Leyes de los gases. ley de avogadro

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 del ácido corresponde al número de grupo de la tabla periódica, entonces el nombre se forma utilizando el adjetivo más simple del nombre del elemento: H 2 SO 4 - ácido sulfúrico, HMnO 4 - ácido de manganeso . Si los elementos formadores de ácido tienen dos estados de oxidación, entonces el estado de oxidación intermedio se indica con el sufijo –ist-: H 2 SO 3 – ácido sulfuroso, HNO 2 – ácido nitroso. Se utilizan varios sufijos para los nombres de ácidos halógenos que tienen muchos estados de oxidación: ejemplos típicos son 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. Los ácidos que contienen la mayor cantidad de átomos de hidrógeno se denominan ortoácidos: H 4 SiO 4 - ácido ortosilícico, H 3 PO 4 - 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 utilizando la palabra "hidróxido" y el caso genitivo del nombre ruso del átomo de hidróxido central, indicando, si es necesario, el estado de oxidación del elemento: Al(OH) 3 - hidróxido de aluminio, Fe(OH) 3 - hierro (III) hidróxido.

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 se forman a partir del nombre latino del 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 estado de oxidación más alto 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 pares de electrones de enlace (las excepciones son NO, NO 2, ClO 2 y ClO 3).

Los pares de electrones solitarios (LEP) son electrones que ocupan orbitales atómicos en pares. 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.. La formación de enlaces covalentes entre átomos puede ocurrir de dos maneras. Si la formación de un par de electrones enlazantes se produce debido a los electrones desapareados de ambos átomos enlazados, entonces este método de formación de un par de electrones enlazantes se denomina 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 de electrolitos débiles o poco solubles). compuestos). 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. La presión osmótica de una 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.

Jardines 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.

Donde m es masa, M es masa molar, V es volumen.

4. Ley de Avogadro. Establecido por el físico italiano Avogadro en 1811. Volúmenes idénticos de cualquier gas, tomados a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.

Así, podemos formular el concepto de cantidad de una sustancia: 1 mol de una sustancia contiene un número de partículas igual a 6,02 * 10 23 (llamada constante de Avogadro)

La consecuencia de esta ley es que En condiciones normales (P 0 =101,3 kPa y T 0 =298 K), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a 22,4 litros.

5. Ley Boyle-Mariotte

A temperatura constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional a la presión bajo la cual se encuentra:

6. Ley de Gay-Lussac

A presión constante, el cambio en el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura:

V/T = constante.

7. La relación entre el volumen, la presión y la temperatura del gas se puede expresar. Ley combinada de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac, que se utiliza para convertir volúmenes de gas de una condición a otra:

P 0 , V 0 , T 0 - presión de volumen y temperatura en condiciones normales: P 0 =760 mm Hg. Arte. o 101,3 kPa; T 0 = 273 K (0 0 C)

8. Evaluación independiente del valor molecular. masas METRO se puede hacer utilizando el llamado ecuaciones de estado de los gases ideales o ecuaciones de Clapeyron-Mendeleev :

pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)

Dónde R - presión de gas en un sistema cerrado, V- volumen del sistema, T- masa de gas, T- temperatura absoluta, R- constante universal de gas.

Tenga en cuenta que el valor de la constante R se puede obtener sustituyendo los valores que caracterizan un mol de gas en condiciones normales en la ecuación (1.1):

r = (pV)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Ejemplos de resolución de problemas

Ejemplo 1. Llevar el volumen de gas a condiciones normales.

¿Qué volumen (n.s.) ocuparán 0,4×10 -3 m 3 de gas situado a 50 0 C y una presión de 0,954×10 5 Pa?

Solución. Para llevar el volumen de gas a condiciones normales, utilice una fórmula general que combine las leyes de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac:

pV/T = p 0 V 0 /T 0 .

El volumen de gas (n.s.) es igual a , donde T 0 = 273 K; pag 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

En (normal), el gas ocupa un volumen igual a 0,32×10 -3 m 3 .

Ejemplo 2. Cálculo de la densidad relativa de un gas a partir de su peso molecular.

Calcule la densidad del etano C 2 H 6 en base a hidrógeno y aire.

Solución. De la ley de Avogadro se deduce que la densidad relativa de un gas con respecto a otro es igual a la relación de masas moleculares ( m h) de estos gases, es decir D=M1/M2. Si m 1 C2H6 = 30, m2 H2 = 2, el peso molecular promedio del aire es 29, entonces la densidad relativa del etano con respecto al hidrógeno es D H2 = 30/2 =15.

Densidad relativa del etano en el aire: D aire= 30/29 = 1,03, es decir El etano es 15 veces más pesado que el hidrógeno y 1,03 veces más pesado que el aire.

Ejemplo 3. Determinación del peso molecular medio de una mezcla de gases por densidad relativa.

Calcule el peso molecular promedio de una mezcla de gases compuesta por 80% de metano y 20% de oxígeno (en volumen), utilizando las densidades relativas de estos gases con respecto al hidrógeno.

Solución. A menudo, los cálculos se realizan de acuerdo con la regla de mezcla, que establece que la relación entre los volúmenes de gases en una mezcla de gases de dos componentes es inversamente proporcional a las diferencias entre la densidad de la mezcla y las densidades de los gases que componen esta mezcla. . Denotemos la densidad relativa de la mezcla de gases con respecto al hidrógeno por D H2. será mayor que la densidad del metano, pero menor que la densidad del oxígeno:

80D H2 – 640 = 320 – 20 D H2; D H2 = 9,6.

La densidad del hidrógeno de esta mezcla de gases es 9,6. peso molecular promedio de la mezcla de gases METRO H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Ejemplo 4. Cálculo de la masa molar de un gas.

La masa de 0,327×10 -3 m 3 de gas a 13 0 C y una presión de 1,040×10 5 Pa es igual a 0,828×10 -3 kg. Calcule la masa molar del gas.

Solución. La masa molar de un gas se puede calcular mediante la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:

Dónde metro– masa de gas; METRO– masa molar de gas; R– constante de gas molar (universal), cuyo valor está determinado por las unidades de medida aceptadas.

Si la presión se mide en Pa y el volumen en m3, entonces R=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

El volumen molar de un gas es igual a la relación entre el volumen del gas y la cantidad de sustancia de este gas, es decir

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

donde V m es el volumen molar de gas, un valor 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) es la fracción en volumen del 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.

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

Cantidad de sustancia

Los cálculos cuantitativos se realizan para llevar a cabo realmente un proceso particular o para conocer la composición y estructura de una determinada sustancia. Estos cálculos son inconvenientes de realizar con valores absolutos de la masa de átomos o moléculas debido a que 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 con la letra griega v (nu) 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 hay en 12 g de 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 el sistema internacional C, el volumen molar de sustancias gaseosas se mide en metros cúbicos 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: