Unidad de medida del volumen molar. Lunar

P1V1=P2V2, o lo que es lo mismo, PV=const (ley de Boyle-Mariotte). En presión constante La relación entre volumen y temperatura permanece constante: V/T=const (ley de Gay-Lussac). Si fijamos el volumen, entonces P/T=const (ley de Charles). La combinación de estas tres leyes da una ley universal que establece que PV/T=const. Esta ecuación fue encontrado físico francés B. Clapeyron en 1834.

El valor de la constante está determinado únicamente por la cantidad de sustancia. gas. DI. Mendeleev derivó una ecuación para un mol en 1874. Entonces es el valor de la constante universal: R=8.314 J/(mol∙K). Entonces PV=RT. En el caso de una cantidad arbitraria gasνPV=νRT. La cantidad de una sustancia en sí se puede encontrar de masa a masa molar: ν=m/M.

La masa molar es numéricamente igual a la masa molecular relativa. Este último se puede encontrar en la tabla periódica; por regla general, se indica en la celda del elemento. El peso molecular es igual a la suma de los pesos moleculares de sus elementos constituyentes. En el caso de átomos de diferentes valencias, se requiere un índice. En en mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Condiciones normales para los gases. en Comúnmente se supone que P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatura T0 = 273,15 K = 0°C. Ahora puedes encontrar el volumen de un mol. gas en normal condiciones: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Este valor tabular es el volumen molar.

Bajo condiciones normales condiciones cantidad relativa al volumen gas al volumen molar: ν=V/Vm. por arbitrario condiciones necesitas usar la ecuación de Mendeleev-Clapeyron directamente: ν=PV/RT.

Así, para encontrar el volumen gas en normal condiciones, necesitas la cantidad de sustancia (número de moles) de este gas multiplicar por el volumen molar igual a 22,4 l/mol. Operación inversa Puedes encontrar la cantidad de una sustancia en un volumen dado.

Para encontrar el volumen de un mol de una sustancia en un sólido o estado liquido, encuentre su masa molar y divídala por su densidad. Un mol de cualquier gas en condiciones normales tiene un volumen de 22,4 litros. Si las condiciones cambian, calcule el volumen de un mol usando la ecuación de Clapeyron-Mendeleev.

Necesitará

• Tabla periódica de Mendeleev, tabla de densidad de sustancias, manómetro y termómetro.

Instrucciones

Determinar el volumen de un mol o sólido.
Definir fórmula química sólido o líquido que se está estudiando. Luego, usando tabla periódica encontrar a mendeleev masas atómicas elementos que están incluidos en la fórmula. Si uno está incluido en la fórmula más de una vez, multiplica su masa atómica por ese número. Suma las masas atómicas y obtén la masa molecular que la compone. sólido o líquido. Será numéricamente igual a la masa molar medida en gramos por mol.

Usando la tabla de densidades de sustancias, encuentre este valor para el material del cuerpo o líquido que se está estudiando. Después de esto, divida la masa molar por la densidad de la sustancia, medida en g/cm³ V=M/ρ. El resultado es el volumen de un mol en cm³. Si la sustancia sigue siendo desconocida, será imposible determinar el volumen de un mol de ella.

Nombres de ácidos se forman a partir del nombre ruso del átomo central del ácido con la adición de sufijos y terminaciones. Si el estado de oxidación del átomo central de un ácido corresponde al número de grupo del sistema periódico, entonces el nombre se forma utilizando el adjetivo más simple del nombre del elemento: H 2 SO 4 - ácido sulfúrico, HMnO 4 – ácido permangánico. Si los elementos formadores de ácido tienen dos estados de oxidación, entonces el estado de oxidación intermedio se designa con el sufijo –ist-: H 2 SO 3 – ácido sulfúrico, HNO 2 – ácido nitroso. Se utilizan varios sufijos para los nombres de ácidos halógenos que tienen muchos estados de oxidación: ejemplos típicos– HClO 4 – cloro norte ácido, HClO 3 – cloro Novato ácido, HClO 2 – cloro es ácido, HClO – cloro novatista Ácido clorhídrico (el ácido clorhídrico libre de oxígeno se llama ácido clorhídrico, generalmente ácido clorhídrico). Los ácidos pueden diferir en la cantidad de moléculas de agua que hidratan el óxido. Ácidos que contienen mayor número Los átomos de hidrógeno se llaman ortoácidos: H 4 SiO 4 es ácido ortosilícico, H 3 PO 4 es ácido ortofosfórico. Los ácidos que contienen 1 o 2 átomos de hidrógeno se denominan metaácidos: H 2 SiO 3 - ácido metasilícico, HPO 3 - ácido metafosfórico. Los ácidos que contienen dos átomos centrales se llaman di ácidos: H 2 S 2 O 7 – ácido disulfúrico, H 4 P 2 O 7 – ácido difosfórico.

