Peso molecular atómico o relativo. Para determinar si una sustancia en estudio es molecular o atómica, es necesario observar su fórmula química. Por ejemplo, H2O (agua) es una molécula, O2 (oxígeno) es una molécula, Fe (hierro) es un átomo, C (carbono) es un átomo.

Para una sustancia atómica, basta con encontrarla en la tabla periódica: la masa atómica relativa se indica en la celda de cada elemento. Por ejemplo, las masas atómicas relativas de las sustancias C, Fe, Na son 12, 56, 23 (redondeadas al número entero más cercano); por lo tanto, sus masas molares M son 12 g/mol, 56 g/mol, 23 g/mol. .

Si una sustancia química está formada por moléculas, un mol de esa sustancia contendrá 6,02x10^23 moléculas. Entonces, 1 mol de hidrógeno H2 son 6.02x10^23 moléculas de H2, 1 mol de agua H2O son 6.02x10^23 moléculas de H2O, 1 mol de C6H12O6 son 6.02x10^23 moléculas de C6H12O6.

Si una sustancia consta de átomos, un mol de esta sustancia contendrá el mismo número de átomos de Avogadro: 6,02x10^23. Esto se aplica, por ejemplo, a 1 mol de hierro Fe o azufre S.

¿Qué indica la cantidad de sustancia?

Entonces, 1 mol de cualquier sustancia química contiene el número de Avogadrio de partículas que componen esta sustancia, es decir aproximadamente 6.02x10^23 moléculas o átomos. La cantidad total de una sustancia (número de moles) con la letra latina n o la letra griega "nu". Se puede encontrar mediante la relación entre el número total de moléculas o átomos de una sustancia y el número de moléculas en 1 mol: el número de Avogadro:

n=N/N(A), donde n es la cantidad de sustancia (mol), N es el número de partículas de la sustancia, N(A) es el número de Avogadro.

A partir de aquí podemos expresar el número de partículas en una determinada cantidad de sustancia:

La masa real de un mol de una sustancia se llama masa molar y se designa con la letra M. Se expresa en “gramos por mol” (g/mol), pero es numéricamente igual a la masa molecular relativa de la sustancia Sr. (si la sustancia está formada por moléculas) o la masa atómica relativa de la sustancia Ar, si una sustancia está formada por átomos.

Las masas relativas de los elementos se pueden encontrar en la tabla periódica (normalmente se redondean durante los cálculos). Entonces, para el hidrógeno es 1, para el litio – 7, para el carbono – 12, para el oxígeno – 16, etc. Las masas moleculares relativas están formadas por las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua H2O

Sr(H2O)=2xAr(H)+Ar(O)=2x1+16=18.

Las masas atómicas y moleculares relativas son cantidades adimensionales, ya que expresan la masa de un átomo y una molécula en relación con una unidad convencional: 1/12 de la masa de un átomo de carbono.

En los problemas típicos, generalmente es necesario encontrar cuántas moléculas o átomos están contenidos en una cantidad determinada de una sustancia, qué constituye una cantidad determinada de una sustancia, cuántas moléculas hay en una masa determinada. Es importante entender que una sustancia indica la cantidad de moles de cada elemento incluido en su composición. Es decir, 1 mol de H2SO4 contiene 2 moles de átomos de hidrógeno H, 1 mol de átomos de azufre S, 4 moles de átomos de oxígeno O.

Las concentraciones molares y molares, a pesar de tener nombres similares, son valores diferentes. Su principal diferencia es que al determinar la concentración molar, el cálculo no se realiza por el volumen de la solución, como cuando se determina la molaridad, sino por la masa del disolvente.

Información general sobre soluciones y solubilidad.

Se llama sistema homogéneo al que incluye una serie de componentes independientes entre sí. Uno de ellos se considera disolvente y el resto son sustancias disueltas en él. El disolvente es la sustancia que más abunda en la solución.

La solubilidad es la capacidad de una sustancia para formar sistemas homogéneos con otras sustancias, soluciones en las que se encuentra en forma de átomos, iones, moléculas o partículas individuales. Y la concentración es una medida de solubilidad.

Por tanto, la solubilidad es la capacidad de las sustancias de distribuirse uniformemente en forma de partículas elementales por todo el volumen del disolvente.

