Poids atomique ou moléculaire relatif. Pour déterminer si une substance étudiée est moléculaire ou atomique, vous devez examiner sa formule chimique. Par exemple, H2O (eau) est une molécule, O2 (oxygène) est une molécule, Fe (fer) est un atome, C (carbone) est un atome.

Pour une substance atomique, il suffit de la retrouver dans le tableau périodique - la masse atomique relative est indiquée dans la cellule de chaque élément. Par exemple, les masses atomiques relatives des substances C, Fe, Na sont 12, 56, 23 (arrondies au nombre entier le plus proche) - donc leurs masses molaires M sont 12 g/mol, 56 g/mol, 23 g/mol .

Si une substance chimique est constituée de molécules, une mole de cette substance contiendra 6,02x10^23 molécules. Ainsi, 1 mole d'hydrogène H2 équivaut à 6,02x10^23 molécules de H2, 1 mole d'eau H2O équivaut à 6,02x10^23 molécules de H2O, 1 mole de C6H12O6 équivaut à 6,02x10^23 molécules de C6H12O6.

Si une substance est constituée d'atomes, une mole de cette substance contiendra le même nombre d'atomes d'Avogadro - 6,02x10^23. Cela s'applique par exemple à 1 mole de fer Fe ou de soufre S.

Qu'indique la quantité de substance ?

Ainsi, 1 mole de toute substance chimique contient le nombre avogadrien de particules qui composent cette substance, c'est-à-dire environ 6,02x10^23 molécules ou atomes. La quantité totale d'une substance (nombre de moles) avec la lettre latine n ou la lettre grecque « nu ». Il peut être trouvé par le rapport du nombre total de molécules ou d'atomes d'une substance au nombre de molécules dans 1 mole - le nombre d'Avogadro :

n=N/N(A), où n est la quantité de substance (mol), N est le nombre de particules de la substance, N(A) est le nombre d'Avogadro.

À partir de là, nous pouvons exprimer le nombre de particules dans une quantité donnée de substance :

La masse réelle d'une mole d'une substance est appelée sa masse molaire et est désignée par la lettre M. Elle est exprimée en « grammes par mole » (g/mol), mais est numériquement égale à la masse moléculaire relative de la substance Mr. (si la substance est constituée de molécules) ou la masse atomique relative de la substance Ar, si une substance est constituée d'atomes.

Les masses relatives des éléments peuvent être trouvées à partir du tableau périodique (elles sont généralement arrondies lors des calculs). Ainsi, pour l’hydrogène c’est 1, pour le lithium – 7, pour le carbone – 12, pour l’oxygène – 16, etc. Les masses moléculaires relatives sont constituées des masses atomiques relatives des atomes qui composent la molécule. Par exemple, le poids moléculaire relatif de l'eau H2O

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

Les masses atomiques et moléculaires relatives sont des quantités sans dimension, puisqu'elles expriment la masse d'un atome et d'une molécule par rapport à une unité conventionnelle - 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

Dans les problèmes typiques, vous devez généralement déterminer combien de molécules ou d'atomes sont contenus dans une quantité donnée d'une substance, ce qui constitue une quantité donnée d'une substance, combien de molécules contiennent une masse donnée. Il est important de comprendre qu’une substance indique le nombre de moles de chaque élément entrant dans sa composition. Autrement dit, 1 mole de H2SO4 contient 2 moles d'atomes d'hydrogène H, 1 mole d'atomes de soufre S, 4 moles d'atomes d'oxygène O.

Les concentrations molaires et molaires, malgré leurs noms similaires, sont des valeurs différentes. Leur principale différence est que lors de la détermination de la concentration molaire, le calcul n'est pas effectué par le volume de la solution, comme lors de la détermination de la molarité, mais par la masse du solvant.

Informations générales sur les solutions et la solubilité

On appelle un système homogène qui comprend un certain nombre de composants indépendants les uns des autres. L'un d'eux est considéré comme un solvant et les autres sont des substances dissoutes. Le solvant est la substance la plus abondante dans la solution.

La solubilité est la capacité d'une substance à former des systèmes homogènes avec d'autres substances - des solutions dans lesquelles elle se trouve sous forme d'atomes, d'ions, de molécules ou de particules individuels. Et la concentration est une mesure de solubilité.

