Chapter 5 Gasses.notebook

1

September 10, 2015

Dec 18­10:23 AM

Chapter 5:  Gases

Jan 1­4:11 PM

Gas Laws Demonstration

Crushing 55 gallon drum

Egg in a bottle

Student in a bag

Boiling Water 

Charles gas Law

Water in a flask

Ballon in a bottle

Chapter 5 Gasses.notebook

2

September 10, 2015

Dec 19­8:16 PM

5.1 Pressure•  Define "pressure"• State how pressure is different from force• Convert among various units of pressure

Pressure is defined as force per unit area

Pressure = force / area

The SI pressure unit is newtons per meter squared (N/m2 ) and is called Pascal (Pa) 

Barometer

The Mercury Barometer Created by Evangelista Torricelli in 1646 it measures the pressure exerted by the Earth’s atmosphere.Why use mercury instead of water? Consider the density of mercury (13.53 g/cm3 ) vs. the density of water (0.997 g/cm3 ). What would be the height of a water barometer at 1 atm of pressure?

Nov 15­1:09 PM

ManometerA simple manometer, a device for measuring the pressure of a gas in a container. The pressure of the gas is given by h (the difference in the mercury levels) in units of torr 

The unit mm Hg  is often called torr in honor of Torricelli.

(a) Gas pressure = atmospheric pressure ­  h(b) Gas pressure = atmospheric pressure +  h

The pressure exerted by a gas is measured to be 0.985 atm.  Convert this pressure to torr and pascals.

Example 5.1C  Interconverting the Units of Pressure

1 standard atmosphere = 101,325 Pa 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101,325 Pa

Units of Pressure

Chapter 5 Gasses.notebook

3

September 10, 2015

Nov 15­1:25 PM

5.2 The Gas Laws of Boyle, Charles, & Avogardo•  solve problems relating to the fundamental gas laws.

A. Boyle's LawThis law says that the pressure exerted by a gas is inversely proportional to the volume the gas occupies.  

Robert Boyle (1627­1691)

As Pressure Increases, the Volume of SO2  Decreases

Pressure x Volume = Constant

PV = kP1V1  = P2V2  (at constant temperature)

Nov 18­8:20 AM

A plot of P versus V shows that the volume doubles as the pressure is halved.  A plot of v versus 1/P gives a straight line.  The slope of this line equals the volume of the constant k. Boyle's law

A gas that has a pressure of 1.3 atm occupies a volume of 27 L.  What volume will the gas occupy if the pressure is increased to 3.9 atm at constant temperature?

Example 5.2A  Boyle's Law

Chapter 5 Gasses.notebook

4

September 10, 2015

Nov 18­8:55 AM

This law says that at constant pressure, the volume of a gas is directly proportional to the temperature (in Kelvin) of the gas.

B. Charles' Law

Jacques Charles (1746­1823)

The decomposition of sodium azide causes an airbag in an automobile to inflate.

  Volume        = ConstantTemperature

(at constant pressure)

Example 5.2C  Charles's LawA gas at 30.0oC and 1.00 atm occupies a volume of 0.842 L.  What volume will the gas occupy at 60.0oC and 1.00 atm?

Chales' Law demo.Egg in a Bottle.

Nov 19­8:51 AM

Hot air Balloons

The September 1804 ascension of Gay­Lussac and Biot. They climbed to a record 23,000 feet.

Gay­Lussac's LawThis law says that at constant volume, the pressure of a gas is directly proportional to the temperature (in Kelvin) of the gas.

Gay­Lussac, Joseph Louis  1778­1850

Misconceptions About Air

Chapter 5 Gasses.notebook

5

September 10, 2015

Dec 12­5:19 PM

Combined Gas Law 

Charles’s Law Boyle’s Law 

Nov 18­8:55 AM

C. Avogardo's LawAvogardo's law says that for a gas at constant temperature and pressure the volume is directly proportional to the number of moles of gas.

Volume = Constant x number of moles (at constant T, P)

A 5.20 L sample at 18.0oC and 2.00 atm pressure contains 0.436 moles of a gas. If we added an additional 1.27 moles of the gas at the same temperature and pressure, what will be the total volume occupied by the gas?

Example 5.2D Avogardo's Law

Chapter 5 Gasses.notebook

6

September 10, 2015

Nov 19­8:51 AM

5.3 The Ideal Gas Law•  Solve a variety of problems relating to the ideal gas law.

The ideal gas law  is a combination of all the laws.  It relates pressure, temperature, volume, and the number of moles, of a gas.  

Pressure x Volume = # of moles of the gas x a constant x temperature 

PV = nRT

Keep in Mind:1. This relationship assumes that the gas behaves ideally. 2. You need to keep track of your dimensions.  Many ideal gas law problems are solved using  dimensional analysis.3. Always list what you are given. You may be able to simplify the problem. 

R = 0.08206 L atm/K molSolving for R gives 0.08206 L atm / mol K, when rounded to 4 sig. figs. 

The Numerical Value for R for Ideal Gas(1.000 atm) (22.414 L) = (1.000 mol) (R) (273.15 K)

Nov 24­8:17 AM

Plots of PV/nRT versus P for several gases (200K). The behavior is close to ideal only at low pressures (less than 1 atm)

Plots of PV/nRT versus P for nitrogen gas at three temperatures.  The deviations are smaller at the higher temperatures.

The conditions assumed for an Ideal Gas: Molecules are perfectly elastic (no STICKINESS) Molecules are point masses (no SIZE) Molecules move at random 

Plotting the experimentally determined value of, PV/nRT, for exactly one mole of various REAL GASes as a function of pressure, P, shows a deviation from ideality 

The deviation from ideal gas behavior is lower at  low P and high T and the ideal gas law can be used to predict behavior with little error. 

Chapter 5 Gasses.notebook

7

September 10, 2015

Nov 19­10:22 AM

A sample containing 0.614 moles of gas at 12.0oC occupies a volume of 12.9 L.  What pressure does the gas exert?

Example 5.3A Ideal Gas Law

Example 5.3B Practice with Gas Laws

A sample of methane gas (CH4 ) at 0.848 atm and 4.0oC occupies a volume of 7.0 L.  What volume will the gas occupy if the pressure is increased to 1.52 atm and the temperature increased to 11.0oC?

How many moles of a gas at 104oC would occupy a volume of 6.8 L at a pressure of 270 mmHg?

Example 5.3C More Practice with Gas Laws

Nov 24­8:01 AM

5.4 Gas Stoichiometry•  Define STP conditions• Do a variety of calculations regarding molar mass, density, and     stoichiometry of gasses.

STP  ­ Standard Temperature and PressureOne mole of an ideal gas at 0 oC (standard temperature) and 1.00 atm (standard pressure) will occupy  22.4 liters

STP  Means 0oC (273 K) and 1.000 atm

Example 5.4C Practice with the Ideal Gas Laws0.500 L of H2(g) are reacted with 0.600 L of O2(g) at STP according to the equation:  2H2(g)  +  O2(g) 2H2O(g)What volume will H2O occupy at 1.00 atm and 350oC?

A sample containing 15.0 g of dry ice, CO2(s), is put into a balloon and allowed to sublime according to the follow equation:

CO2(s) CO2(g)What is the volume of the balloon at 22.0oC and 1.04 atm after all the dry ice has sublimed?

Example 5.4B Reactions and the Gas Laws

Example 5.4A The Ideal Gas Law and STPWhat volume will 1.18 moles of O 2 occupy at STP?

1 mole 22.4L at STP 32 g of oxygen at STP  

Chapter 5 Gasses.notebook

8

September 10, 2015

Nov 19­10:22 AM

A gas at 34.0oC and 1.75 atm has a density of 3.40 g/L.  Calculate the molar mass of the gas.

Example 5.4D Density and Molar Mass

Molar Mass of a GasOne very important use of the ideal gas law is the calculation of molar mass of a gas from its measured density.

Nov 24­9:35 AM

5.5 Dalton's Law of Partial Pressures•  Solve a variety of problems relating to partial pressure, mole fraction and total pressure.

Dalton's law of partial pressures states that for a mixture of gases in a container, the total pressure is the sum of the pressures that each gas would exert if it were alone.  

Ptotal  = P1 + P2 + ... + Pn = (n1 + n2 + ... + nn )[RT/V]

because RT/V will be the same for each of the different gases in the same container.

John Dalton (1766­1844) 

Chapter 5 Gasses.notebook

9

September 10, 2015

Nov 24­9:35 AM

Example 5.5A Partial PressuresA volume of 2.0 L of He at 46oC and 1.2 atm pressure was added to a vessel that contained 4.5 L of N2  at STP.  What is the total pressure and partial pressure of each gas  after the He is added?

The key problem­solving strategy with regard to partial pressure problem is to use the ideal gas law to interconvert between pressure and moles of each gas.  

Nov 26­6:29 PM

Collecting Gases Over WaterSometimes gases are collected over water. The gas produced in a reaction is bubbled through a trough of water and into an upturned gas jar filled with water. The bubbles of gas collect in the top of the gas jar and push the water out of the bottom. 

The production of oxygen by thermal decomposition of KCIO3 .  The MnO2  is mixed with KClO3  to make the reaction faster.

PTotal  = PO 2 +  PH 2O

Example Oxygen gas was collected over water at 28oC.  The vapor pressure of water in air at 28oC is 28.3 torr.  Calculate the partial pressure of the oxygen gas in a sample of air at 28oC and 1.03 atm pressure.

Chapter 5 Gasses.notebook

10

September 10, 2015

Nov 26­6:29 PM

5.7 Effusion and Diffusion•  Calculate relative rates of effusion from molar masses and vise versa.

NH3 +HCl Diffusion Movie

Diffusion is the movement of molecules from a high concentration to a low concentration. Relates to the mixing of gases.

Let gas 1 be H2 and gas 2 be O2.

Therefore, hydrogen molecules effuse four times as fast as those of oxygen

Nov 26­7:10 PM

Graham’s Law of Effusion Graham’s law states that the rates of effusion of two gases are inversely proportional to the square roots of their molar masses at the same temperature and pressure

The rate of effusion measures the speed at which the gas travels through the tiny hole into a vacuum.

How many times faster He gas would effuse than NO 2 gas?Example 5.7 Graham's Law of Effusion

With regard to diffusion, the important idea is that even though gases travel very rapidly, their motions are in all directions, so mixing is relatively slow.  In this case of diffusion, the basic structure of Graham's law holds.

Distance traveled1

Distance traveled2

Effusion is the term used to describe the passage of a gas through a tiny orifice into an evacuated chamber

Chapter 5 Gasses.notebook

11

September 10, 2015

Nov 24­9:35 AM