כפי שאתם יודעים, המולקולות והאטומים המרכיבים את העצמים סביבנו קטנים מאוד. כדי לבצע חישובים במהלך תגובות כימיות, כמו גם לנתח את ההתנהגות של תערובת של רכיבים שאינם מקיימים אינטראקציה בנוזלים וגזים, נעשה שימוש במושג שברי שומות. מה הם, וכיצד ניתן להשתמש בהם כדי להשיג את הכמויות הפיזיקליות המקרוסקופיות של תערובת, נדון במאמר זה.
המספר של Avogadro
בתחילת המאה ה-20, תוך כדי ניסויים בתערובות גזים, מדד המדען הצרפתי ז'אן פרין את מספר המולקולות H2 הכלולות בגרם אחד של גז זה. התברר שהמספר הזה הוא מספר עצום (6,0221023). מכיוון שזה מאוד לא נוח לבצע חישובים עם נתונים כאלה, פרין הציע שם לערך הזה - המספר של אבוגדרו. שם זה נבחר לכבודו של המדען האיטלקי של תחילת המאה ה-19, אמדיאו אבוגדרו, שכמו פרין חקר תערובות גזים ואף הצליח לנסחמבחינתם, החוק הנושא כיום את שם משפחתו.
המספר של Avogadro נמצא כיום בשימוש נרחב בחקר חומרים שונים. הוא מקשר בין מאפיינים מקרוסקופיים ומיקרוסקופיים.
כמות החומר והמסה המולרית
בשנות ה-60, הלשכה הבינלאומית של משקלים ומידות הציגה את יחידת המדידה הבסיסית השביעית למערכת היחידות הפיזיות (SI). זה הפך לעש. השומה מציגה את מספר היסודות המרכיבים את המערכת המדוברת. שומה אחת שווה למספר של אבוגדרו.
מסה מולרית היא המשקל של שומה אחת של חומר נתון. הוא נמדד בגרמים לשומה. המסה המולרית היא כמות תוספת, כלומר כדי לקבוע אותה עבור תרכובת כימית מסוימת, יש צורך להוסיף את המסות המולריות של היסודות הכימיים המרכיבים את התרכובת הזו. לדוגמה, המסה הטוחנית של מתאן (CH4) היא:
MCH4=MC + 4MH=12 + 41=16 גרם/מול.
כלומר, 1 מולקולות של מולקולות מתאן תהיה בעלת מסה של 16 גרם.
מושג שבר שומה
חומרים טהורים הם נדירים בטבע. לדוגמה, זיהומים שונים (מלחים) תמיד מומסים במים; האוויר של הפלנטה שלנו הוא תערובת של גזים. במילים אחרות, כל חומר במצב נוזלי וגזי הוא תערובת של יסודות שונים. שבר השומה הוא ערך המראה איזה חלק בשומה שווה ערך תפוס על ידי רכיב כזה או אחר בתערובות. אם כמות החומר של התערובת כולה מסומנת כ-n, וכמות החומר של רכיב i מסומנת כ-ni, אזי ניתן לכתוב את המשוואה הבאה:
xi=ni / n.
כאן xi הוא חלק השומה של רכיב i עבור תערובת זו. כפי שניתן לראות, כמות זו היא חסרת מימד. עבור כל מרכיבי התערובת, סכום שברי השומה שלהם מבוטא בנוסחה כדלקמן:
∑i(xi)=1.
לא קשה להשיג את הנוסחה הזו. כדי לעשות זאת, פשוט החליפו את הביטוי הקודם ב-xi.
לתוכו
ריבית אטומית
כאשר פותרים בעיות בכימיה, לעתים קרובות הערכים ההתחלתיים ניתנים באחוזים אטומיים. לדוגמה, בתערובת של חמצן ומימן, האחרון הוא 60% אטומי. המשמעות היא שמתוך 10 מולקולות בתערובת, 6 יתאימו למימן. מכיוון ששבר השומה הוא היחס בין מספר האטומים המרכיבים למספרם הכולל, אחוזים אטומיים הם שם נרדף למושג המדובר.
המרה של מניות לאחוזים אטומיים מתבצעת פשוט על ידי הגדלתם בשני סדרי גודל. לדוגמה, 0.21 מול שבריר חמצן באוויר מתאים ל-21 אטומי.
גז אידיאלי
המושג של שברי שומות משמש לעתים קרובות בפתרון בעיות עם תערובות גזים. רוב הגזים בתנאים רגילים (טמפרטורה 300 K ולחץ 1 atm.) הם אידיאליים. המשמעות היא שהאטומים והמולקולות המרכיבות את הגז נמצאים במרחק גדול אחד מהשני ואינם מקיימים אינטראקציה זה עם זה.