Par conséquent, la solubilité est la capacité des substances à se répartir uniformément sous forme de particules élémentaires dans tout le volume du solvant.

Les vraies solutions sont classées comme suit :

par type de solvant - non aqueux et aqueux ;
par type de substance dissoute - solutions de gaz, acides, alcalis, sels, etc. ;
par interaction avec le courant électrique - électrolytes (substances qui ont une conductivité électrique) et non-électrolytes (substances qui ne sont pas capables de conductivité électrique) ;
par concentration - dilué et concentré.

Concentration et les moyens de l'exprimer

La concentration est la teneur (en poids) d'une substance dissoute dans une certaine quantité (en poids ou en volume) d'un solvant ou dans un certain volume de la solution entière. Il se présente sous les types suivants :

1. Concentration en pourcentage (exprimée en %) - indique combien de grammes de substance dissoute sont contenus dans 100 grammes de solution.

2. La concentration molaire est le nombre de grammes-moles pour 1 litre de solution. Indique combien de molécules-grammes sont contenues dans 1 litre de solution d'une substance.

3. La concentration normale est le nombre d’équivalents-grammes pour 1 litre de solution. Indique combien d'équivalents-grammes de substance dissoute sont contenus dans 1 litre de solution.

4. La concentration molaire indique la quantité de substance dissoute en moles pour 1 kilogramme de solvant.

5. Le titre détermine la teneur (en grammes) d'une substance dissoute dans 1 millilitre de solution.

Les concentrations molaire et molaire sont différentes les unes des autres. Considérons leurs caractéristiques individuelles.

Concentration molaire

Formule pour sa détermination :

Cv=(v/V), où

V est le volume total de solution, en litre ou en m3.

Par exemple, l'entrée « Solution 0,1 M de H 2 SO 4 » indique que dans 1 litre d'une telle solution il y a 0,1 mole (9,8 grammes) d'acide sulfurique.

Concentration molale

Il faut toujours garder à l’esprit que les concentrations molaires et molaires ont des significations complètement différentes.

Qu'est-ce qu'une formule molaire ? La formule pour la déterminer est :

Cm=(v/m), où

v est la quantité de substance dissoute, mol ;

m est la masse du solvant, kg.

Par exemple, écrire une solution de NaOH 0,2 M signifie que 0,2 mole de NaOH sont dissoutes dans 1 kilogramme d’eau (dans ce cas, il s’agit d’un solvant).

Formules supplémentaires requises pour les calculs

De nombreuses informations complémentaires peuvent être nécessaires avant de pouvoir calculer la concentration molaire. Les formules qui peuvent être utiles pour résoudre des problèmes de base sont présentées ci-dessous.

La quantité d'une substance ν s'entend comme un certain nombre d'atomes, d'électrons, de molécules, d'ions ou d'autres particules.

v=m/M=N/N A =V/V m , où :

m est la masse du composé, g ou kg ;
M est la masse molaire, g (ou kg)/mol ;
N - nombre d'unités structurelles ;
N A est le nombre d'unités structurelles dans 1 mole d'une substance, constante d'Avogadro : 6,02. 10 23 moles - 1 ;
V - volume total, l ou m 3 ;
V m - volume molaire, l/mol ou m 3 /mol.

Cette dernière est calculée par la formule :

V m = RT/P, où

R - constante, 8,314 J/(mol. K) ;
T - température du gaz, K ;
P - pression du gaz, Pa.

Exemples de problèmes sur la molarité et la molalité. Tâche n°1

Déterminer la concentration molaire d'hydroxyde de potassium dans une solution de 500 ml. La masse de KOH en solution est de 20 grammes.

Définition

La masse molaire de l'hydroxyde de potassium est :

M KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol.

Nous calculons la quantité contenue dans la solution :

ν(KOH) = m/M = 20/56 = 0,36 mole.

On tient compte du fait que le volume de la solution doit être exprimé en litres :

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

Déterminer la concentration molaire d'hydroxyde de potassium :

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

Tâche n°2

Quelle quantité d'oxyde de soufre (IV) faut-il prélever dans des conditions normales (c'est-à-dire lorsque P = 101325 Pa et T = 273 K) pour préparer une solution d'acide sulfureux avec une concentration de 2,5 mol/litre et un volume de 5 litres ?

