Cum se determină volumul molar. Volumul molar al substanțelor gazoase. Volumul de gaz în condiții normale

Masa a 1 mol dintr-o substanță se numește masă molară. Cum se numește volumul unui mol dintr-o substanță? Evident, se mai numește și volum molar.

Ce este egal cu volumul molar apă? Când am măsurat 1 mol de apă, nu am cântărit 18 g de apă pe cântar - acest lucru este incomod. Am folosit ustensile de măsurat: un cilindru sau un pahar, pentru că știam că densitatea apei este de 1 g/ml. Prin urmare, volumul molar al apei este de 18 ml/mol. Pentru lichide și solide, volumul molar depinde de densitatea acestora (Fig. 52, a). Un alt lucru pentru gaze (Fig. 52, b).

Orez. 52.
Volumele molare (n.a.):
a - lichide și solide; b - substante gazoase

Dacă luăm 1 mol de hidrogen H 2 (2 g), 1 mol de oxigen O 2 (32 g), 1 mol de ozon O 3 (48 g), 1 mol dioxid de carbon CO 2 (44 g) și chiar 1 mol de vapori de apă H 2 O (18 g) în aceleași condiții, de exemplu, normal (în chimie, se obișnuiește să se numească condiții normale (n.a.) o temperatură de 0 ° C și o presiune de 760 mm Hg. Art. , sau 101,3 kPa), se dovedește că 1 mol din oricare dintre gaze va ocupa același volum, egal cu 22,4 litri și va conține același număr de molecule - 6 × 10 23.

Și dacă luăm 44,8 litri de gaz, atunci cât de mult din substanța sa va fi luată? Desigur, 2 mol, deoarece volumul dat este de două ori volumul molar. Prin urmare:

unde V este volumul gazului. De aici

Volumul molar este o mărime fizică egală cu raportul dintre volumul unei substanțe și cantitatea unei substanțe.

Volumul molar al substanțelor gazoase se exprimă în l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Volumul unui kilomol se numește kilomolar și se măsoară în m 3 / kmol (Vm = 22,4 m 3 / kmol). În consecință, volumul milimolar este de 22,4 ml/mmol.

Sarcina 1. Aflați masa de 33,6 m 3 de amoniac NH 3 (n.a.).

Sarcina 2. Aflați masa și volumul (n.s.) pe care le au 18 × 10 20 molecule de hidrogen sulfurat H 2 S.

Când rezolvăm problema, să fim atenți la numărul de molecule 18 × 10 20 . Deoarece 10 20 este de 1000 de ori mai mic decât 10 23 , în mod evident, calculele ar trebui făcute folosind mmol, ml/mmol și mg/mmol.

Cuvinte cheie și expresii

1. Volumele molare, milimolare și kilomolare ale gazelor.
2. Volumul molar al gazelor (în condiții normale) este de 22,4 l/mol.
3. Condiții normale.

Lucrați cu computerul

1. Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile propuse.
2. Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi ca surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și frazelor din paragraf. Oferă profesorului ajutorul tău în pregătirea unei noi lecții - întocmește un raport asupra cuvintelor și expresiilor cheie din următorul paragraf.

Întrebări și sarcini

1. Aflați masa și numărul de molecule la n. y. pentru: a) 11,2 litri de oxigen; b) 5,6 m3 azot; c) 22,4 ml de clor.
2. Aflați volumul care, la n. y. va lua: a) 3 g hidrogen; b) 96 kg ozon; c) 12 × 10 20 molecule de azot.
3. Aflați densitățile (masa de 1 litru) de argon, clor, oxigen și ozon la n. y. Câte molecule din fiecare substanță vor fi conținute într-un litru în aceleași condiții?
4. Calculați masa de 5 l (n.a.): a) oxigen; b) ozon; c) dioxid de carbon CO 2.
5. Precizaţi care este mai greu: a) 5 litri de dioxid de sulf (SO 2) sau 5 litri de dioxid de carbon (CO 2); b) 2 litri de dioxid de carbon (CO 2) sau 3 litri de monoxid de carbon (CO).

