Volumen molar o2. Volumen molar

Para conocer la composición de cualquier sustancia gaseosa, es necesario poder operar con conceptos como volumen molar, masa molar y densidad de la materia. 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. Relativo masas atómicas Además, en la mayoría de los casos es imposible utilizarlos, ya que no están relacionados 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 sustancias contenidas en ella. unidades estructurales(moléculas, partículas atómicas).

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 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. 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:

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 que forman 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 los 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 iniciales (si tenemos en cuenta la ecuación escrita, entonces de las 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.

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.

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 general valor numérico La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).

Por ejemplo, relativo masa molecular el agua es igual a:

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 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 :