עבור גזים אידיאליים, משוואת המצב הבאה תקפה:
PV=nRT.
כאן P, V ו-T הם שלושה מאפיינים תרמודינמיים מאקרוסקופיים: לחץ, נפח וטמפרטורה בהתאמה. הערך R=8, 314 J / (Kמול) הוא קבוע עבור כל הגזים, n הוא מספר החלקיקים בשומות, כלומר כמות החומר.
משוואת המצב מראה כיצד אחד משלושת מאפייני הגז המקרוסקופיים (P, V או T) ישתנה אם השני מהם יקבע והשלישי ישתנה. לדוגמה, בטמפרטורה קבועה, הלחץ יהיה ביחס הפוך לנפח הגז (חוק בויל-מריוט).
הדבר המדהים ביותר בנוסחה הכתובה הוא שהיא לא לוקחת בחשבון את הטבע הכימי של המולקולות והאטומים של הגז, כלומר, היא תקפה גם לגזים טהורים וגם לתערובות שלהם.
חוק דלטון ולחץ חלקי
איך לחשב את שבר השומה של גז בתערובת? לשם כך, די לדעת את המספר הכולל של החלקיקים ומספרם עבור הרכיב הנדון. עם זאת, אתה יכול לעשות אחרת.
ניתן למצוא את חלק השומה של גז בתערובת על ידי הכרת הלחץ החלקי שלו. זה האחרון מובן כלחץ שרכיב נתון של תערובת הגז היה יוצר אם היה ניתן להסיר את כל שאר הרכיבים. אם נציין את הלחץ החלקי של הרכיב ה-i כ-Pi, ואת הלחץ של התערובת כולה כ-P, אזי הנוסחה של שבר השומה עבור רכיב זה תקבל את הצורה:
xi=Pi / P.
בגלל הסכוםמכל xi שווה לאחד, אז נוכל לכתוב את הביטוי הבא:
∑i(Pi / P)=1, ומכאן ∑i (Pi)=P.
השוויון האחרון נקרא חוק דלטון, שנקרא כך על שם המדען הבריטי של תחילת המאה ה-19, ג'ון דלטון.
חוק הלחץ החלקי או חוק דלטון הוא תוצאה ישירה של משוואת המצב לגזים אידיאליים. אם אטומים או מולקולות בגז מתחילים ליצור אינטראקציה זה עם זה (זה קורה בטמפרטורות גבוהות ולחץ גבוה), אז חוק דלטון אינו הוגן. במקרה האחרון, כדי לחשב את שברי השומה של הרכיבים, יש צורך להשתמש בנוסחה מבחינת כמות החומר, ולא במונחים של לחץ חלקי.
אוויר כתערובת גז
לאחר שקלטנו את השאלה כיצד למצוא את שבר השומה של רכיב בתערובת, אנו פותרים את הבעיה הבאה: חשב את הערכים xi ו-P i עבור כל רכיב באוויר.
אם ניקח בחשבון אוויר יבש, אז הוא מורכב מארבעת מרכיבי הגז הבאים:
- חנקן (78.09%);
- oxygen (20.95%);
- argon (0.93%);
- גז פחמן דו חמצני (0.04%).
מתוך נתונים אלה, קל מאוד לחשב את שברי השומה עבור כל גז. לשם כך, די להציג את האחוזים במונחים יחסיים, כפי שהוזכר לעיל במאמר. אז נקבל:
xN2=0, 7809;
xO2=0, 2095;
xAr=0, 0093;
xCO2=0, 0004.
לחץ חלקיאנו מחשבים את רכיבי האוויר הללו, בהתחשב בכך שהלחץ האטמוספרי בגובה פני הים הוא 101,325 Pa או 1 אטמוספירה. אז נקבל:
PN2=xN2 P=0.7809 atm.;
PO2=xO2 P=0, 2095 atm.;
PAr=xAr P=0.0093 atm.;
PCO2=xCO2 P=0.0004 atm.
נתונים אלו פירושם שאם תסיר את כל החמצן והגזים האחרים מהאטמוספירה, ותשאיר רק חנקן, הלחץ יירד ב-22%.
הכרת הלחץ החלקי של החמצן ממלאת תפקיד חיוני עבור אנשים שצוללים מתחת למים. אז אם זה פחות מ-0.16 atm., אז האדם מאבד את ההכרה באופן מיידי. להיפך, הלחץ החלקי של החמצן עולה על הסימן של 1.6 אטמוספירה. מוביל להרעלה בגז זה, המלווה בעוויתות. לפיכך, לחץ חלקי בטוח של חמצן לחיי אדם צריך להיות בטווח של 0.16 - 1.6 atm.