Las verdaderas soluciones se clasifican de la siguiente manera:

por tipo de disolvente: no acuoso y acuoso;
por tipo de sustancia disuelta: soluciones de gases, ácidos, álcalis, sales, etc.;
por interacción con la corriente eléctrica: electrolitos (sustancias que tienen conductividad eléctrica) y no electrolitos (sustancias que no son capaces de tener conductividad eléctrica);
por concentración: diluido y concentrado.

Concentración y formas de expresarlo

La concentración es el contenido (en peso) de una sustancia disuelta en una determinada cantidad (en peso o volumen) de un disolvente o en un determinado volumen de toda la solución. Viene en los siguientes tipos:

1. Concentración porcentual (expresada en %): indica cuántos gramos de sustancia disuelta hay en 100 gramos de solución.

2. La concentración molar es la cantidad de gramos-moles por 1 litro de solución. Muestra cuántas moléculas de gramo hay en 1 litro de solución de una sustancia.

3. La concentración normal es el número de equivalentes en gramos por 1 litro de solución. Muestra cuántos equivalentes gramos de una sustancia disuelta hay en 1 litro de solución.

4. La concentración molal muestra cuánta sustancia disuelta en moles hay por 1 kilogramo de disolvente.

5. El título determina el contenido (en gramos) de una sustancia que se disuelve en 1 mililitro de solución.

La concentración molar y molar son diferentes entre sí. Consideremos sus características individuales.

Concentración molar

Fórmula para su determinación:

Cv=(v/V), donde

V es el volumen total de solución, litro o m3.

Por ejemplo, la entrada "Solución 0,1 M de H 2 SO 4" indica que hay 0,1 mol (9,8 gramos) de ácido sulfúrico en 1 litro de dicha solución.

Concentración molar

Siempre hay que tener en cuenta que las concentraciones molares y molares tienen significados completamente diferentes.

¿Qué es una fórmula molal? La fórmula para determinarla es:

Cm=(v/m), donde

v es la cantidad de sustancia disuelta, mol;

m es la masa del disolvente, kg.

Por ejemplo, escribir solución de NaOH 0,2 M significa que se disuelven 0,2 moles de NaOH en 1 kilogramo de agua (en este caso es un disolvente).

Fórmulas adicionales necesarias para los cálculos.

Es posible que se requiera mucha información de respaldo antes de poder calcular la concentración molar. A continuación se presentan fórmulas que pueden ser útiles para resolver problemas básicos.

Por cantidad de una sustancia ν se entiende un determinado número de átomos, electrones, moléculas, iones u otras partículas.

v=m/M=N/N A =V/V m , donde:

m es la masa del compuesto, go kg;
M es masa molar, g (o kg)/mol;
N - número de unidades estructurales;
N A es el número de unidades estructurales en 1 mol de una sustancia, constante de Avogadro: 6,02. 10 23 moles - 1;
V - volumen total, l o m 3;
V m - volumen molar, l/mol o m 3 /mol.

Este último se calcula mediante la fórmula:

Vm =RT/P, donde

R - constante, 8,314 J/(mol. K);
T - temperatura del gas, K;
P - presión del gas, Pa.

Ejemplos de problemas de molaridad y molalidad. Tarea número 1

Determine la concentración molar de hidróxido de potasio en una solución de 500 ml. La masa de KOH en solución es de 20 gramos.

Definición

La masa molar del hidróxido de potasio es:

MKOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol.

Calculamos cuánto contiene la solución:

ν(KOH) = m/M = 20/56 = 0,36 moles.

Tenemos en cuenta que el volumen de la solución debe expresarse en litros:

500 ml = 500/1000 = 0,5 litros.

Determine la concentración molar de hidróxido de potasio:

Cv(KOH) = v(KOH)/V(KOH) = 0,36/0,5 = 0,72 mol/litro.

Tarea número 2

¿Cuánto óxido de azufre (IV) en condiciones normales (es decir, cuando P = 101325 Pa y T = 273 K) se debe tomar para preparar una solución de ácido sulfuroso con una concentración de 2,5 mol/litro con un volumen de 5 litros?

Definición

Determinemos cuánto contiene la solución:

ν(H 2 SO 3) = Cv(H 2 SO 3) ∙ V (solución) = 2,5 ∙ 5 = 12,5 mol.

La ecuación para producir ácido sulfuroso es la siguiente:

ASI 2 + H 2 O = H 2 ASI 3

De acuerdo a esto:

ν(SO2) = ν(H2SO3);

ν(SO2) = 12,5 moles.

Recordando que en condiciones normales 1 mol de gas tiene un volumen de 22,4 litros, calculamos el volumen de óxido de azufre:

V(SO 2) = ν(SO 2) ∙ 22,4 = 12,5 ∙ 22,4 = 280 litros.

Tarea número 3

Determine la concentración molar de NaOH en la solución cuando sea igual al 25,5% y la densidad sea 1,25 g/ml.

Definición

Tomamos como muestra una solución de 1 litro y determinamos su masa:

m (solución) = V (solución) ∙ p (solución) = 1000 ∙ 1,25 = 1250 gramos.

Calculamos cuánto álcali hay en la muestra en peso:

m (NaOH) = (w ∙ m (solución))/100% = (25,5 ∙ 1250)/100 = 319 gramos.

El hidróxido de sodio es igual a:

Calculamos cuánto contiene la muestra:

v(NaOH) = m/M = 319/40 = 8 moles.

Determine la concentración molar de álcali:

Cv(NaOH)=v/V = 8/1 = 8 mol/litro.

Tarea número 4

Se disolvieron 10 gramos de sal NaCl en agua (100 gramos). Establezca la concentración de la solución (molal).

Definición

La masa molar de NaCl es:

MNaCl = 23 + 35 = 58 g/mol.

Cantidad de NaCl contenida en la solución:

ν(NaCl) = m/M = 10/58 = 0,17 mol.

En este caso, el disolvente es agua:

100 gramos de agua = 100/1000 = 0,1 kg de H 2 O en esta solución.

La concentración molal de la solución será igual a:

Cm(NaCl) = v(NaCl)/m(agua) = 0,17/0,1 = 1,7 mol/kg.

Problema #5

Determine la concentración molal de una solución alcalina de NaOH al 15%.

Definición

Una solución de lejía al 15% significa que cada 100 gramos de solución contienen 15 gramos de NaOH y 85 gramos de agua. O que en cada 100 kilogramos de solución hay 15 kilogramos de NaOH y 85 kilogramos de agua. Para prepararlo es necesario disolver 15 gramos (kilogramos) de álcali en 85 gramos (kilogramos) de H 2 O.

La masa molar del hidróxido de sodio es:

M NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol.

Ahora encontramos la cantidad de hidróxido de sodio en la solución:

ν=m/M=15/40=0,375 moles.

Masa de solvente (agua) en kilogramos:

85 gramos de H 2 O = 85/1000 = 0,085 kg de H 2 O en esta solución.

A continuación se determina la concentración molar:

Cm=(ν/m)=0,375/0,085=4,41 mol/kg.

De acuerdo con estos problemas estándar, la mayoría de los demás se pueden resolver para determinar la molalidad y la molaridad.