Los nombres de compuestos complejos se forman de la misma manera que nombres de sales, pero al catión o anión complejo se le da un nombre sistemático, es decir, se lee de derecha a izquierda: K 3 - hexafluoroferrato(III) de potasio, SO 4 - sulfato de tetraamina y cobre(II).

Nombres de óxidos se forman utilizando la palabra "óxido" y el caso genitivo del nombre ruso del átomo central del óxido, indicando, si es necesario, el estado de oxidación del elemento: Al 2 O 3 - óxido de aluminio, Fe 2 O 3 - hierro (III) óxido.

nombres de bases se forman usando la palabra "hidróxido" y caso genitivo Nombre ruso del átomo de hidróxido central que indica, si es necesario, el estado de oxidación del elemento: Al(OH) 3 – hidróxido de aluminio, Fe(OH) 3 – hidróxido de hierro(III).

Nombres de compuestos con hidrógeno. se forman dependiendo de las propiedades ácido-base de estos compuestos. Para los compuestos gaseosos formadores de ácidos con hidrógeno, se utilizan los siguientes nombres: H 2 S – sulfano (sulfuro de hidrógeno), H 2 Se – selan (seleniuro de hidrógeno), HI – yoduro de hidrógeno; sus soluciones en agua se denominan ácido sulfhídrico, ácido hidroselénico y yodhídrico, respectivamente. Para algunos compuestos con hidrógeno, se utilizan nombres especiales: NH 3 - amoníaco, N 2 H 4 - hidracina, PH 3 - fosfina. Los compuestos con hidrógeno que tienen un estado de oxidación de –1 se llaman hidruros: NaH es hidruro de sodio, CaH 2 es hidruro de calcio.

nombres de sales están formados a partir de Nombre latino el átomo central del residuo ácido con la adición de prefijos y sufijos. Los nombres de las sales binarias (de dos elementos) se forman utilizando el sufijo - fiesta: NaCl – cloruro de sodio, Na 2 S – sulfuro de sodio. Si el átomo central de un residuo ácido que contiene oxígeno tiene dos estados de oxidación positivos, entonces el grado más alto La oxidación se indica con el sufijo – en: Na 2 SO 4 – sulfo en sodio, KNO 3 – nitr en potasio, y el estado de oxidación más bajo es el sufijo - él: Na 2 SO 3 – sulfo él sodio, KNO 2 – nitr él potasio Para nombrar las sales halógenas que contienen oxígeno se utilizan prefijos y sufijos: KClO 4 – carril cloro en potasio, Mg(ClO 3) 2 – cloro en magnesio, KClO 2 – cloro él potasio, KClO – hipo cloro él potasio

saturación covalentesconexióna ella– se manifiesta en el hecho de que en los compuestos de elementos s y p no hay electrones desapareados, es decir, todos los electrones desapareados de los átomos forman enlaces pares de electrones(Las excepciones incluyen NO, NO 2, ClO 2 y ClO 3).

Los pares de electrones solitarios (LEP) son electrones que ocupan orbitales atómicos en parejas. La presencia de NEP determina la capacidad de aniones o moléculas para formar enlaces donante-aceptor como donadores de pares de electrones.

Los electrones desapareados son electrones de un átomo contenidos en un orbital. Para los elementos s y p, el número de electrones desapareados determina cuántos pares de electrones de enlace puede formar un átomo determinado con otros átomos a través del mecanismo de intercambio. El método del enlace de valencia supone que el número de electrones desapareados puede aumentar mediante pares de electrones solitarios si hay orbitales vacantes dentro del nivel de los electrones de valencia. En la mayoría de los compuestos de elementos s y p no hay electrones desapareados, ya que todos los electrones desapareados de los átomos forman enlaces. Sin embargo, existen moléculas con electrones desapareados, por ejemplo, NO, NO 2, tienen una mayor reactividad y tienden a formar dímeros como N 2 O 4 debido a los electrones desapareados.

Concentración normal – este es el numero de moles equivalentes en 1 litro de solución.

Condiciones normales - temperatura 273K (0 o C), presión 101,3 kPa (1 atm).