Denumiri de acizi sunt formate din denumirea rusă a atomului de acid central cu adăugarea de sufixe și terminații. Dacă starea de oxidare a atomului central al acidului corespunde numărului de grup al sistemului periodic, atunci denumirea se formează folosind cel mai simplu adjectiv din numele elementului: H 2 SO 4 - acid sulfuric, HMn04 - acid mangan. Dacă elementele formatoare de acid au două stări de oxidare, atunci starea intermediară de oxidare este indicată prin sufixul -ist-: H 2 SO 3 - acid sulfuros, HNO 2 - acid azot. Pentru denumirile acizilor halogen cu multe stări de oxidare se folosesc diverse sufixe: exemple tipice - HClO 4 - clor n acidul, HClO 3 - clor novat acidul, HClO 2 - clor ist acid, HClO - clor novatist acid (acidul anoxic HCl se numește acid clorhidric – de obicei acid clorhidric). Acizii pot diferi în ceea ce privește numărul de molecule de apă care hidratează oxidul. acizi care conțin cel mai mare număr atomii de hidrogen se numesc ortoacizi: H 4 SiO 4 - acid ortosilicic, H 3 PO 4 - acid fosforic. Acizii care conțin 1 sau 2 atomi de hidrogen se numesc metaacizi: H 2 SiO 3 - acid metasilicic, HPO 3 - acid metafosforic. Se numesc acizi care conțin doi atomi centrali di acizi: H 2 S 2 O 7 - acid disulfuric, H 4 P 2 O 7 - acid difosforic.

Numele compușilor complecși sunt formate în același mod ca nume de sare, dar cationului sau anionului complex i se dă o denumire sistematică, adică se citește de la dreapta la stânga: K 3 - hexafluoroferat de potasiu (III), SO 4 - sulfat de cupru (II) tetraamină.

Denumiri de oxizi sunt formate folosind cuvântul „oxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central de oxid, indicând, dacă este necesar, gradul de oxidare al elementului: Al 2 O 3 - oxid de aluminiu, Fe 2 O 3 - oxid de fier (III).

Nume de bază se formează folosind cuvântul „hidroxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central de hidroxid, indicând, dacă este necesar, gradul de oxidare al elementului: Al (OH) 3 - hidroxid de aluminiu, Fe (OH) 3 - hidroxid de fier (III).

Numele compușilor cu hidrogen se formează în funcţie de proprietăţile acido-bazice ale acestor compuşi. Pentru compușii gazoși formatori de acid cu hidrogen se folosesc denumirile: H 2 S - sulfan (hidrogen sulfurat), H 2 Se - selan (hidrogen selenidură), HI - hidrogen iod; soluțiile lor în apă se numesc, respectiv, acizi hidrosulfuri, hidroselenic și iodhidric. Pentru unii compuși cu hidrogen se folosesc denumiri speciale: NH 3 - amoniac, N 2 H 4 - hidrazină, PH 3 - fosfină. Compușii cu hidrogen având o stare de oxidare de –1 se numesc hidruri: NaH este hidrură de sodiu, CaH 2 este hidrură de calciu.

Denumiri de săruri sunt formate din denumirea latină a atomului central al reziduului acid cu adăugarea de prefixe și sufixe. Numele sărurilor binare (cu două elemente) sunt formate folosind sufixul - id: NaCl - clorură de sodiu, Na 2 S - sulfură de sodiu. Dacă atomul central al unui reziduu de acid care conține oxigen are două stări de oxidare pozitive, atunci cel mai înalt grad oxidarea este indicată de sufixul - la: Na2S04-sulf la sodiu, KNO 3 - nitr la potasiu și cea mai scăzută stare de oxidare - sufixul - aceasta: Na2S03-sulf aceasta sodiu, KNO 2 - nitr aceasta potasiu. Pentru denumirea sărurilor de halogeni care conțin oxigen, se folosesc prefixe și sufixe: KClO 4 - BANDĂ clor la potasiu, Mg (ClO 3) 2 - clor la magneziu, KClO 2 - clor aceasta potasiu, KClO - hipo clor aceasta potasiu.

Saturație covalentăsconexiunepentru ea- se manifestă prin faptul că nu există electroni neperechi în compușii elementelor s- și p, adică toți electronii neperechi ai atomilor formează perechi de electroni de legătură (excepțiile sunt NO, NO 2, ClO 2 și ClO 3).

Perechile de electroni singuri (LEP) sunt electroni care ocupă orbitalii atomici în perechi. Prezența NEP determină capacitatea anionilor sau moleculelor de a forma legături donor-acceptor ca donatori de perechi de electroni.