Convertidor de longitud y distancia Convertidor de masa Convertidor de medidas de volumen de productos a granel y productos alimenticios Convertidor de área Convertidor de volumen y unidades de medida en recetas culinarias Convertidor de temperatura Convertidor de presión, estrés mecánico, módulo de Young Convertidor de energía y trabajo Convertidor de potencia Convertidor de fuerza Convertidor de tiempo Convertidor de velocidad lineal Convertidor de ángulo plano Eficiencia térmica y eficiencia de combustible Convertidor de números en varios sistemas numéricos Convertidor de unidades de medida de cantidad de información Tipos de cambio Tallas de ropa y calzado de mujer Tallas de calzado y ropa de hombre Convertidor de velocidad angular y frecuencia de rotación Convertidor de aceleración Convertidor de aceleración angular Convertidor de densidad Convertidor de volumen específico Convertidor de momento de inercia Convertidor de momento de fuerza Convertidor de par Convertidor de calor específico de combustión (en masa) Convertidor de densidad de energía y calor específico de combustión (en volumen) Convertidor de diferencia de temperatura Coeficiente de convertidor de expansión térmica Convertidor de resistencia térmica Convertidor de conductividad térmica Convertidor de capacidad calorífica específica Convertidor de exposición de energía y potencia de radiación térmica Convertidor de densidad de flujo de calor Convertidor de coeficiente de transferencia de calor Convertidor de caudal volumétrico Convertidor de caudal másico Convertidor de caudal molar Convertidor de densidad de flujo másico Convertidor de concentración molar Convertidor de concentración másica en solución Dinámico (absoluto) Convertidor de viscosidad Convertidor de viscosidad cinemática Convertidor de tensión superficial Convertidor de permeabilidad al vapor Convertidor de permeabilidad al vapor y tasa de transferencia de vapor Convertidor de nivel de sonido Convertidor de sensibilidad del micrófono Convertidor de nivel de presión sonora (SPL) Convertidor de nivel de presión sonora con presión de referencia seleccionable Convertidor de luminancia Convertidor de intensidad luminosa Convertidor de iluminancia Convertidor de resolución de gráficos por computadora Convertidor de frecuencia y longitud de onda Potencia de dioptrías y longitud focal Potencia de dioptrías y aumento de lente (×) Convertidor de carga eléctrica Convertidor de densidad de carga lineal Convertidor de densidad de carga superficial Convertidor de densidad de carga volumétrica Convertidor de corriente eléctrica Convertidor de densidad de corriente lineal Convertidor de densidad de corriente superficial Convertidor de intensidad de campo eléctrico Potencial electrostático y convertidor de voltaje Convertidor de resistencia eléctrica Convertidor de resistividad eléctrica Convertidor de conductividad eléctrica Convertidor de conductividad eléctrica Capacitancia eléctrica Convertidor de inductancia Convertidor de calibre de cable americano Niveles en dBm (dBm o dBm), dBV (dBV), vatios, etc. unidades Convertidor de fuerza magnetomotriz Convertidor de intensidad de campo magnético Convertidor de flujo magnético Convertidor de inducción magnética Radiación. Convertidor de tasa de dosis absorbida de radiación ionizante Radiactividad. Convertidor de desintegración radiactiva Radiación. Convertidor de dosis de exposición Radiación. Convertidor de dosis absorbida Convertidor de prefijos decimales Transferencia de datos Convertidor de unidades de procesamiento de imágenes y tipografía Convertidor de unidades de volumen de madera Cálculo de masa molar Tabla periódica de elementos químicos de D. I. Mendeleev

calculadora de masa molar

Lunar

Todas las sustancias están formadas por átomos y moléculas. En química, es importante medir con precisión la masa de sustancias que reaccionan y se producen como resultado. Por definición, un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantos elementos estructurales (átomos, moléculas, iones, electrones y otras partículas o grupos de ellos) como átomos hay en 12 gramos de un isótopo de carbono con una masa atómica relativa. masa de 12. Este número se llama constante o número de Avogadro y es igual a 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹.

Número de Avogadro N A = 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹

En otras palabras, un mol es una cantidad de sustancia igual en masa a la suma de las masas atómicas de los átomos y moléculas de la sustancia, multiplicada por el número de Avogadro. La unidad de cantidad de una sustancia, el mol, es una de las siete unidades básicas del SI y está simbolizada por el mol. Dado que el nombre de la unidad y su símbolo son iguales, cabe señalar que el símbolo no se declina, a diferencia del nombre de la unidad, que se puede declinar según las reglas habituales del idioma ruso. Por definición, un mol de carbono-12 puro equivale exactamente a 12 g.

Masa molar

La masa molar es una propiedad física de una sustancia, definida como la relación entre la masa de esta sustancia y la cantidad de sustancia en moles. En otras palabras, esta es la masa de un mol de una sustancia. La unidad SI de masa molar es kilogramo/mol (kg/mol). Sin embargo, los químicos están acostumbrados a utilizar la unidad g/mol, más conveniente.

masa molar = g/mol

Masa molar de elementos y compuestos.

