《讲座 第1讲 气体》由会员分享，可在线阅读，更多相关《讲座 第1讲 气体（17页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、讲座讲座 第第 1 讲讲 气体气体一、气体气体、液体和固体是物质存在的三种状态。气体的研究对化学学科的发展起过重大作用。气体与液体、固体相比较，具有两个明显特点。1、扩散性当把一定量的气体充入真空容器时，它会迅速充满整个容器空间，而且均匀分布，少量气体可以充满很大的容器，不同种的气体可以以任意比例均匀混合。2、可压缩性当对气体加压时，气体体积缩小，原来占有体积较大的气体，可以压缩到体积较小的容器中。二、理想气体如果有这样一种气体：它的分子只有位置而无体积，且分子之间没有作用力，这种气体称之为理想气体。当然它在实际中是不存在的。实际气体分子本身占有一定的体积，分子之间也有吸引力。但在低压和高温条
2、件下，气体分子本身所占的体积和分子间的吸引力均可以忽略，此时的实际气体即可看作理想气体。三、理想气体定律1、理想气体状态方程将在高温低压下得到的波义耳定律、查理定理和阿佛加德罗定律合并，便可组成一个方程：pV= nRT （1-1）这就是理想气体状态方程。式中 p 是气体压力，V 是气体体积，n 是气体物质的量，T 是气体的绝对温度（热力学温度，即摄氏度数+273） ，R 是气体通用常数。在国际单位制中，它们的关系如下表：表 1-1 R 的单位和值pVnTRPam3molK8.314或KmolmPa 3KmolJ 国际单位制kPadm3molK8.314KmoldmkPa 3（1-1）式也可以变
3、换成下列形式：pV= RT Mm（1-2）p = = Vm MRT MRT则： = RTpM（1-3）式中 m 为气体的质量，M 为气体的摩尔质量， 为气体的密度。对于一定量（n 一定）的同一气体在不同条件下，则有：= 111 TVP222 TVP（1-4）如果在某些特定条件下，将（1-1） 、 （1-2）和（1-3）式同时应用于两种不同的气体时，又可以得出一些特殊的应用。如将（1-1）式 n =，在等温、等压、等容时应用于各种气体，则可以说RTpV明阿佛加德罗定律。因为物质的量相等的气体，含有相等的分子数。若将（1-2）式 = 在等温、等压和等容时应用于两种气体，则得出：Mm RTpV= 1
4、1 Mm22 Mm（1-5）如果将（1-3）式 = ，在等温等压下应用于两种气体，则有：RTpV= 11 21 Mm（1-6）若令 = D ，D 为第一种气体对第二种气体得相对密度，则有： 11 D = 或 M1 = DM2 21 Mm（1-7）已知 M = 2gmol ，= 29gmol 2H1M空气1则 M1 = 2 D 或 M1 = 29D 2H空气D为某气体相对 H2的密度，D为某气体相对空气的密度。 2H空气2、气体分压定律和分体积定律（1）气体分压定律当研究对象不是纯气体，而是多组分的混合气体时，由于气体具有均匀扩散而占有容器全部空间的特点，无论是对混合气，还是混合气中的每一组分，
5、均可按照理想气体状态方程式进行计算。当一个体积为 V 的容器，盛有 A、B、C 三种气体，其物质的量分别为nA、nB、nC，每种气体具有的分压分别是 pA、pB、pC，则混合气的总物质的量为：n = nA + nB + nC 总（1-8）混合气的总压为：p = pA + pB + pC 总（1-9）在一定温度下，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。这就是道尔顿分压定律。计算混合气各组分的分压有两种方法。根据理想气态方程计算在一定体积的容器中的混合气体 p V = n RT ，混合气中各组分的分压，总总就是该组分单独占据总体积时所产生的压力，其分压数值也可以根据理想气态方程式求出：pAV
6、 = nART （1-10）pBV = nBRT （1-11）pCV = nCRT （1-12）根据摩尔分数计算：摩尔分数（XA）为混合气中某组分 A 的物质的量与混合气的总的物质的量之比： XA = 总nnA（1-13）混合气体中某组分的分压等于总压与摩尔分数的乘积：pA = p XA 总（1-14）（2）气体分体积定律在相同的温度和压强下，混合气的总体积（V ）等于组成混合气的各组分总的分体积之和：V = VA +VB + VC 总（1-15）这个定律叫气体分体积定律。根据混合物中各组分的摩尔分数等于体积分数，可以计算出混合气中各组分的分体积：据 = 总nn1总VVA得 VA = V 总n