Electroni nepereche - electroni ai unui atom, conținuți unul câte unul în orbital. Pentru elementele s și p, numărul de electroni nepereche determină câte perechi de electroni de legătură poate forma un anumit atom cu alți atomi prin mecanismul de schimb. Metoda legăturii de valență presupune că numărul de electroni nepereche poate fi crescut de perechi de electroni neîmpărțiți dacă există orbiti liberi în nivelul electronic de valență. În majoritatea compușilor elementelor s și p, nu există electroni neperechi, deoarece toți electronii neperechi ai atomilor formează legături. Cu toate acestea, moleculele cu electroni nepereche există, de exemplu, NO, NO 2 , ele sunt foarte reactive și tind să formeze dimeri de tip N 2 O 4 datorită electronilor neperechi.

Concentrație normală - este numărul de moli echivalente in 1 litru de solutie.

Conditii normale - temperatura 273K (0 o C), presiune 101,3 kPa (1 atm).

Mecanisme de schimb și donor-acceptor de formare a legăturilor chimice. Educaţie legaturi covalenteîntre atomi poate apărea în două moduri. Dacă formarea unei perechi de electroni de legătură are loc datorită electronilor neperechi ai ambilor atomi legați, atunci această metodă de formare a unei perechi de electroni de legătură se numește mecanism de schimb - atomii fac schimb de electroni, în plus, electronii de legătură aparțin ambilor atomi legați. . Dacă perechea de electroni de legătură este formată din cauza perechii de electroni singure a unui atom și a orbitalului vacant al altui atom, atunci o astfel de formare a perechii de electroni de legătură este un mecanism donor-acceptor (vezi Fig. metoda legăturii de valență).

Reacții ionice reversibile - acestea sunt reacții în care se formează produse care sunt capabile să formeze substanțe inițiale (dacă ținem cont de ecuația scrisă, atunci despre reacțiile reversibile putem spune că pot proceda în ambele sensuri cu formarea de electroliți slabi sau de compuși slab solubili) . Reacțiile ionice reversibile sunt adesea caracterizate prin conversie incompletă; întrucât în ​​timpul unei reacții ionice reversibile se formează molecule sau ioni care provoacă o deplasare către produșii de reacție inițiali, adică „încetinesc” reacția, parcă. Reacțiile ionice reversibile sunt descrise folosind semnul ⇄, iar reacțiile ireversibile sunt descrise folosind semnul →. Un exemplu de reacție ionică reversibilă este reacția H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, iar un exemplu de reacție ireversibilă este S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidanți – substanţe în care în timpul reacţiilor redox scad stările de oxidare ale unor elemente.

Dualitate redox - capacitatea de a acționa a substanțelor reacții redox ca agent oxidant sau agent reducător, în funcţie de partener (de exemplu, H2O2, NaN02).

Reacții redox(OVR) - Acestea sunt reacții chimice în timpul cărora stările de oxidare ale elementelor reactanților se modifică.

Potential redox - o valoare care caracterizează capacitatea redox (rezistența) atât a agentului oxidant, cât și a agentului reducător, care alcătuiesc semireacția corespunzătoare. Astfel, potențialul redox al perechii Cl 2 /Cl -, egal cu 1,36 V, caracterizează clorul molecular ca agent de oxidare și ionul de clorură ca agent reducător.

oxizi - compuși ai elementelor cu oxigen, în care oxigenul are o stare de oxidare de -2.

Interacțiuni de orientare– interacțiuni intermoleculare ale moleculelor polare.

osmoza - fenomenul de transfer al moleculelor de solvent pe o membrană semipermeabilă (numai permeabilă la solvent) către o concentrație mai mică de solvent.

Presiune osmotica - Proprietatea fizico-chimică a soluțiilor, datorită capacității membranelor de a trece numai molecule de solvent. Presiunea osmotică din partea soluției mai puțin concentrate egalizează ratele de penetrare a moleculelor de solvent pe ambele părți ale membranei. Presiunea osmotică a unei soluții este egală cu presiunea unui gaz în care concentrația de molecule este aceeași cu concentrația de particule din soluție.

Fundamente după Arrhenius - substanțe care, în procesul de disociere electrolitică, desprind ionii de hidroxid.

Fundații conform lui Bronsted - compuși (molecule sau ioni precum S 2-, HS -) care pot atașa ioni de hidrogen.

Fundații conform lui Lewis (bazele lui Lewis) – compuși (molecule sau ioni) cu perechi de electroni neîmpărțiți capabili să formeze legături donor-acceptor. Cea mai comună bază Lewis sunt moleculele de apă, care au proprietăți puternice de donator.

Pentru a cunoaște compoziția oricăror substanțe gazoase, este necesar să puteți opera cu concepte precum volumul molar, masa molară și densitatea unei substanțe. În acest articol, vom lua în considerare ce este volumul molar și cum să-l calculăm?

Cantitate de substanță

Calculele cantitative sunt efectuate pentru a efectua efectiv un anumit proces sau pentru a afla compoziția și structura unei anumite substanțe. Aceste calcule sunt incomod de făcut cu valorile absolute ale maselor de atomi sau molecule din cauza faptului că sunt foarte mici. relativ mase atomice de asemenea, în majoritatea cazurilor, este imposibil de utilizat, deoarece acestea nu sunt asociate cu măsurile general acceptate ale masei sau volumului unei substanțe. Prin urmare, a fost introdus conceptul de cantitate de substanță, care este notat cu litera greacă v (nu) sau n. Cantitatea de substanță este proporțională cu numărul de unități structurale (molecule, particule atomice) conținute în substanță.

Unitatea de măsură a unei substanțe este molul.

Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale câte atomi există în 12 g dintr-un izotop de carbon.

Masa unui atom este de 12 a. e. m., deci numărul de atomi din 12 g de izotop de carbon este:

Na \u003d 12g / 12 * 1,66057 * 10 la puterea de -24g \u003d 6,0221 * 10 la puterea de 23

Mărimea fizică Na se numește constantă Avogadro. Un mol din orice substanță conține 6,02 * 10 la puterea a 23 de particule.

Orez. 1. Legea lui Avogadro.

Volumul molar al gazului

Volumul molar al unui gaz este raportul dintre volumul unei substanțe și cantitatea din acea substanță. Această valoare se calculează prin împărțirea masei molare a unei substanțe la densitatea acesteia, conform următoarei formule:

unde Vm este volumul molar, M este masa molară și p este densitatea substanței.

Orez. 2. Formula volumului molar.

ÎN sistem international Măsurarea Si a volumului molar al substanțelor gazoase se realizează în metri cubi pe mol (m 3 / mol)

Volumul molar al substanțelor gazoase diferă de substanțele în stare lichidă și solidă prin aceea că un element gazos de 1 mol ocupă întotdeauna același volum (dacă se respectă aceiași parametri).

Volumul de gaz depinde de temperatură și presiune, așa că calculul ar trebui să ia volumul de gaz în condiții normale. Condițiile normale sunt considerate a fi o temperatură de 0 grade și o presiune de 101,325 kPa. Volumul molar al 1 mol de gaz în condiții normale este întotdeauna același și egal cu 22,41 dm 3 /mol. Acest volum se numește volumul molar al unui gaz ideal. Adică, în 1 mol de orice gaz (oxigen, hidrogen, aer), volumul este de 22,41 dm 3 / m.

Orez. 3. Volumul molar de gaz în condiții normale.

Tabelul „volumul molar al gazelor”

Următorul tabel arată volumul unor gaze:

Ce am învățat?

Volumul molar al unui gaz studiat la chimie (gradul 8), împreună cu masa molară și densitatea, sunt cantitățile necesare pentru a determina compoziția unuia sau altuia. chimic. O caracteristică a unui gaz molar este că un mol de gaz conține întotdeauna același volum. Acest volum se numește volumul molar al gazului.

Test cu subiecte

Raport de evaluare

Rata medie: 4.3. Evaluări totale primite: 182.

Una dintre unitățile de bază din Sistemul Internațional de Unități (SI) este unitatea de măsură a unei substanțe este molul.

cârtiță – aceasta este o astfel de cantitate dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale ale unei substanțe date (molecule, atomi, ioni etc.) câte atomi de carbon există în 0,012 kg (12 g) dintr-un izotop de carbon 12 CU .

Având în vedere că valoarea masei atomice absolute pentru carbon este m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, puteți calcula numărul de atomi de carbon N A continut in 0,012 kg de carbon.

Un mol din orice substanță conține același număr de particule din această substanță (unități structurale). Numărul de unități structurale conținute într-o substanță cu o cantitate de un mol este 6,02 10 23 și a sunat numărul lui Avogadro (N A ).

De exemplu, un mol de cupru conține 6,02 10 23 atomi de cupru (Cu), iar un mol de hidrogen (H 2) conține 6,02 10 23 molecule de hidrogen.

Masă molară(M) este masa unei substanțe luate în cantitate de 1 mol.

Masa molară se notează cu litera M și are unitatea [g/mol]. În fizică se utilizează dimensiunea [kg/kmol].

În cazul general, valoarea numerică a masei molare a unei substanțe coincide numeric cu valoarea masei sale moleculare relative (atomice relativă).

De exemplu, greutatea moleculară relativă a apei este:

Domnul (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 a.m.u.

Masa molară a apei are aceeași valoare, dar se exprimă în g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Astfel, un mol de apă care conține 6,02 10 23 molecule de apă (respectiv 2 6,02 10 23 atomi de hidrogen și 6,02 10 23 atomi de oxigen) are o masă de 18 grame. 1 mol de apă conține 2 moli de atomi de hidrogen și 1 mol de atomi de oxigen.

1.3.4. Relația dintre masa unei substanțe și cantitatea acesteia

Cunoscând masa unei substanțe și formula ei chimică, și de aici valoarea masei sale molare, se poate determina cantitatea unei substanțe și, invers, cunoscând cantitatea unei substanțe, se poate determina masa acesteia. Pentru astfel de calcule, ar trebui să utilizați formulele:

unde ν este cantitatea de substanță, [mol]; m este masa substanței, [g] sau [kg]; M este masa molară a substanței, [g/mol] sau [kg/kmol].

De exemplu, pentru a găsi masa de sulfat de sodiu (Na 2 SO 4) în cantitate de 5 moli, găsim:

1) valoarea masei moleculare relative a Na 2 SO 4, care este suma valorilor rotunjite ale maselor atomice relative:

Domnul (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) valoarea masei molare a substanței egală numeric cu aceasta:

M (Na2SO4) = 142 g/mol,

3) și, în final, o masă de 5 moli de sulfat de sodiu:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Raspuns: 710.

1.3.5. Relația dintre volumul unei substanțe și cantitatea acesteia

În condiții normale (n.o.), adică la presiune R , egal cu 101325 Pa (760 mm Hg) și temperatură T, egal cu 273,15 K (0 С), un mol de diferite gaze și vapori ocupă același volum, egal cu 22,4 l.

Volumul ocupat de 1 mol de gaz sau vapori la n.o. se numește volumul molargaz și are dimensiunea unui litru pe mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Cunoscând cantitatea de substanță gazoasă (ν ) Și valoarea volumului molar (V mol) puteți calcula volumul său (V) în condiții normale:

V = ν V mol,

unde ν este cantitatea de substanță [mol]; V este volumul substanței gazoase [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Dimpotrivă, cunoscând volumul ( V) dintr-o substanță gazoasă în condiții normale, puteți calcula cantitatea acesteia (ν) :

Din prevederile că un mol din orice substanță conține un număr de particule din această substanță egal cu numărul lui Avogadro și că numere egale particulele de gaze diferite în aceleași condiții fizice sunt conținute în volume egale ale acestor gaze, consecința este:

cantități egale de orice substanțe gazoase în aceleași condiții fizice ocupă volume egale

De exemplu, volumul unui mol de orice gaz are (at p, T = const) aceeași valoare. În consecință, ecuația unei reacții care are loc cu participarea gazelor specifică nu numai raportul dintre cantitățile și masele lor, ci și volumele.

volumul molar al unui gaz (V M) este volumul unui gaz care conține 1 mol de particule din acest gaz
V M = V / n

Unitatea de măsură a volumului molar de gaz în SI este un metru cub pe mol (m 3 / mol), dar mai des folosesc unități submultiple - un litru (decimetru cub) pe mol (l / mol, dm 3 / mol) și mlilitru (centimetru cub) pe mol ( cm 3 / mol).
În conformitate cu definiția volumului molar al oricărui gaz, raportul dintre volumul său V la cantitate n va fi la fel cu condiția să fie un gaz ideal.