Mecanismos de intercambio y donante-aceptor de formación de enlaces químicos.. Educación enlaces covalentes entre átomos puede ocurrir de dos maneras. Si la formación de un par de electrones de enlace se produce debido a electrones desapareados de ambos átomos unidos, entonces este método de formar un par de electrones enlazantes se llama mecanismo de intercambio: los átomos intercambian electrones y los electrones enlazantes pertenecen a ambos átomos enlazados. Si el par de electrones de enlace se forma debido al par de electrones solitario de un átomo y al orbital vacante de otro átomo, entonces dicha formación del par de electrones de enlace es un mecanismo donante-aceptor (ver. método del enlace de valencia).

Reacciones iónicas reversibles – Se trata de reacciones en las que se forman productos que son capaces de formar sustancias de partida (si tenemos en cuenta la ecuación escrita, entonces de reacciones reversibles podemos decir que pueden proceder en una dirección u otra con la formación electrolitos débiles o compuestos poco solubles). Las reacciones iónicas reversibles suelen caracterizarse por una conversión incompleta; ya que durante una reacción iónica reversible se forman moléculas o iones que provocan un desplazamiento hacia los productos de reacción iniciales, es decir, parecen “ralentizar” la reacción. Las reacciones iónicas reversibles se describen con el signo ⇄ y las irreversibles con el signo →. Un ejemplo de reacción iónica reversible es la reacción H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, y un ejemplo de irreversible es S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agentes oxidantes – Sustancias en las que, durante las reacciones redox, los estados de oxidación de algunos elementos disminuyen.

Dualidad redox – la capacidad de las sustancias para actuar en reacciones redox como agente oxidante o reductor según el socio (por ejemplo, H 2 O 2, NaNO 2).

Reacciones redox(ORV) – Se trata de reacciones químicas durante las cuales cambian los estados de oxidación de los elementos de las sustancias que reaccionan.

Potencial de reducción de oxidación - un valor que caracteriza la capacidad redox (fuerza) tanto del agente oxidante como del agente reductor que componen la semirreacción correspondiente. Así, el potencial redox del par Cl 2 /Cl -, igual a 1,36 V, caracteriza al cloro molecular como agente oxidante y al ion cloruro como agente reductor.

Óxidos – compuestos de elementos con oxígeno en los que el oxígeno tiene un estado de oxidación de –2.

Interacciones de orientación– interacciones intermoleculares de moléculas polares.

Ósmosis – el fenómeno de transferencia de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable (permeable sólo al disolvente) hacia una concentración de disolvente más baja.

Presión osmótica - Propiedad fisicoquímica de las soluciones debido a la capacidad de las membranas para pasar solo moléculas de solvente. La presión osmótica de una solución menos concentrada iguala la velocidad de penetración de las moléculas de disolvente en ambos lados de la membrana. Presión osmótica solución es igual a la presión de un gas en el que la concentración de moléculas es la misma que la concentración de partículas en la solución.

Bases de Arrhenius – Sustancias que separan iones de hidróxido durante la disociación electrolítica.

Bases de Bronsted - compuestos (moléculas o iones del tipo S 2-, HS -) que pueden unir iones de hidrógeno.

Razones según Lewis (bases de Lewis) – compuestos (moléculas o iones) con pares libres de electrones capaces de formar enlaces donante-aceptor. La base de Lewis más común son las moléculas de agua, que tienen fuertes propiedades donadoras.

Мв = К· Мr (1)

Donde: K es el coeficiente de proporcionalidad igual a 1 g/mol.

De hecho, para el isótopo de carbono 12 6 C Ar = 12, y masa molarátomos (por definición del concepto “mol”) es 12 g/mol. En consecuencia, los valores numéricos de las dos masas coinciden, lo que significa K = 1. Se deduce que la masa molar de una sustancia, expresada en gramos por mol, tiene la misma valor numérico, como su molecular relativo(atómico) peso. Entonces, masa molar hidrógeno atómico igual a 1,008 g/mol, hidrógeno molecular – 2,016 g/mol, oxígeno molecular – 31,999 g/mol.

Según la ley de Avogadro, el mismo número de moléculas de cualquier gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones. Por otro lado, 1 mol de cualquier sustancia contiene (por definición) mismo número partículas. De ello se deduce que a una determinada temperatura y presión, 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupa el mismo volumen.

