How does the ideal gas law help determine the molar mass of an unknown liquid?

The ideal gas law states that for a given pressure, temperature, and volume, the number of moles of gas is always the same. By vaporizing an unknown liquid in a Dumas tube, measuring its mass after condensation, and using the ideal gas law to calculate moles, you can divide the mass by moles to find molar mass. Since molar mass doesn't change with phase, the condensed liquid mass equals the vapor mass.

What is the purpose of immersing the Dumas tube in boiling water during this experiment?

Immersing the Dumas tube in boiling water vaporizes the unknown liquid inside. The vapor then equilibrates with its surroundings at the boiling water temperature and room pressure. After waiting 3–5 minutes for complete vaporization and an additional 3 minutes for equilibration, you remove the tube and allow it to cool so the vapor condenses back into liquid for mass measurement.

Why is it important to cool the Dumas tube to room temperature before measuring its final mass?

Cooling the tube to room temperature ensures the vapor fully condenses into liquid. If measured while still warm, residual heat could cause incomplete condensation or water droplets on the exterior to remain, adding unwanted mass. Allowing 2–3 minutes of cooling in ambient air and drying the outside with paper towels ensures an accurate mass measurement of only the condensed unknown liquid.

How do you determine the volume of the Dumas tube in this experiment?

You fill the Dumas tube completely with deionized water using a syringe, ensuring no air bubbles remain. After drying the outside, you weigh the water-filled tube and subtract the empty tube mass to find the water mass. Since water density is approximately 1 g/cm³, the mass in grams equals the volume in cubic centimeters, giving you the tube's volume for ideal gas law calculations.

What does the difference between calculated and theoretical gas constant values indicate?

After determining the actual molar mass of your unknown compound, you can recalculate the number of moles and solve for the gas constant using your experimental pressure, volume, and temperature. The difference between your calculated gas constant and the universal constant (8.314 × 10⁴ hPa·cm³/mol·K) represents the deviation from ideal gas behavior, showing how closely your unknown behaved as an ideal gas under the experimental conditions.

Why are multiple trials performed when measuring the mass of the unknown liquid?

Performing four trials allows you to calculate an average mass and standard deviation, which indicate the consistency and reliability of your results. By comparing individual trial masses and calculating standard deviation, you can assess measurement precision. The average mass is then used with the calculated moles to determine molar mass, and percent error is calculated by comparing your result to the literature value.

What safety precautions are necessary when working with the unknown liquid in this experiment?

The unknown liquids are volatile, toxic, and potentially flammable, so you must work in a fume hood and wear a lab coat, safety glasses, and two pairs of nitrile gloves. Keep the Dumas tube pointed away from yourself and others. Since acetone and unknowns rapidly permeate nitrile gloves, replace gloves if contaminated. Additionally, exercise caution around the Bunsen burner flame and hot water to prevent burns.

Prawo gazu doskonałego

Koncepcje Przygotowanie dla instruktora Protokół dla studentów

0 wyświetleń04:06 min.

Gaz to po prostu rozproszona próbka materii, która jest płynna i swobodnie rozszerza się, aby zająć dostępną przestrzeń. Jednak pewna liczba cząsteczek gazu zajmuje określoną objętość w określonej temperaturze i ciśnieniu. Możemy opisać zachowanie gazu przy tych parametrach za pomocą prawa gazu doskonałego, które wykorzystuje uniwersalną stałą gazową R, aby powiązać wszystkie te zmienne.

Uniwersalna stała gazowa jest równa 8,314 dżuli na mol kelwinów. Równanie to pozwala nam zrozumieć zależności stanów w układzie gazowym. Na przykład w systemie o stałej temperaturze i ciśnieniu wiemy, że dodanie większej ilości moli gazu powoduje wzrost objętości. Podobnie możemy spojrzeć na system o stałej temperaturze i molach i zobaczyć, że zmniejszenie objętości powoduje wzrost ciśnienia.

Jednym z wyzwań jest to, że prawo gazu doskonałego opisuje, że gazy zachowują się idealnie. Co przez to rozumiemy? Idealne zachowanie zakłada, że po pierwsze, same cząsteczki są nieskończenie małe i zasadniczo nie mają objętości, a odległość między cząsteczkami jest znacznie większa niż rozmiar pojedynczej cząsteczki.