Définition

Déterminons la quantité contenue dans la solution :

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

L’équation pour produire de l’acide sulfureux est la suivante :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

D'après ceci :

ν(SO 2) = ν(H 2 SO 3);

ν(SO 2) = 12,5 mol.

En rappelant que dans des conditions normales 1 mole de gaz a un volume de 22,4 litres, on calcule le volume d'oxyde de soufre :

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

Tâche n°3

Déterminer la concentration molaire de NaOH dans la solution lorsqu'elle est égale à 25,5 % et que la densité est de 1,25 g/ml.

Définition

Nous prenons une solution de 1 litre comme échantillon et déterminons sa masse :

m (solution) = V (solution) ∙ p (solution) = 1 000 ∙ 1,25 = 1 250 grammes.

Nous calculons la quantité d'alcali contenue dans l'échantillon en poids :

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

L'hydroxyde de sodium est égal à :

Nous calculons la quantité contenue dans l'échantillon :

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

Déterminer la concentration molaire d'alcali :

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

Tâche n°4

10 grammes de sel NaCl ont été dissous dans de l'eau (100 grammes). Réglez la concentration de la solution (molale).

Définition

La masse molaire de NaCl est :

MNaCl = 23 + 35 = 58 g/mol.

Quantité de NaCl contenue dans la solution :

ν(NaCl) = m/M = 10/58 = 0,17 mol.

Dans ce cas, le solvant est de l’eau :

100 grammes d'eau = 100/1000 = 0,1 kg H 2 O dans cette solution.

La concentration molaire de la solution sera égale à :

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

Problème n°5

Déterminer la concentration molaire d'une solution alcaline à 15 % NaOH.

Définition

Une solution de lessive à 15 % signifie que 100 grammes de solution contiennent 15 grammes de NaOH et 85 grammes d'eau. Ou que dans 100 kilogrammes de solution, il y a 15 kilogrammes de NaOH et 85 kilogrammes d’eau. Pour le préparer, vous devez dissoudre 15 grammes (kilogrammes) d'alcali dans 85 grammes (kilogrammes) de H 2 O.

La masse molaire de la soude est :

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

On trouve maintenant la quantité d'hydroxyde de sodium dans la solution :

ν = m/M = 15/40 = 0,375 mol.

Masse de solvant (eau) en kilogrammes :

85 grammes de H 2 O = 85/1000 = 0,085 kg de H 2 O dans cette solution.

Après cela, la concentration molaire est déterminée :

Cm=(ν/m)=0,375/0,085=4,41 mol/kg.

Conformément à ces problèmes standards, la plupart des autres peuvent être résolus pour déterminer la molalité et la molarité.