Los compuestos son sustancias formadas por diferentes átomos que están unidos químicamente entre sí. Por ejemplo, las siguientes sustancias, que se pueden encontrar en la cocina de cualquier ama de casa, son compuestos químicos:

sal (cloruro de sodio) NaCl
azúcar (sacarosa) C₁₂H₂₂O₁₁
vinagre (solución de ácido acético) CH₃COOH

La masa molar de un elemento químico en gramos por mol es numéricamente la misma que la masa de los átomos del elemento expresada en unidades de masa atómica (o daltons). La masa molar de los compuestos es igual a la suma de las masas molares de los elementos que componen el compuesto, teniendo en cuenta el número de átomos del compuesto. Por ejemplo, la masa molar del agua (H₂O) es aproximadamente 2 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Masa molecular

La masa molecular (el antiguo nombre es peso molecular) es la masa de una molécula, calculada como la suma de las masas de cada átomo que forma la molécula, multiplicada por el número de átomos de esta molécula. El peso molecular es sin dimensiones una cantidad física numéricamente igual a la masa molar. Es decir, la masa molecular difiere de la masa molar en dimensión. Aunque la masa molecular no tiene dimensiones, todavía tiene un valor llamado unidad de masa atómica (uma) o dalton (Da), que es aproximadamente igual a la masa de un protón o neutrón. La unidad de masa atómica también es numéricamente igual a 1 g/mol.

Cálculo de masa molar.

La masa molar se calcula de la siguiente manera:

determinar las masas atómicas de los elementos según la tabla periódica;
determinar el número de átomos de cada elemento en la fórmula del compuesto;
determine la masa molar sumando las masas atómicas de los elementos incluidos en el compuesto, multiplicadas por su número.

Por ejemplo, calculemos la masa molar del ácido acético.

Consiste en:

dos átomos de carbono
cuatro átomos de hidrógeno
dos átomos de oxígeno

carbono C = 2 × 12,0107 g/mol = 24,0214 g/mol
hidrógeno H = 4 × 1,00794 g/mol = 4,03176 g/mol
oxígeno O = 2 × 15,9994 g/mol = 31,9988 g/mol
masa molar = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Nuestra calculadora realiza exactamente este cálculo. Puede ingresar la fórmula del ácido acético y verificar qué sucede.

¿Le resulta difícil traducir unidades de medida de un idioma a otro? Los colegas están listos para ayudarlo. Publicar una pregunta en TCTerms y en unos minutos recibirás una respuesta.

En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Lunar - esta es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) como átomos hay en 0,012 kg del isótopo de carbono 12 C.

Conociendo la masa de un átomo de carbono (1,93310 -26 kg), podemos calcular el número de átomos de N A en 0,012 kg de carbono.

N A = 0,012/1,93310 -26 = 6,0210 23 mol -1

6.0210 23 mol -1 se llama la constante de avogadro(designación N A, dimensión 1/mol o mol -1). Muestra el número de unidades estructurales en un mol de cualquier sustancia.

Masa molar– un valor igual a la relación entre la masa de una sustancia y la cantidad de sustancia. Tiene la dimensión kg/mol o g/mol. Generalmente se le denomina M.

En general, la masa molar de una sustancia, expresada en g/mol, es numéricamente igual a la masa atómica relativa (A) o molecular relativa (M) de esta sustancia. Por ejemplo, las masas atómicas y moleculares relativas de C, Fe, O 2, H 2 O son respectivamente 12, 56, 32, 18, y sus masas molares son respectivamente 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol. , 18 g/mol.

Cabe señalar que masa y cantidad de una sustancia son conceptos diferentes. La masa se expresa en kilogramos (gramos) y la cantidad de una sustancia se expresa en moles. Existen relaciones simples entre la masa de una sustancia (m, g), la cantidad de sustancia (ν, mol) y la masa molar (M, g/mol)

m = νM; v = m/M; M = m/v.

Con estas fórmulas, es fácil calcular la masa de una determinada cantidad de una sustancia, determinar el número de moles de una sustancia en una masa conocida o encontrar la masa molar de una sustancia.

Masas atómicas y moleculares relativas.

En química, tradicionalmente se utilizan valores de masa relativos en lugar de absolutos. Desde 1961, la unidad de masa atómica (abreviada a.m.u.), que es 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12, es decir, el isótopo del carbono 12 C, se adoptó como unidad de masas atómicas relativas.

Peso molecular relativo(M r) de una sustancia es un valor igual a la relación entre la masa promedio de una molécula de la composición isotópica natural de la sustancia y 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 C.

La masa molecular relativa es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que componen la molécula y se calcula fácilmente usando la fórmula de la sustancia, por ejemplo, la fórmula de la sustancia es B x D y C z , entonces

Señor r = xA B + yA D + zA C.

La masa molecular tiene la dimensión a.m.u. y es numéricamente igual a la masa molar (g/mol).

Leyes de los gases

El estado de un gas se caracteriza completamente por su temperatura, presión, volumen, masa y masa molar. Las leyes que conectan estos parámetros son muy cercanas para todos los gases y absolutamente precisas para gas ideal , en el que no hay ninguna interacción entre partículas y cuyas partículas son puntos materiales.

Los primeros estudios cuantitativos de reacciones entre gases pertenecieron al científico francés Gay-Lussac. Es autor de las leyes de expansión térmica de los gases y de la ley de relaciones volumétricas. Estas leyes fueron explicadas en 1811 por el físico italiano A. Avogadro. Ley de Avogadro - uno de los principios básicos importantes de la química, que establece que “ Volúmenes iguales de diferentes gases tomados a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas.».

Consecuencias de la ley de Avogadro:

1) las moléculas de la mayoría de los átomos simples son diatómicas (H 2 , ACERCA DE 2 etc.);

2) el mismo número de moléculas de diferentes gases en las mismas condiciones ocupan el mismo volumen.

3) en condiciones normales, un mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a 22,4 dm 3 (l). Este volumen se llama molarvolumen de gas(V o) (condiciones normales - t o = 0 °C o

T o = 273 K, Po = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. Hg Arte. = 1 atmósfera).

4) un mol de cualquier sustancia y un átomo de cualquier elemento, independientemente de las condiciones y estado de agregación, contienen el mismo número de moléculas. Este Número de Avogadro (constante de Avogadro) - se ha establecido experimentalmente que este número es igual a

norte A = 6,02213∙10 23 (moléculas).

De este modo: para gases 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6.023∙10 23 moléculas – M, g/mol ;

por sustancia 1 mol – 6.023∙10 23 moléculas – M, g/mol.

Basado en la ley de Avogadro: a la misma presión y las mismas temperaturas, las masas (m) de volúmenes iguales de gases están relacionadas como sus masas molares (M)

m 1 /m 2 = M 1 /M 2 = D,

donde D es la densidad relativa del primer gas con respecto al segundo.

De acuerdo a ley de R. Boyle – E. Mariotte , a temperatura constante, la presión producida por una determinada masa de gas es inversamente proporcional al volumen del gas.

P o /P 1 = V 1 /V o o PV = const.

Esto significa que a medida que aumenta la presión, el volumen de gas disminuye. Esta ley fue formulada por primera vez en 1662 por R. Boyle. Dado que en su creación también participó el científico francés E. Marriott, en otros países excepto Inglaterra, esta ley recibe un doble nombre. Representa un caso especial ley de los gases ideales(que describe un gas hipotético que idealmente obedece todas las leyes del comportamiento del gas).

Por Ley de J. Gay-Lussac : a presión constante, el volumen de gas cambia en proporción directa a la temperatura absoluta (T)

V 1 /T 1 = V o /T o o V/T = const.

La relación entre el volumen, la presión y la temperatura del gas se puede expresar mediante una ecuación general que combina las leyes de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac ( ley unida de gases)

PV/T=P o V o /T o,

donde P y V son la presión y el volumen de gas a una temperatura determinada T; P o y V o - presión y volumen de gas en condiciones normales (n.s.).

Ecuación de Mendeleev-Clapeyron (ecuación de estado de un gas ideal) establece la relación entre la masa (m, kg), temperatura (T, K), presión (P, Pa) y volumen (V, m 3) de un gas con su masa molar ( M, kg/mol)

donde R es la constante universal de los gases, igual a 8,314 J/(mol·K). Además, la constante de los gases tiene dos valores más: P – mmHg, V - cm 3 (ml), R = 62400 ;

R – cajero automático, V – dm 3 (l), R = 0,082 .

