Svar #2
09. juni 2006 af kubbi (Slettet)

Daltons lov har jeg forstået! Jeg kan bare ikke se, hvordan man kan konkluderer at "de intermolekylære bindinger er uden betydning", bare fordi daltons lov gælder...

Hvad er molbrøk?

sys ikk rigtig dit svar forklarer hvorfor man kun kan sætte molbrøken for opløsningemidlet = 1 når opløsningen er fortyndet...

Brugbart svar (0)

Svar #3
09. juni 2006 af Mads123 (Slettet)

Kan kun svare på det sidste. Men fordi du arbejder med fortynede opløsninger, vil det betyde at koncentrationen af vand er meget høj. Den koncentrationsændring der sker for de andre reaktanter er meget mindre, og derfor kan man istedet opfatte vand som konstant. Derfor sætter man den til en.

Sådan har jeg forstået det :)

Brugbart svar (0)

Svar #4
09. juni 2006 af Larsendrengen (Slettet)

#2 Daltons lov gælder kun for ideale gasser, og de er jo netop kendetegnet ved at der ikke er nogle vekselvirkning mellem de enkelte gasatomer/molekyler.

Molbrøkbegrebet har jeg sådan set defineret i #1

Brugbart svar (0)

Svar #5
09. juni 2006 af fixer (Slettet)

#0
Udfra din beskrivelse lader det til, at der er udført en række eksperimenter i hvilke man har observeret, at en gasblandings tryk er det samme som summen af de tryk, enkeltgasserne hver for sig udøver i samme beholder. Og heraf slutter man, at intermolekylære kræfter er negligible, hvilket du ikke forstår.

Forestil dig at der var betydningsfulde intermolekylære kræfter mellem gasmolekylerne/atomerne. Det ville - såfremt trykket blev tilstrækkeligt højt og molekylerne/atomerne dermed kom "tæt" nok på hinanden - afstedkomme at de klumper sig sammen. Derved vil de bevæge sig langsommere og stødtallet mod beholdervæggene vil falde. Man vil derfor observere et lidt lavere tryk, end hvad man ville forvente under idealgasantagelsen. Da man ikke har observeret dette fænomen, slutter man at de intermolekylære kræfter må have været uden betydning.

Ved idealgasser ser man fuldstændigt bort fra den potentielle energi, gasmolekylerne/atomerne har, ved at befinde sig i hinandens elektrostatiske og elektrodynamiske (London) felter.

Svar #6
09. juni 2006 af kubbi (Slettet)

Det jeg bare tænkte på, det var om der er en forklaring på, hvorfor det ikke er intermolekylære bindinger?

så vidt jeg kan forstå sku n1/(n1+n2) vær molbrøken, men den er jo ikke 1?!

Håber ikke jeg virker alt for dum, men tak for hjælpen indtil videre...

Svar #7
09. juni 2006 af kubbi (Slettet)

#5 - TAK! Det giver mening...Ka du ogs forklare det der med molbrøken?

Brugbart svar (0)

Svar #8
09. juni 2006 af Larsendrengen (Slettet)

Tag nu f.eks. ligevægten

HA + H2O <=> H3O(+) + A(-)

Ligevægtskonstanten er:

K = [H3O(+)]*[A(-)]/[HA]*[H2O]

Her vælger man så at sige:

K' = [H3O(+)]*[A(-)]/[HA] = K*[H2O]

[H2O] kan betragtes som værende konstant.

Man kunne også regne med molbrøker og så vælge at sætte x(vand) til 1. Rent regneteknisk er det det samme.

Skriv et svar til: gasser

Du skal være logget ind, for at skrive et svar til dette spørgsmål. Klik her for at logge ind.
Har du ikke en bruger på Studieportalen.dk? Klik her for at oprette en bruger.