În condiții normale (n.o.) - 101,3 kPa, 0 ° C - volumul molar al unui gaz ideal este

V M \u003d 2,241381 10 -2 m 3 / mol ≈ 22,4 l / mol

ÎN calcule chimice se folosește o valoare rotunjită de 22,4 l/mol, deoarece valoarea exactă se referă la un gaz ideal, iar majoritatea gazelor reale diferă ca proprietăți de acesta. Gazele reale cu o temperatură de condensare de echilibru foarte scăzută (H 2, O 2, N 2) în condiții normale au un volum aproape egal cu 22,4 l/mol, iar gazele care se condensează la temperaturi ridicate au un volum molar puțin mai mic la n. la . : pentru CO2 - 22,26 l/mol, pentru NH3 - 22,08 l/mol.

Cunoscând volumul unui anumit gaz în condiții date, se poate determina cantitatea de substanțe din acest volum și invers, prin cantitatea de substanță dintr-o anumită porțiune de gaz, se poate găsi volumul acestei porțiuni:

n = V/V M; V = V M * n

Volumul molar de gaz la n.o. - constantă fizică fundamentală, care este utilizată pe scară largă în calculele chimice. Vă permite să utilizați volumul unui gaz în locul masei sale, ceea ce este foarte util în chimia analitică (analizoare de gaze bazate pe volum) deoarece este mai ușor să măsurați volumul unui gaz decât masa acestuia.

Valoarea volumului molar de gaz la n.o. este coeficientul de proporționalitate dintre constantele Avogadro și Loschmidt:

V M \u003d N A / N L \u003d 6,022 10 23 (mol -1) / 2,24 10 4 (cm 3 / mol) \u003d 2,69 10 19 (cm -3)

Folosind valorile volumului molar și ale masei molare ale unui gaz, densitatea unui gaz poate fi determinată:

ρ = M / V M

În calculele bazate pe legea echivalenților pentru substanțele gazoase (reactivi, produse), în loc de o masă echivalentă, este mai convenabil să se utilizeze un volum echivalent, care este raportul dintre volumul unei porțiuni dintr-un gaz dat și echivalentul cantitatea de substanță din această porțiune:

V eq = V / n eq = V / zn = V M / z; (p, T = const)

Unitatea de volum echivalentă este aceeași cu unitatea de volum molar. Valoarea volumului echivalent al unui gaz este o constantă a unui gaz dat numai într-o anumită reacție, deoarece depinde de factorul de echivalență f eq.

Volumul molar al gazului

Volumul de gaz în condiții normale

Subiectul 1

LECȚIA 7

Subiect. Volumul molar al gazelor. Calculul volumului de gaz în condiții normale

Obiectivele lecției: familiarizarea elevilor cu conceptul de „volum molar”; dezvăluie caracteristicile utilizării conceptului de „volum molar” pentru substanțele gazoase; să-i învețe pe elevi să folosească cunoștințele dobândite pentru a calcula volumele de gaze în condiții normale.

Tip de lecție: combinată.

Forme de lucru: povestea profesorului, practică dirijată.

Echipament: Sistem periodic elemente chimice D. I. Mendeleev, cărți cu sarcini, un cub cu un volum de 22,4 litri (cu o latură de 28,2 cm).

II. Examinare teme pentru acasă, actualizarea cunoștințelor de bază

Elevii își trimit temele pentru revizuire.

1) Ce este „cantitatea de substanță”?

2) O unitate de măsură pentru cantitatea unei substanțe.

3) Câte particule sunt conținute într-un mol de substanță?

4) Care este relația dintre cantitatea de substanță și starea de agregareîn care se află această substanță?

5) Câte molecule de apă sunt conținute într-un mol de gheață?

6) Și în 1 mol de apă lichidă?

7) În 1 mol de vapori de apă?

8) Ce masă vor avea:

III. Învățarea de materiale noi

Crearea și rezolvarea unei situații problematice O problemă problematică. Ce volum va lua:

Nu putem răspunde imediat la aceste întrebări, deoarece volumul unei substanțe depinde de densitatea substanței. Și conform formulei V = m / ρ, volumul va fi diferit. 1 mol de abur ocupă un volum mai mare decât 1 mol de apă sau gheață.

Deoarece în substanțele lichide și gazoase, distanța dintre moleculele de apă este diferită.

Mulți oameni de știință au studiat substanțele gazoase. O contribuție semnificativă la studiul acestei probleme a fost adusă de chimistul francez Joseph Louis Gay-Lussac și de fizicianul englez Robert Boyle, care au formulat o serie de legi fizice care descriu starea gazelor.