Po drugie, zakładamy, że cząsteczki są w ciągłym ruchu. Wszelkie zderzenia zachodzące między

Print Procedure Steps

Źródło: Smaa Koraym z Uniwersytetu Johnsa Hopkinsa, MD, USA

Określanie masy nieznanej cieczy

Zgodnie z prawem gazu doskonałego dla danego ciśnienia, temperatury i objętości, liczba moli gazu w tej objętości jest zawsze taka sama. W tym laboratorium użyjesz tej zależności do obliczenia masy molowej nieznanej cieczy. Zanurzysz probówkę Dumasa zawierającą nieznany płyn we wrzącej wodzie, aby odparować rozpuszczalnik. Po odczekaniu kilku minut, aż para zrównoważy się z otoczeniem, pozwolisz parze się skondensować, a następnie zmierzysz masę cieczy w rurce. Masa molowa nie zmienia się wraz z fazą, więc masa skondensowanej cieczy jest taka sama jak masa pary.

Nieznane ciecze są lotne, toksyczne i mogą być łatwopalne, więc będziesz pracować w dygestorium. Twój instruktor dozuje za Ciebie przypisaną nieznaną do rurki Dumas. Zawsze trzymaj rurkę Dumasa skierowaną z dala od siebie i innych. Ta część laboratorium wykorzystuje palnik Bunsena do gotowania wody. Uważaj, aby rękawy, włosy i nieznany płyn znajdowały się z dala od płomienia i zachowaj ostrożność podczas pracy w pobliżu gorących płynów, szkła i metalu.

Przed rozpoczęciem laboratorium załóż fartuch laboratoryjny, okulary ochronne i dwie pary rękawic nitrylowych. nuta: Aceton i nieznane płyny szybko przenikają do rękawic nitrylowych, więc jeśli dotkniesz któregokolwiek z tych płynów, zaopatrz się w nowe rękawice. Pozwól starym rękawiczkom wyschnąć w kapturze przed ich wyrzuceniem.
Podłącz jeden koniec rurki lateksowej do kolczastego wlotu palnika Bunsena. Podłącz drugi koniec rurki do strumienia gazu w okapie. Upewnij się, że kołnierz u podstawy palnika Bunsena jest zamknięty.
Gdy palnik Bunsena znajduje się na podstawie stojaka laboratoryjnego, zamontuj uchwyt pierścieniowy na stojaku laboratoryjnym nad palnikiem Bunsena i ustaw pierścienie tak, aby były wyśrodkowane 2 cale nad płomieniem. Dokręć zacisk, aby zamocować pierścień na miejscu. Umieść kwadrat drucianej siatki na pierścieniu, aby zrobić platformę.
Następnie zaciśnij 500-mililitrową kolbę Erlenmeyera na platformie za pomocą 3-bolcowego zacisku. Zamocuj termometr clamp nad zaciskiem z trzema bolcami i obrócony od kolby.
Gdy zaciski znajdą się na swoim miejscu, wyjmij kolbę Erlenmeyera. Umieść kilka wrzących wiórów w kolbie i napełnij ją wodą dejonizowaną do oznaczenia 500 ml.
Napełnij zlewkę o pojemności 400 ml wodą dejonizowaną. Zacisnąć napełnioną kolbę z powrotem na miejscu na drucianej platformie.
Zdobądź kilka ręczników papierowych. Rozerwij jeden ręcznik papierowy na paski o szerokości mniej więcej równej długości wydłużonej szyjki rurki Dumas. nuta: Odsuń ręczniki papierowe przed zapaleniem palnika Bunsena.
Upewnij się, że twój napastnik przeciwpożarowy jest w zasięgu ręki. Następnie otwórz dyszę gazową, przytrzymaj uderzający koniec blisko górnej części palnika Bunsena i szybko ściśnij ruchomy uchwyt, aby wywołać iskrę, która zapali gaz.
Gdy już zapalisz płomień, obróć kołnierz u podstawy beczki, aby zwiększyć przepływ powietrza, co sprawi, że płomień będzie cieplejszy. Przekręć zawór gazowy, aby zwiększyć wysokość płomienia do około 4 – 6 cali. nuta: Jeden uczeń musi pozostać na stanowisku pracy, gdy palnik Bunsena jest w użyciu.
Umieść probówkę Dumasa w czystej zlewce o pojemności 100 ml i przynieś ją do wagi analitycznej.
Wytaruj plastikową zlewkę o pojemności 250 ml. Użyj chusteczki laboratoryjnej, aby usunąć ślady kurzu i olejów z całej powierzchni tuby.