La relación entre el volumen ocupado por una sustancia y su cantidad se llama volumen molar de la sustancia. En condiciones normales (101,325 kPa; 273 K), el volumen molar de cualquier gas es igual a 22,4l/mol(más precisamente, Vn = 22,4 l/mol). Esta afirmación es cierta para tal gas, cuando se pueden despreciar otros tipos de interacción de sus moléculas entre sí, excepto su colisión elástica. Estos gases se llaman ideales. Para los gases no ideales, llamados gases reales, los volúmenes molares son diferentes y ligeramente diferentes de valor exacto. Sin embargo, en la mayoría de los casos la diferencia se refleja sólo en la cuarta cifra significativa y en las siguientes.

Las mediciones de volúmenes de gas normalmente se llevan a cabo en condiciones distintas a las normales. Para llevar el volumen de gas a condiciones normales, puedes usar la ecuación que combina leyes de los gases Boyle - Mariotte y Gay - Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Donde: V es el volumen de gas a presión p y temperatura T;

V 0 es el volumen de gas a presión normal p 0 (101,325 kPa) y temperatura T 0 (273,15 K).

Las masas molares de los gases también se pueden calcular mediante la ecuación de estado. gas ideal– Clapeyron – Ecuación de Mendeleev:

pV = m B RT / M B ,

Donde: p – presión del gas, Pa;

V – su volumen, m3;

M B - masa de sustancia, g;

M B – su masa molar, g/mol;

T- temperatura absoluta, A;

R es la constante universal de los gases igual a 8,314 J / (mol K).

Si el volumen y la presión de un gas se expresan en otras unidades de medida, entonces el valor de la constante del gas en la ecuación de Clapeyron-Mendeleev tomará un valor diferente. Se puede calcular mediante la fórmula resultante de la ley unificada del estado gaseoso para un mol de una sustancia en condiciones normales para un mol de gas:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Ejemplo 1. Expresar en moles: a) 6,0210 21 moléculas de CO 2; b) 1,2010 24 átomos de oxígeno; c) 2,0010 23 moléculas de agua. ¿Cuál es la masa molar de estas sustancias?

Solución. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene un número de partículas de cualquier tipo particular igual a la constante de Avogadro. Por lo tanto, a) 6.0210 21 es decir 0,01 moles; b) 1,2010 24, es decir 2 moles; c) 2,0010 23, es decir 1/3 moles. La masa de un mol de una sustancia se expresa en kg/mol o g/mol. La masa molar de una sustancia en gramos es numéricamente igual a su masa molecular (atómica) relativa, expresada en unidades atómicas masa (uma)

Porque pesos moleculares CO 2 y H 2 O y la masa atómica del oxígeno son respectivamente 44; 18 y 16 uma, entonces sus masas molares son iguales: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Ejemplo 2. Calcular masa absoluta Moléculas de ácido sulfúrico en gramos.

Solución. Un mol de cualquier sustancia (ver ejemplo 1) contiene la constante de Avogadro N A unidades estructurales(en nuestro ejemplo de moléculas). La masa molar de H2SO4 es 98,0 g/mol. Por lo tanto, la masa de una molécula es 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Volumen molar- el volumen de un mol de una sustancia, valor que se obtiene dividiendo la masa molar por la densidad. Caracteriza la densidad de empaquetamiento de las moléculas.

Significado norte A = 6.022…×10 23 Llamó al número de Avogadro en honor al químico italiano Amedeo Avogadro. Esta es la constante universal para pequeñas particulas cualquier sustancia.

Es este número de moléculas el que contiene 1 mol de oxígeno O2, el mismo número de átomos en 1 mol de hierro (Fe), moléculas en 1 mol de agua H2O, etc.

Según la ley de Avogadro, 1 mol de un gas ideal en condiciones normales tiene el mismo volumen Vm= 22,413 996(39)l. En condiciones normales, la mayoría de los gases están cerca del ideal, por lo que todos informacion de referencia oh volumen molar elementos químicos se refiere a sus fases condensadas a menos que se indique lo contrario

Para conocer la composición de cualquier sustancias gaseosas es necesario poder operar con conceptos tales como volumen molar, masa molar y densidad de una sustancia. En este artículo veremos qué es el volumen molar y cómo calcularlo.

Cantidad de sustancia

Los cálculos cuantitativos se llevan a cabo para llevar a cabo realmente un proceso particular o conocer la composición y estructura. una determinada sustancia. Estos cálculos son incómodos de realizar con valores absolutos la masa de los átomos o moléculas porque son muy pequeños. Las masas atómicas relativas tampoco se pueden utilizar en la mayoría de los casos, ya que no están relacionadas con medidas generalmente aceptadas de masa o volumen de una sustancia. Por tanto, se introdujo el concepto de cantidad de una sustancia, que se denota letra griega v (desnudo) o n. La cantidad de una sustancia es proporcional al número de unidades estructurales (moléculas, partículas atómicas) contenidas en la sustancia.