Despre aceste modele, știi?

Toate gazele sunt comprimate în mod egal, au același coeficient de dilatare termică. Volumele de gaze nu depind de mărimea moleculelor individuale, ci de distanța dintre molecule. Distanțele dintre molecule depind de viteza de mișcare a acestora, de energie și, în consecință, de temperatură.

Pe baza acestor legi și a cercetărilor sale, omul de știință italian Amedeo Avogadro a formulat legea:

Volume egale de gaze diferite conțin același număr de molecule.

În condiții normale, substanțele gazoase au structura moleculara. Moleculele de gaz sunt foarte mici în comparație cu distanța dintre ele. Prin urmare, volumul unui gaz este determinat nu de dimensiunea particulelor (molecule), ci de distanța dintre ele, care este aproximativ aceeași pentru orice gaz.

A. Avogadro a concluzionat că dacă luăm 1 mol, adică 6,02 1023 molecule din orice gaz, acestea vor ocupa același volum. Dar, în același timp, acest volum este măsurat în aceleași condiții, adică la aceeași temperatură și presiune.

Condițiile în care se efectuează astfel de calcule se numesc condiții normale.

Condiții normale (n.v.):

Т= 273 К sau t=0 °С

P = 101,3 kPa sau P = 1 atm. = 760 mmHg Artă.

Volumul a 1 mol dintr-o substanță se numește volum molar (Vm). Pentru gaze în condiții normale, este de 22,4 l / mol.

Volumul cubului demonstrat de 22,4 litri.

Un astfel de cub conține 6,02-1023 molecule de orice gaz, de exemplu, oxigen, hidrogen, amoniac (NH3), metan (CH4).

In ce conditii?

La o temperatură de 0 ° C și o presiune de 760 mm Hg. Artă.

Din legea lui Avogadro rezultă că

unde Vm \u003d 22,4 l / mol de orice gaz la n. V.

Deci, cunoscând volumul de gaz, puteți calcula cantitatea de substanță și invers.

IV. Formarea deprinderilor și abilităților

Exersați cu exemple

Calculați cât volum va fi ocupat de 3 moli de oxigen la n. V.

Calculați numărul de molecule de oxid de carbon(IV) într-un volum de 44,8 litri (n.w.).

2) Calculați numărul de molecule de C O 2 folosind formulele:

N (CO 2) \u003d 2 mol 6,02 1023 molecule / mol \u003d 12,04 1023 molecule.

Răspuns: 12,04 1023 molecule.

Calculați volumul de azot ocupat de o masă de 112 g (N.V.).

V (N 2) \u003d 4 mol 22,4 l / mol \u003d 89,6 l.

V. Tema pentru acasă

Lucrați paragraful relevant al manualului, răspundeți la întrebări.

Sarcină creativă (exersare acasă). Rezolvați independent problemele 2, 4, 6 de pe hartă.

Fișă de sarcini pentru lecția 7

Calculați cât volum vor lua 7 moli de azot N 2 (conform N.V.).

Calculați numărul de molecule de hidrogen cu un volum de 112 litri.

(Răspuns: 30,1 1023 molecule)

Calculați câtă hidrogen sulfurat ocupă o masă de 340 g.

Volumul de gaz în condiții normale

legile gazelor. legea lui Avogadro. Volumul molar al gazului

Omul de știință francez J.L. Gay-Lussac a făcut legea relaţii volumetrice:

De exemplu, 1 l clor se conectează cu 1 l de hidrogen , formând 2 litri de acid clorhidric ; 2 litri de oxid de sulf (IV) conectat cu 1 litru de oxigen, formând 1 litru de oxid de sulf (VI).

Această lege i-a permis omului de știință italian A. Avogadro presupunem că moleculele de gaze simple ( hidrogen, oxigen, azot, clor etc. ) constau din doi atomi identici . Când hidrogenul se combină cu clorul, moleculele lor se descompun în atomi, iar aceștia din urmă formează molecule de clorură de hidrogen. Dar, deoarece două molecule de acid clorhidric se formează dintr-o moleculă de hidrogen și o moleculă de clor, volumul acesteia din urmă trebuie să fie egal cu suma volumelor gazelor inițiale.
Astfel, rapoartele de volum sunt ușor de explicat dacă pornim de la conceptul de natură diatomică a moleculelor de gaze simple ( H2, Cl2, O2, N2 etc. )- Aceasta, la rândul său, servește drept dovadă a naturii diatomice a moleculelor acestor substanțe.
Studiul proprietăților gazelor i-a permis lui A. Avogadro să exprime o ipoteză, care a fost confirmată ulterior de date experimentale și, prin urmare, a devenit cunoscută drept legea lui Avogadro:

Din legea lui Avogadro rezultă un important consecinţă: în aceleași condiții, 1 mol de orice gaz ocupă același volum.

