Graham s Laws de Effusion et Diffusion Chimie Tutorial

vitesse de diffusion

vitesse de diffusion

où MA = masse molaire (en poids) de gaz A
et Mo = masse molaire (en poids) de gaz B

Diffusion et Effusion

Avez-vous déjà été dans une pièce quand quelqu'un arrive, et, après un peu de temps, vous pouvez sentir leur Eau de Cologne, même si vous ne l'avez pas déplacé plus près de la source de l'odeur?
Ou, avez-vous été dans un ascenseur avec un ami flatulent, et été désagréablement surpris par une odeur importune?
Ou, avez-vous une maison marché passe et détecté l'arôme succulent résultant de la cuisson d'un repas?
Il est clair que ces gaz malodorants peuvent parcourir un long chemin à travers l'air! (Et le nez est un détecteur de gaz très sensible!)

J'imagine que ce genre d'expérience est ce qui a incité le chimiste anglais Thomas Graham pour étudier la façon dont les gaz rapide voyage à travers l'air.
Chimistes se réfèrent à un gaz circulant dans l'air comme la diffusion dans l'air, et la rapidité avec laquelle cela se produit est appelé son taux.
En 1829, Thomas Graham a rapporté les résultats de ses observations sur les taux de diffusion des différents gaz.

Les résultats de l'expérience pourraient ressembler à ceux dans le tableau ci-dessous:

le temps d'atteindre le détecteur
(secondes)

vitesse = Temps ÷ distance

Le gaz d'oxygène prend moins de temps pour atteindre le détecteur de gaz de chlore si le gaz clairement d'oxygène a une vitesse de diffusion supérieure à gaz de chlore, mais pourquoi?

Graham a comparé les densités des gaz et leur taux de diffusion. 1
Les densités des gaz d'oxygène et de chlore gazeux ont été ajoutés au tableau des résultats ci-dessous:

Le chlore gazeux plus dense a plus de temps pour atteindre le détecteur, qui est, son taux de diffusion a été plus lente que celle de l'oxygène gazeux, mais la relation n'est pas une relation linéaire simple.
Autrement dit, la vitesse de diffusion de l'oxygène gazeux était 1,45 fois plus rapide que la vitesse de diffusion du gaz de chlore, mais le chlore est pas 1,45 fois plus dense que l'oxygène (1,45 x 0,0013 = 0,0019 pas 0,0029)
Ni la relation est une simple relation inverse puisque le taux × densité est pas une constante
(417 × 0,0013 × 0,0029 ≠ 286)
Alors, quelle est la relation entre le taux et la densité?

Ce que Graham est trouvé que la vitesse de diffusion d'un gaz est inversement proportionnelle à la racine carrée de la densité:

vitesse de diffusion

Si nous utilisons une constante de proportionnalité, nous pouvons transformer cette relation en une équation:

vitesse de diffusion

Ce qui peut être réarrangé pour donner:

vitesse de diffusion × √density = constante

Pour le chlore gazeux et l'oxygène gazeux à une température de 25 ° C (298 K) et une pression de 101,3 kPa (1 atm).

Rappelez-vous que nous avons dit plus haut que le nombre de molécules qui ont frappé l'orifice, et donc échapper à la cuve, est proportionnelle à la vitesse des molécules.
Ensuite, le nombre de particules qui fuient est inversement proportionnelle à la racine carrée de leur masse (masse moléculaire ou de la masse molaire).

Autrement dit, le taux d'effusion multiplié par la racine carrée de la masse (masse moléculaire relative ou de la masse molaire) est une constante.
Quelle est la même expression que le taux de diffusion!

Connais-tu ceci?

Jouer le jeu maintenant!

Exemple de travail: Taux relatif de diffusion des gaz

Question: Quantitativement comparer le taux de diffusion de l'égalité des moles de l'hydrogène gazeux et de l'oxygène gazeux à la même température et à la pression.

(Basé sur l'approche StoPGoPS à la résolution des problèmes.)

Comparer les taux de diffusion de l'hydrogène gazeux et de l'oxygène gazeux
taux (H2 (g)) =. taux × (O2 (g))

Extraire les données de la question:

Conditions:
(A) température constante
(B) une pression constante
Les noms des gaz:
(A) de l'hydrogène gazeux ≡ H2 (g)
(B) de l'oxygène gazeux ≡ O2 (g)
Relative quanities de gaz:
moles d'hydrogène gazeux = moles de gaz d'oxygène
n (H2 (g)) = n (O2 (g))

Réorganiser cette équation, nous constatons que:

Le gaz hydrogène diffuse 3.984 fois plus vite que l'oxygène gazeux.

Comprenez-vous cela?

Faites le test maintenant!

Exemple de travail: en utilisant le taux de Effusion pour déterminer Molar de masse

Question: Gas X effuse à travers un trou d'épingle à un débit de 4,73 x 10 -4 mol -1 s.
Le gaz méthane, CH4 (g). effuse à travers le même trou d'épingle à un débit de 1,43 x 10 -3 mol -1 s dans les mêmes conditions de température et de pression.
Quelle est la masse molaire (poids) de gaz X?

(Basé sur l'approche StoPGoPS à la résolution des problèmes.)

Calculer la masse molaire du gaz X
M (X (g)) =. g mol -1

Extraire les données de la question:

Conditions:
(A) température constante
(B) une pression constante
Les taux d'effusion par sténopé même:
Taux (X (g)) = 4,73 × 10 -4 mol -1 s
Taux (CH4 (g)) = 1,43 × 10 -3 mol -1 s

Maintenant, la place des deux côtés de l'équation:

(Masse √molar (X (g))) 2 = 12,11 2

masse molaire (X (g)) = 147 g mol -1

Pouvez-vous appliquer cela?

Faites l'exercice maintenant!

1. Rappelez-vous l'époque, début des années 1800, John Dalton avait récemment proposé que la matière était composée de minuscules particules invisibles appelées atomes et que les atomes d'un élément étaient différents des atomes d'un élément différent. Graham avait besoin d'observer une propriété brute des gaz, il a étudié, et la densité était un choix exellent!

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