Trzymaj czystą probówkę w świeżej chusteczce laboratoryjnej i ostrożnie przenieś ją do plastikowej zlewki. Zapisz masę pustej probówki Dumasa w swoim zeszycie laboratoryjnym.

Tabela 1: Masa molowa nieznanej cieczy

Próba	_{Mass Dumas Tube} _{+ Nieznany}	Masa_{pusta tuba Dumasa}	Masa_nieznana
1
2
3
4
Średnia masa_nieznana
odchylenie standardowe

Ciśnienie (hPa)
Temperatura (ºC)
Temperatura (K)
_{Tuba masowa wypełniona wodą} (g)
Masa_wody (g)
Gęstość_wody(g/cm³)	1
Objętość_gazu (cm³)
Mole_gazu (n)
Masa molowa_nieznana(g/mol)
Błąd procentowy (%)
Teoretyczne R (hPa·cm³/mol·K)	8.314 × 10⁴
Obliczone R (hPa·cm³/mol·K)
Różnica między teoretycznym a obliczonym R

Kliknij tutaj, aby pobrać Tabelę 1

Użyj chusteczki laboratoryjnej, aby przenieść probówkę z powrotem do zlewki o pojemności 100 ml.
Gdy twój instruktor cię zawoła, przynieś probówkę Dumasa z zlewki do wyznaczonego okapu, gdzie instruktor doda do niej niewielką ilość nieznanego.
Owiń szyjkę rurki Dumasa ręcznikami papierowymi, aby utrzymać stałą temperaturę.
Gdy woda w kolbie Erlenmeyera się zagotuje, zabezpiecz rurkę Dumasa w zacisku termometru. Ostrożnie obrócić zacisk tak, aby rurka znajdowała się w jednej linii z szyjką kolby Erlenmeyera i powoli opuszczać zacisk, aż korpus rurki Dumasa zostanie całkowicie zanurzony we wrzącej wodzie. nuta: Nie dotykać kolby.
Gdy rurka Dumasa znajdzie się na swoim miejscu, zamocuj zacisk termometru na miejscu i zanotuj czas.
Teraz poczekaj, aż twój nieznany płyn zacznie parować, co powinno zająć 3 – 5 minut. nuta: Uzupełniaj wodę w kolbie, gdy poziom wody spada.
Gdy nie zobaczysz żadnej cieczy w rurce, zanotuj czas i odczekaj kolejne 3 minuty, aby temperatura i ciśnienie pary zrównoważyły się z otoczeniem.
Podnieś zacisk termometru, aby podnieść rurkę Dumasa z wrzącej wody. Obróć zacisk z dala od kolby, aby rurka mogła schłodzić się w otaczającym powietrzu.
Po 2 - 3 minutach, ostrożnie osusz zewnętrzną część tuby ręcznikami papierowymi. nuta: Krople wody mogą być nadal gorące.
Poczekaj, aż rurka ostygnie do temperatury pokojowej, aby para w pełni się skondensowała. Po schłodzeniu wyjmij probówkę z zacisku i osusz wszelkie pozostałe ślady wody na probówce przed umieszczeniem jej w zlewce o pojemności 100 ml. nuta: Resztki wody dodadzą masy.
Doprowadzić zlewkę do wagi i wyczyścić zewnętrzną część probówki chusteczką laboratoryjną. Zmierz masę. Zapisz to w swoim notatniku laboratoryjnym jako masę popróbną.
Wykonaj trzy kolejne próby w ten sam sposób. Aby znaleźć masę pozostałej nieznanej po każdej próbie, odejmij masę pustej rurki Dumasa od każdej masy po próbie.
Gdy zakończysz czwartą próbę, wyłącz gaz, aby zgasić palnik Bunsena. Odczekaj 5 minut przed demontażem pierścienia, gazy i palnika Bunsena ze stojaka pierścieniowego.