Acest volum poate fi calculat dacă masa este cunoscută 1 l gaz. În condiții normale, (n.o.), adică temperatura 273K (O°C) si presiune 101 325 Pa (760 mmHg) , masa a 1 litru de hidrogen este de 0,09 g, masa sa molară este de 1,008 2 = 2,016 g / mol. Apoi volumul ocupat de 1 mol de hidrogen în condiții normale este egal cu 22,4 l

În aceleași condiții, masa 1l oxigen 1,492 g ; molar 32 g/mol . Atunci volumul de oxigen la (n.s.) este, de asemenea, egal cu 22,4 mol.

Volumul molar al unui gaz este raportul dintre volumul unei substanțe și cantitatea din acea substanță:

Unde V m - volumul molar de gaz (dimensiunea l/mol ); V este volumul substanței sistemului; n este cantitatea de materie din sistem. Exemplu de înregistrare: V m gaz (Bine.) \u003d 22,4 l / mol.

Pe baza legii lui Avogadro se determină masele molare ale substanțelor gazoase. Cu cât masa moleculelor de gaz este mai mare, cu atât este mai mare masa aceluiași volum de gaz. Volume egale de gaze în aceleași condiții conțin același număr de molecule și, prin urmare, molii de gaze. Raportul dintre masele de volume egale de gaze este egal cu raportul dintre masele lor molare:

Unde m 1 - masa unui anumit volum a primului gaz; m 2 - masa de același volum a celui de-al doilea gaz; M 1 Și M 2 - mase molare ale primului și celui de-al doilea gaz.

De obicei, densitatea unui gaz este determinată în raport cu cel mai ușor gaz - hidrogenul (notat D H2 ). Masa molară a hidrogenului este 2 g/mol . Prin urmare, primim.

Greutatea moleculară a unei substanțe în stare gazoasă este egală cu dublul densității sale de hidrogen.

Densitatea unui gaz este adesea determinată în raport cu aerul. (D B ) . Deși aerul este un amestec de gaze, ei încă vorbesc despre masa sa molară medie. Este egal cu 29 g/mol. În acest caz, masa molară este dată de M = 29D B .

Determinarea greutăților moleculare a arătat că moleculele gazelor simple constau din doi atomi (H2, F2, Cl2, O2 N2) , iar moleculele de gaze inerte - dintr-un atom (El, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Pentru gazele nobile, „moleculă” și „atom” sunt echivalente.

Legea lui Boyle - Mariotte: la temperatură constantă, volumul unei cantități date de gaz este invers proporțional cu presiunea sub care se află.De aici pV = const ,
Unde R - presiune, V - volumul de gaz.

Legea lui Gay-Lussac: la presiune constantă și modificarea volumului gazului este direct proporțională cu temperatura, adică
V/T = const
Unde T - temperatura pe o scară LA (kelvin)

Legea combinată a gazelor lui Boyle - Mariotte și Gay-Lussac:
pV/T = const.
Această formulă este de obicei folosită pentru a calcula volumul unui gaz în condiții date, dacă volumul acestuia este cunoscut în alte condiții. Dacă există o tranziție de la condiții normale (sau la condiții normale), atunci se scrie această formulă în felul următor:
pV/T = p V /T ,
Unde R ,V ,T -presiunea, volumul gazului și temperatura în condiții normale ( R = 101 325 Pa , T = 273 K V \u003d 22,4 l / mol) .

Dacă masa și cantitatea de gaz sunt cunoscute, dar este necesar să se calculeze volumul acestuia, sau invers, se utilizează Ecuația Mendeleev-Claiperon:

Unde n - cantitatea de substanță gazoasă, mol; m - masa, g; M este masa molară a gazului, g/yol ; R este constanta universală a gazului. R \u003d 8,31 J / (mol * K)

Legile gazelor