Na karcie pracy masz obliczyć, ile miejsca zajmie próbka gazu, i nagle pojawia się pytanie: czy rodzaj gazu zmienia wynik? Objętość molowa gazów pozwala powiązać objętość z liczbą moli, ale używana w wielu zadaniach wartość zależy od przyjętych warunków temperatury i ciśnienia.
O objętości gazu decydują liczba moli, temperatura i ciśnienie
- Prawo Avogadra wyjaśnia, dlaczego różne gazy w tych samych warunkach zajmują taką samą objętość przy tej samej liczbie moli.
- Warunki zadania podpowiadają, której wartości objętości molowej użyć.
- Równanie gazu doskonałego pomaga obliczyć objętość, gdy temperatura lub ciśnienie odbiegają od umownych warunków.
- Współczynniki reakcji pozwalają porównywać objętości gazowych substratów i produktów, jeśli ich temperatury i ciśnienia są jednakowe.
Ta sama liczba moli zajmuje tyle samo miejsca w tych samych warunkach
Wyobraź sobie dwa jednakowe naczynia: jedno z tlenem, drugie z dwutlenkiem węgla. Jeśli temperatura, ciśnienie i liczba moli są takie same, w szkolnym przybliżeniu oba gazy zajmują taką samą objętość, choć ich cząsteczki różnią się masą.
Opisuje to prawo Avogadra: jednakowe objętości gazów w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem zawierają jednakową liczbę cząsteczek. Z tego wynika definicja objętości molowej, czyli objętości przypadającej na jeden mol substancji w określonych warunkach.
W zapisie używa się zwykle symbolu Vm, a jego jednostką jest dm³/mol. Uważam, że najłatwiej uniknąć pomyłek, gdy przy tej wartości od razu zapisujesz również temperaturę i ciśnienie. Sama liczba bez warunków bywa myląca.
Wartość 22,4 albo 22,7 dm³ wynika z różnych ciśnień odniesienia
Tu kryje się źródło częstej rozbieżności w materiałach. Dla temperatury 0°C i ciśnienia jednej atmosfery objętość molowa gazu doskonałego wynosi około 22,4 dm³/mol; przy tym samym zerze stopni, ale ciśnieniu 100 kPa, wynosi około 22,7 dm³/mol.
| Warunki | Objętość jednego mola gazu doskonałego | Jak postąpić w zadaniu |
|---|---|---|
| 0°C i 101 325 Pa | około 22,4 dm³/mol | Użyj tej wartości, gdy zadanie podaje te warunki lub korzysta z takiej konwencji. |
| 0°C i 100 000 Pa | około 22,7 dm³/mol | Użyj jej, gdy podano ciśnienie 100 kPa. |
| Inna temperatura lub ciśnienie | Wartość zależna od warunków | Skorzystaj z równania gazu doskonałego albo danych podanych w zadaniu. |
Informator Centralnej Komisji Egzaminacyjnej o maturze z chemii podaje wartość 22,4 dm³/mol dla warunków normalnych. Skrypt „Podstawy obliczeń chemicznych” Politechniki Gdańskiej omawia również wartość 22,7 dm³/mol dla ciśnienia 100 kPa. Szczerze mówiąc, nie ma sensu uczyć się jednej liczby jako uniwersalnej: najpierw odczytaj warunki, a dopiero potem wybierz wartość.
Jeśli polecenie nie podaje temperatury ani ciśnienia, sprawdź, czy dołączono tablice lub czy zadanie określa przyjętą konwencję. Gdy danych brak, nie dopisuj ich po cichu do rozwiązania: założenie może zmienić wynik.
Przy innych warunkach objętość obliczysz z równania gazu doskonałego
Co zrobić, gdy próbka ma temperaturę pokojową albo znajduje się pod podanym ciśnieniem? Wtedy zamiast stałej wartości objętości molowej możesz użyć zależności pV = nRT, gdzie p oznacza ciśnienie, V objętość, n liczbę moli, T temperaturę w kelwinach, a R stałą gazową.
Załóżmy, że próbka zawiera 0,500 mola gazu w temperaturze 25°C i pod ciśnieniem 100 kPa. Po podstawieniu temperatury w kelwinach oraz stałej gazowej otrzymujemy objętość około 12,4 dm³. Zastosowanie wartości 22,4 dm³/mol dałoby tu błędny wynik, bo ta wartość dotyczy innych warunków.
Równanie opisuje model gazu doskonałego. Dla wielu szkolnych obliczeń jest wystarczające, ale rzeczywiste gazy mogą odchylać się od tego modelu, szczególnie przy wysokim ciśnieniu lub niskiej temperaturze. Wtedy wynik traktuj jako przybliżenie, o ile zadanie nie podaje dokładniejszych danych.
W równaniu reakcji współczynniki mówią też o objętościach gazów
W równaniu syntezy amoniaku, N₂ + 3H₂ → 2NH₃, współczynniki pokazują stosunek liczby moli gazowych reagentów. Jeśli wszystkie gazy mają tę samą temperaturę i ciśnienie, ten sam stosunek opisuje ich objętości: jedna objętość azotu reaguje z trzema objętościami wodoru i tworzy dwie objętości amoniaku.
To zastosowanie łączy prawo Avogadra z prawem stosunków objętościowych Gay-Lussaca. Zasada działa dla gazów mierzonych w jednakowych warunkach; jeśli warunki są różne, nie porównuj samych objętości bez przeliczenia.
Przy interpretacji równania dopilnuj też stanu skupienia. Objętościowa proporcja dotyczy substancji gazowych, a nie dowolnego reagenta z równania. Jeśli produkt, na przykład woda, występuje w danych warunkach jako ciecz, nie przypisuj mu objętości gazu wynikającej ze współczynnika.
Najpierw sprawdź warunki, potem podstawiaj objętość molową
W zadaniu wystarczy krótka kontrola: ustal, czy substancja jest gazem, odczytaj temperaturę i ciśnienie, a następnie sprawdź, czy podano objętość molową albo warunki odniesienia. 22,4 i 22,7 dm³/mol nie są sprzecznymi odpowiedziami, jeśli każda odnosi się do innego ciśnienia.
Gdy w grę wchodzą inne warunki, przejdź do równania pV = nRT. Taki porządek pozwala uniknąć najczęstszego skrótu myślowego: podstawienia znanej liczby, zanim wiadomo, czy pasuje do próbki.