7、n1 总（1-16）四、实际气体状态方程理想气体定律是从实验中总结出来的，并得到了理论上的解释。但应用实际气体时，它只有一定的适用范围（高温低压） ，超出这个范围就有偏差，必须加以修正。对于实际气体的实验值与理想值的偏差，我们常用压缩系数 Z 来表示：Z = RTVp其中 p、 、T 都是实验值。若气体完全理想，则 Z = 1，否则 Z1 或 VZ1。出现这种偏差，是由于实际气体分子本身的体积不容忽视，那么实测体积总是大于理想状态体积（即 V = V b） ；实际上分子之间也不可能没有吸引理力（内聚力 P ） ，这种吸引力使气体对器壁碰撞产生的压力减小，使实测压力内要比理想状态压力小（即 p
8、= p + p ） ，所以 Z1。实际上以上两种因素同时理内存在，前者起主导作用时，Z1，后者起主导作用时，Z1，若两种因素恰好相当，则 Z = 1（CO2在 40和 52 MPa 时） 。将以上修正项代入理想气体状态方程，即得：(p + p )( b) = RT内 Vp 既与容器内部得分子数目成正比，又与近壁分子数目成正比。这两种分内子数目又都与气体的密度成正比，所以p2 内而，所以1Vp()2 或 p = 内1V内 2Va则 （p +） （ b） = RT 2Va V对于 n 摩尔气体来说，则，（p + ） （V nb）= nRT 22Van（1-17）注意，上式中 p、V、T 都是实测值
9、；a 和 b 都是气体种类有关的特性常数，统称为范德华常数。 （1-17）式称为范德华方程。它是从事化工设计必不可少的依据。五、气体相对分子质量测定原理1、气体相对分子质量测定由（1-3）式： = ，可以变换成以下形式：RTpMM = pRT（1-18）可见，在一定温度和压强下，只要测出某气体的密度，就可以确定它的相对分子质量。2、气体精确相对分子质量测定根据 M = RT，理想气体在恒温下的 /p 值应该是一个常数，但实际情况p不是这样。如：在 273 K 时测得 CH3F 蒸气在不同压力下的 值及 /p 值如下表：p/Pa/(gm-3)/(p10-2)1.0131051.54541031.
10、52556.7531051.02411031.52123.3751040.50911031.5084从表中数据可以看到，压力越大， /p 越大，不是常数。因为压力越大，气体分子间的吸引力越大 ，分子本身的体积也不能忽略，因而就不能用理想气体状态方程来描述了，所以对于实际气体 /p 不是一个常数。以 /p 对 作图（图 1-1）0.3366 0.6733 1.0101.531.521.511.501.49p/(105Pa)/(p10-2)（图 1-1）CH3F 的-p 图如果将直线内推到 p = 0 时，则 CH3F 这一实际气体已接近理想气体，所以从图上所得的( /p ) = 1.5010-2
11、是符合理想气体状态方程的。若将( /p) 0P0P之值代入理想气体状态方程 M = RT，即可求得 CH3F 的精确分子量。这种求p气体分子量的方法，叫极限密度法。M = （）RT = 1.5010-2gdm-3k Pa-18.314 k Padm3mol-FCH3p 0p1K-1273.16K = 34.05 gmol-1故 CH3F 的分子量为 34.02。按相对原子质量计算：M = 12.011 + 31.0079 + 18.9984 = 34.033两者结果非常接近。【典型例题典型例题】例 1、300K、3.30105 Pa 时，一气筒含有 480g 的氧气，若此筒被加热到373K，然
12、后启开活门（温度保持 373K）一直到气体压强降低到 1.01105 Pa时，问共放出多少重的氧气？分析：因为 pV =nRT，n = ；所以 pV = RT，由此式求出气筒的体积。Mm Mm然后再根据气态方程式求出压强降到 1.01105 Pa，气筒内剩余氧气的质量 m。2O最后算出放出氧气的质量。解：pV = RTMm则气筒的体积：V = = = 0.123 m3MPmRT PamolgKKmolmPag511131003. 30 .32300314. 8480再根据方程式求压强降低到 1.01105 Pa 时，气筒内剩余氧气的质量 m2Om = = = 128 g2ORTpVMKKmol
13、mPamolgmPa373314. 80 .32123. 01001. 1113135 因此放出氧气的质量 m= 480-128 = 352 g2O例 2、设有一真空的箱子，在 288 K 时，1.01105 Pa 的压力下，称量为153.679 g，假若在同温同压下，充满氯气后为 156.844 g；充满氧气后为155.108 g，求氯气的分子量。分析：M=32.00gmol-1，若将 pV= RT 式先用于氧气 ，求出箱子的2OMm体积 V，再将 pV= RT 式用于氯气，求出 M，这当然是可行的。但运算繁Mm2Cl杂，既费时又易出错。由题意可知，这实际上是在等温、等压和等容条件下，pV= RT 式的两次应用。所以可以直接用 = 式，则简便得多。Mm11 Mm22 Mm解：M= 155.108g 153.679g = 1.429g2OM= 156.844g