Presión parcial (lat. parcial- parcial, de lat. pares- parte) - la presión de un componente individual de la mezcla de gases. La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes.

La presión parcial de un gas disuelto en un líquido es la presión parcial del gas que se formaría en la fase de formación de gas en estado de equilibrio con el líquido a la misma temperatura. La presión parcial de un gas se mide como la actividad termodinámica de las moléculas del gas. Los gases siempre fluirán desde una zona de alta presión parcial hacia una zona de menor presión; y cuanto mayor sea la diferencia, más rápido será el flujo. Los gases se disuelven, difunden y reaccionan según su presión parcial y no necesariamente dependen de la concentración en la mezcla de gases. La ley de la suma de presiones parciales fue formulada en 1801 por J. Dalton. Al mismo tiempo, la justificación teórica correcta, basada en la teoría cinética molecular, se hizo mucho más tarde. las leyes de dalton - dos leyes físicas que determinan la presión total y la solubilidad de una mezcla de gases y fueron formuladas por él a principios del siglo XIX.

Una de las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) es La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Lunar – esta es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales de una sustancia determinada (moléculas, átomos, iones, etc.) como átomos de carbono contenidos en 0,012 kg (12 g) de un isótopo de carbono. 12 CON .

Considerando que el valor de la masa atómica absoluta del carbono es igual a metro(C) = 1,99 10  26 kg, se puede calcular el número de átomos de carbono norte A, contenido en 0,012 kg de carbono.

Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de partículas de esta sustancia (unidades estructurales). El número de unidades estructurales contenidas en una sustancia con una cantidad de un mol es 6,02 · 10 23 y se llama El número de Avogadro (norte A ).

Por ejemplo, un mol de cobre contiene 6,02 · 10 23 átomos de cobre (Cu) y un mol de hidrógeno (H 2) contiene 6,02 · 10 23 moléculas de hidrógeno.

Masa molar(METRO) es la masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.

La masa molar se designa con la letra M y tiene la dimensión [g/mol]. En física se utiliza la unidad [kg/kmol].

En el caso general, el valor numérico de la masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).

Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua es:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

La masa molar del agua tiene el mismo valor, pero se expresa en g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Por tanto, un mol de agua que contiene 6,02 10 23 moléculas de agua (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrógeno y 6,02 10 23 átomos de oxígeno) tiene una masa de 18 gramos. El agua, con una cantidad de sustancia de 1 mol, contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

1.3.4. La relación entre la masa de una sustancia y su cantidad.

Conociendo la masa de una sustancia y su fórmula química, y por tanto el valor de su masa molar, se puede determinar la cantidad de la sustancia y, a la inversa, conociendo la cantidad de la sustancia, se puede determinar su masa. Para tales cálculos debes usar las fórmulas:

donde ν es la cantidad de sustancia, [mol]; metro– masa de la sustancia, [g] o [kg]; M – masa molar de la sustancia, [g/mol] o [kg/kmol].

Por ejemplo, para encontrar la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4) en una cantidad de 5 moles, encontramos:

1) el valor de la masa molecular relativa del Na 2 SO 4, que es la suma de los valores redondeados de las masas atómicas relativas:

Мr(Na 2 SO 4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) un valor numéricamente igual de la masa molar de la sustancia:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) y, finalmente, la masa de 5 moles de sulfato de sodio:

metro = ν M = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Respuesta: 710.

1.3.5. La relación entre el volumen de una sustancia y su cantidad.

En condiciones normales (n.s.), es decir a presión R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), y temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), un mol de diferentes gases y vapores ocupa el mismo volumen igual a 22,4 litros.

El volumen que ocupa 1 mol de gas o vapor a nivel del suelo se llama volumen molargas y tiene la dimensión litro por mol.

Vmol = 22,4 l/mol.

Conociendo la cantidad de sustancia gaseosa (ν ) Y valor del volumen molar (V mol) Puedes calcular su volumen (V) en condiciones normales:

V = ν V mol,

donde ν es la cantidad de sustancia [mol]; V – volumen de sustancia gaseosa [l]; Vmol = 22,4 l/mol.

Y, a la inversa, conociendo el volumen ( V) de una sustancia gaseosa en condiciones normales, su cantidad (ν) se puede calcular :