La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Un mol es una cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales como átomos contiene 12 g de un isótopo de carbono.

La masa de 1 átomo es 12 a. em., por lo tanto el número de átomos en 12 g de isótopo de carbono es igual a:

Na= 12g/12*1.66057*10 elevado a la potencia-24g=6.0221*10 elevado a 23

La cantidad física Na se llama constante de Avogadro. Un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 * 10 elevado a 23 partículas.

Arroz. 1. Ley de Avogadro.

Volumen molar de gas

El volumen molar de un gas es la relación entre el volumen de una sustancia y la cantidad de esa sustancia. Este valor se calcula dividiendo la masa molar de una sustancia por su densidad mediante la siguiente fórmula:

donde Vm es el volumen molar, M es la masa molar y p es la densidad de la sustancia.

Arroz. 2. Fórmula del volumen molar.

EN sistema internacional La medición del volumen molar de sustancias gaseosas se realiza en metros cubicos por mol (m 3 /mol)

El volumen molar de sustancias gaseosas se diferencia del de las sustancias en estado líquido y sólido en que un elemento gaseoso con una cantidad de 1 mol siempre ocupa el mismo volumen (si se cumplen los mismos parámetros).

El volumen de gas depende de la temperatura y la presión, por lo que al calcular se debe tomar el volumen de gas en condiciones normales. Se considera que las condiciones normales son una temperatura de 0 grados y una presión de 101,325 kPa. El volumen molar de 1 mol de gas en condiciones normales es siempre el mismo e igual a 22,41 dm 3 /mol. Este volumen se llama volumen molar de un gas ideal. Es decir, en 1 mol de cualquier gas (oxígeno, hidrógeno, aire) el volumen es 22,41 dm 3 /m.

Arroz. 3. Volumen molar de gas en condiciones normales.

Tabla "volumen molar de gases"

La siguiente tabla muestra el volumen de algunos gases:

Volumen molar de gas igual a la proporción volumen de gas a la cantidad de sustancia de este gas, es decir

Vm = V(X) / n(X),

donde V m es el volumen molar de gas - constante para cualquier gas en determinadas condiciones;

V(X) – volumen de gas X;

n(X) – cantidad de sustancia gaseosa X.

El volumen molar de los gases en condiciones normales (presión normal p n = 101.325 Pa ≈ 101,3 kPa y temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) es V m = 22,4 l/mol.

Leyes de los gases ideales

En los cálculos que involucran gases, a menudo es necesario pasar de estas condiciones a las normales o viceversa. En este caso, es conveniente utilizar la fórmula siguiente de la ley combinada de los gases de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac:

pV / T = p norte V norte / T norte

Donde p es la presión; V - volumen; T - temperatura en la escala Kelvin; El índice "n" indica condiciones normales.

Fracción de volumen

La composición de las mezclas de gases a menudo se expresa mediante la fracción de volumen: la relación entre el volumen de un componente determinado y el volumen total del sistema, es decir,

φ(X) = V(X) / V

donde φ(X) - fracción de volumen componente X;

V(X) - volumen del componente X;

V es el volumen del sistema.

La fracción de volumen es una cantidad adimensional; se expresa en fracciones de una unidad o como porcentaje.

Ejemplo 1. ¿Qué volumen ocupará amoníaco que pesa 51 g a una temperatura de 20°C y una presión de 250 kPa?

Ejemplo 2. Determine el volumen que ocupará en condiciones normales una mezcla de gases que contiene hidrógeno, que pesa 1,4 gy nitrógeno, que pesa 5,6 g.

Ley de relaciones volumétricas.

¿Cómo resolver un problema utilizando la “Ley de Relaciones Volumétricas”?

Ley de las proporciones de volumen: los volúmenes de gases involucrados en una reacción están relacionados entre sí como pequeños números enteros iguales a los coeficientes en la ecuación de reacción.

Los coeficientes en las ecuaciones de reacción muestran el número de volúmenes de sustancias gaseosas que reaccionan y se forman.

Ejemplo. Calcule el volumen de aire necesario para quemar 112 litros de acetileno.

1. Hacemos la ecuación de reacción:

2. Basándonos en la ley de las relaciones volumétricas, calculamos el volumen de oxígeno:

112/2 = X/5, de donde X = 112 5/2 = 280l

3. Determine el volumen de aire:

V(aire) = V(O 2) / φ(O 2)

V(aire) = 280 / 0,2 = 1400 l.