Określanie objętości rurki Dumasa
- Napełnij 400-mililitrową zlewkę wodą dejonizowaną i zaopatrz się w kilka ręczników papierowych.
- Zmierz temperaturę wody i zapisz temperaturę w swoim notatniku laboratoryjnym.
- Przy kapturze instruktora, napełnij strzykawkę o pojemności 20 ml wodą ze zlewki i podłącz igłę do strzykawki.
- Ostrożnie włóż igłę do rurki Dumasa i wepchnij wodę do tuby. nuta: Unikaj tworzenia się pęcherzyków powietrza, ponieważ całe powietrze musi zostać ostatecznie usunięte z rurki.
- Gdy strzykawka jest pusta, wyjmij igłę, napełnij strzykawkę wodą, podłącz ponownie strzykawkę i dodaj wodę do probówki. Powtarzaj ten proces, aż rurka Dumasa będzie pełna, bez widocznych pęcherzyków powietrza.
- Dokładnie osusz zewnętrzną część rurki Dumas. Następnie zważ rurkę wypełnioną wodą i odejmij masę pustej probówki, aby znaleźć masę wody.
- Zapisz ciśnienie powietrza w pomieszczeniu z barometru laboratoryjnego.
- Podłącz boczne ramię kolby Büchnera z zadziorami do pompy próżniowej lub odkurzacza domowego za pomocą silikonowej rurki.
- Zaciśnij kolbę filtra pionowo w kapturze. Włóż korek z pojedynczym otworem z adapterem rurki do otworu kolby Büchnera i załóż jeden koniec kawałka rurki lateksowej na łącznik. Załóż drugi koniec rurki lateksowej na wydłużony koniec rurki Dumas.
- Użyj zacisku termometru, aby przytrzymać rurkę Dumasa do góry nogami, a następnie otwórz przewód podciśnieniowy, aby szybko spuścić wodę do kolby filtrującej. Gdy rurka Dumasa jest pusta, zamknij przewód podciśnieniowy i otwórz kolbę filtra i rurkę Dumasa na powietrze.
- Umieść probówkę Dumasa z powrotem w zlewce o pojemności 100 ml i ostrożnie przynieś ją do swojego instruktora, który dozuje 1 ml acetonu do probówki.
- Potrząsaj probówką, aż wszystkie kropelki wody w probówce zmieszają się z acetonem i wnętrze probówki będzie wyglądało na suche. Zwróć suchą rurkę swojemu instruktorowi. nuta: Jeśli w probówce nadal widoczny jest płyn, trzymaj probówkę do góry nogami nad pustą zlewką, aż aceton wyparuje lub kapie z probówki.
- Zdemontuj próżniowe urządzenie odsysające i wyrzuć odpady organiczne i halogenkowe do odpowiedniego pojemnika. Wlej resztki dejonizowanej wody do odpływu i umyj szklane naczynia zgodnie ze standardowymi procedurami laboratoryjnymi.
Wyniki
- Określ masę molową swojego nieznanego związku. Zacznij od określenia moli pary za pomocą prawa gazu doskonałego. Uwaga: Gdy para w rurze jest w równowadze z otoczeniem, ma takie samo ciśnienie jak w pomieszczeniu i taką samą temperaturę jak wrząca woda.
- Dla objętości, określ masę wody, która wypełniła rurkę Dumas. nuta: Gęstość wody wynosi około 1 g/^cm3.
- Wybierz wartość idealnej stałej gazowej z jednostkami najbliższymi tym, których użyłeś, i przelicz wszelkie niedopasowane jednostki, takie jak temperatura.
- Rozwiąż, aby uzyskać liczbę moli gazu w tych warunkach.
- Znajdź średnią masę niewiadomej z czterech prób.
- Oblicz odchylenie standardowe, aby zobaczyć, jak spójne były twoje wyniki. Podziel średnią masę przez obliczoną liczbę pieprzy, aby znaleźć przybliżoną masę molową swojej nieznanej.
- Porównaj tę wartość z masami molowymi trzech kandydatów na twoją niewiadomą: trichloroetylenu, 1,2-dichloroetanu i 2-bromopropanu.
- Zidentyfikuj kandydata o najbliższej masie molowej i oblicz procentowy błąd. nuta: Gazy mają tendencję do naśladowania idealnego zachowania pod ciśnieniem atmosferycznym, więc powinieneś mieścić się w granicach 10% wartości literatury.
- Teraz, gdy znasz już rzeczywistą masę molową swojego związku, przelicz liczbę moli na podstawie swojej średniej masy. Używając tego samego ciśnienia, objętości i temperatury, co poprzednio, rozwiąż stałą gazową. Różnica między stałą obliczoną a stałą uniwersalną reprezentuje odchylenie od zachowania gazu doskonałego.

Browse More Videos

Rurka Dumasa

obliczanie masy molowej

parowanie i skraplanie

palnik Bunsena