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foxtrott
Anmeldungsdatum: 13.12.2013
Beiträge: 5
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 foxtrott Verfasst am: 13. Dez 2013 19:30 Titel: Frage zur Berechnung idealer und nicht idealer Gase |
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Hallo liebes Forum!
Ich studiere Geowissenschaften und darf mich unter anderem auch mit der Thermodynamik herumschlagen. Momentan rechne ich mit ein paar Kommilitonen eine Altklausur durch. Allerdings kommen wir bei einer scheinbar einfachen Aufgabe nicht wirklich weiter. Vielleicht könntet ihr uns ein paar Tipps oder Denkanstöße geben. Folgende Aufgabenstellung:
| Zitat: | 1)
a) Wie viel kg CO2 (molare Masse = 44 g/mol) werden benötigt, um 1kg Erdöl (p = 0,8 g/cm³) bei P = 400 bar und T = 328 K zu verdrängen? CO2 verhält sich nicht ideal unter diesen Bedingungen.
Gegeben ist folgendes Diagramm (die Zahlen auf den Geraden sollen die Dichte darstellen):
 http://www.imagebanana.com/view/3eyl999w/02GaseFlussigkeitenFestkorper9.jpg
b) Eignet sich die ideale Gasgleichung um es abzuschätzen? |
Zu a)
Wir vermuten, dass man hier mit der Van-der-Waals-Gleichung arbeiten muss:
http://i.imagebanana.com/img/ll5auuxo/thumb/02GaseFlussigkeitenFestkorper6.jpg
P, R, T, sind gegeben. Die Korrekturfaktoren a und b kann man in Tabellen für CO2 ablesen. Und das ganze dann nach V auflösen? Wäre der Ansatz schon mal korrekt?
b) baut vermutlich auf a) auf.
Wir würden uns sehr über Ideen und Ratschläge freuen!
Zuletzt bearbeitet von foxtrott am 13. Dez 2013 23:04, insgesamt einmal bearbeitet |
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jmd
Anmeldungsdatum: 28.10.2012
Beiträge: 577
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| jmd Verfasst am: 13. Dez 2013 22:16 Titel: |
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Auf dem Bild kann man nichts erkennen
Die Van-der-Waals-Gleichung ist sicher sinnvoll
| foxtrott hat Folgendes geschrieben: | Und das ganze dann nach V auflösen?
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V müßte das Volumen des Öls sein
Also die Van-der-Waals-Gleichung nach n auflösen |
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foxtrott
Anmeldungsdatum: 13.12.2013
Beiträge: 5
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| foxtrott Verfasst am: 13. Dez 2013 23:07 Titel: |
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| jmd hat Folgendes geschrieben: | Auf dem Bild kann man nichts erkennen
Die Van-der-Waals-Gleichung ist sicher sinnvoll
| foxtrott hat Folgendes geschrieben: | Und das ganze dann nach V auflösen?
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V müßte das Volumen des Öls sein
Also die Van-der-Waals-Gleichung nach n auflösen |
Sorry! Habe den Link jetzt aktualisiert, sodass man das Schaubild besser erkennen kann.
Also du meinst, wir müssen die Gleichung nach n (Stoffmenge) auflösen und dann mit der molaren Masse (M) für CO2 die Masse (m) berechnen? |
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jmd
Anmeldungsdatum: 28.10.2012
Beiträge: 577
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| jmd Verfasst am: 13. Dez 2013 23:33 Titel: |
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| foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
Also du meinst, wir müssen die Gleichung nach n (Stoffmenge) auflösen und dann mit der molaren Masse (M) für CO2 die Masse (m) berechnen? |
Ja das hatte ich gemeint
aber die Van der Waals Gleichung ist hier glaube ich garnicht anwendbar
Man kann auf dem Bild die Dichte ablesen und damit die Masse berechnen
Dann kann man noch mit der idealen Gasgleichung die Dichte berechnen und vergleichen |
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foxtrott
Anmeldungsdatum: 13.12.2013
Beiträge: 5
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| foxtrott Verfasst am: 14. Dez 2013 00:42 Titel: |
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| jmd hat Folgendes geschrieben: | | foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
Also du meinst, wir müssen die Gleichung nach n (Stoffmenge) auflösen und dann mit der molaren Masse (M) für CO2 die Masse (m) berechnen? |
aber die Van der Waals Gleichung ist hier glaube ich garnicht anwendbar
Man kann auf dem Bild die Dichte ablesen und damit die Masse berechnen
Dann kann man noch mit der idealen Gasgleichung die Dichte berechnen und vergleichen |
Warum ist die nicht anwendbar? Eventuell wegen dem molaren Volumen?
Also ich habs mal für die a) folgendermaßen durchgerechnet:
(1) Volumen Erdöl mit 1250 cm³ berechnet
(2) mit 400 bar und 328 K (55°C) lese ich eine Dichte für das flüssige CO2 ab: 0,9 g/cm³
(3) mit dem errechneten Volumen (Erdöl) und der neuen Dichte, komme ich dann auf eine Masse von 1125 g bzw. 1,125 kg für das CO2, das man bräuchte.
b)
ich habe nun über die ideale Gasgleichung die Dichte mit 6,453 g/cm³ berechnet, was nun bedeuten würde, dass die ideale Gasgleichung ungeeignet ist.
Könnte man das zusätzlich so argumentieren, dass die ideale Gasgleichung nichts bringt, da CO2 bei den P-T-Bedingungen ja bereits als Fluid (siehe Diagramm) vorliegt? |
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jmd
Anmeldungsdatum: 28.10.2012
Beiträge: 577
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| jmd Verfasst am: 14. Dez 2013 10:53 Titel: |
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| foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
Warum ist die nicht anwendbar? Eventuell wegen dem molaren Volumen? |
Das hat mit dem molaren Volumen nichts zu tun
Bei den genannten Werten müßte die van der Waalsgleichung ähnliche Ergebnisse liefern wie die ideale Gasgleichung
Rechne doch einfach mal selbst nach
| foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
(1) Volumen Erdöl mit 1250 cm³ berechnet
(2) mit 400 bar und 328 K (55°C) lese ich eine Dichte für das flüssige CO2 ab: 0,9 g/cm³
(3) mit dem errechneten Volumen (Erdöl) und der neuen Dichte, komme ich dann auf eine Masse von 1125 g bzw. 1,125 kg für das CO2, das man bräuchte.
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Das stimmt soweit.Aber das CO2 ist hier nicht flüssig.Das ist eine Art Mischzustand
| foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
ich habe nun über die ideale Gasgleichung die Dichte mit 6,453 g/cm³ berechnet, was nun bedeuten würde, dass die ideale Gasgleichung ungeeignet ist.
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Da mußt du nochmal nachrechnen
Aber es stimmt der Wert ist nicht so gut geeignet |
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foxtrott
Anmeldungsdatum: 13.12.2013
Beiträge: 5
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| foxtrott Verfasst am: 14. Dez 2013 12:33 Titel: |
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| jmd hat Folgendes geschrieben: |
Da mußt du nochmal nachrechnen
Aber es stimmt der Wert ist nicht so gut geeignet |
Ich hab folgendermaßen gerechnet - Gasgleichung nach Dichte aufgelöst:
p = P * m / n * R * T
p = 400 bar * 44g/mol / 1 * 8,3144J/mol K * 438K
p = 6,453 g/cm³
Irgendwas stimmt mit den Einheiten nicht, denk ich. Aber bin mir grad unsicher was genau... |
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jmd
Anmeldungsdatum: 28.10.2012
Beiträge: 577
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| jmd Verfasst am: 14. Dez 2013 23:25 Titel: |
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| foxtrott hat Folgendes geschrieben: |
Irgendwas stimmt mit den Einheiten nicht, denk ich |
SI Einheiten wären schon sinnvoll
p = P * M / R * T
da kommt dann 0,645 g/cm^3 raus |
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foxtrott
Anmeldungsdatum: 13.12.2013
Beiträge: 5
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| foxtrott Verfasst am: 15. Dez 2013 21:20 Titel: |
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ach ja stimmt...  Danke dir vielmals! |
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