Convertisseur de longueur et de distance Convertisseur de masse Convertisseur de mesures de volume de produits en vrac et de produits alimentaires Convertisseur de surface Convertisseur de volume et d'unités de mesure dans les recettes culinaires Convertisseur de température Convertisseur de pression, contrainte mécanique, module d'Young Convertisseur d'énergie et de travail Convertisseur de puissance Convertisseur de force Convertisseur de temps Convertisseur de vitesse linéaire Convertisseur d'angle plat Efficacité thermique et efficacité énergétique Convertisseur de nombres dans divers systèmes numériques Convertisseur d'unités de mesure de quantité d'informations Taux de change Vêtements et pointures pour femmes Tailles de vêtements et chaussures pour hommes Convertisseur de vitesse angulaire et de vitesse de rotation Convertisseur d'accélération Convertisseur d'accélération angulaire Convertisseur de densité Convertisseur de volume spécifique Convertisseur de moment d'inertie Convertisseur de moment de force Convertisseur de couple Convertisseur de chaleur spécifique de combustion (en masse) Convertisseur de densité d'énergie et de chaleur spécifique de combustion (en volume) Convertisseur de différence de température Convertisseur de coefficient de dilatation thermique Convertisseur de résistance thermique Convertisseur de conductivité thermique Convertisseur de capacité thermique spécifique Convertisseur d'exposition énergétique et de puissance de rayonnement thermique Convertisseur de densité de flux thermique Convertisseur de coefficient de transfert de chaleur Convertisseur de débit volumique Convertisseur de débit massique Convertisseur de débit molaire Convertisseur de densité de débit massique Convertisseur de concentration molaire Convertisseur de concentration massique en solution Dynamique (absolu) Convertisseur de viscosité Convertisseur de viscosité cinématique Convertisseur de tension superficielle Convertisseur de perméabilité à la vapeur Convertisseur de perméabilité à la vapeur et de taux de transfert de vapeur Convertisseur de niveau sonore Convertisseur de sensibilité du microphone Convertisseur de niveau de pression acoustique (SPL) Convertisseur de niveau de pression acoustique avec pression de référence sélectionnable Convertisseur de luminance Convertisseur d'intensité lumineuse Convertisseur d'éclairement Convertisseur de résolution informatique Convertisseur de fréquence et de longueur d'onde Puissance dioptrique et distance focale Puissance dioptrique et grossissement de l'objectif (×) Convertisseur de charge électrique Convertisseur de densité de charge linéaire Convertisseur de densité de charge de surface Convertisseur de densité de charge volumique Convertisseur de courant électrique Convertisseur de densité de courant linéaire Convertisseur de densité de courant de surface Convertisseur d'intensité de champ électrique Potentiel électrostatique et convertisseur de tension Convertisseur de résistance électrique Convertisseur de résistivité électrique Convertisseur de conductivité électrique Convertisseur de conductivité électrique Capacité électrique Convertisseur d'inductance Convertisseur de calibre de fil américain Niveaux en dBm (dBm ou dBm), dBV (dBV), watts, etc. unités Convertisseur de force magnétomotrice Convertisseur d'intensité de champ magnétique Convertisseur de flux magnétique Convertisseur d'induction magnétique Rayonnement. Convertisseur de débit de dose absorbée par rayonnement ionisant Radioactivité. Convertisseur de désintégration radioactive Rayonnement. Convertisseur de dose d'exposition Rayonnement. Convertisseur de dose absorbée Convertisseur de préfixe décimal Transfert de données Convertisseur d'unités de typographie et de traitement d'images Convertisseur d'unités de volume de bois Calcul de la masse molaire Tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev

Calculateur de masse molaire

Taupe

Toutes les substances sont constituées d'atomes et de molécules. En chimie, il est important de mesurer avec précision la masse des substances qui réagissent et qui en résultent. Par définition, une mole est la quantité d'une substance qui contient le même nombre d'éléments structurels (atomes, molécules, ions, électrons et autres particules ou groupes de ceux-ci) qu'il y a d'atomes dans 12 grammes d'un isotope du carbone avec une valeur atomique relative. masse de 12. Ce nombre est appelé constante ou nombre Avogadro et est égal à 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹.

Nombre d'Avogadro N A = 6,02214129(27)×10²³ mol⁻¹

En d’autres termes, une taupe est une quantité de substance égale en masse à la somme des masses atomiques des atomes et des molécules de la substance, multipliée par le nombre d’Avogadro. L'unité de quantité d'une substance, la taupe, est l'une des sept unités de base du SI et est symbolisée par la taupe. Le nom de l'unité et son symbole étant les mêmes, il est à noter que le symbole n'est pas décliné, contrairement au nom de l'unité, qui peut être décliné selon les règles habituelles de la langue russe. Par définition, une mole de carbone 12 pur équivaut exactement à 12 g.

Masse molaire

La masse molaire est une propriété physique d'une substance, définie comme le rapport entre la masse de cette substance et la quantité de substance en moles. En d’autres termes, il s’agit de la masse d’une mole d’une substance. L'unité SI de masse molaire est le kilogramme/mol (kg/mol). Cependant, les chimistes sont habitués à utiliser l’unité g/mol, plus pratique.

masse molaire = g/mol

Masse molaire des éléments et composés

Les composés sont des substances constituées de différents atomes chimiquement liés les uns aux autres. Par exemple, les substances suivantes, que l’on peut trouver dans la cuisine de toute femme au foyer, sont des composés chimiques :

sel (chlorure de sodium) NaCl
sucre (saccharose) C₁₂H₂₂O₁₁
vinaigre (solution d'acide acétique) CH₃COOH

La masse molaire d'un élément chimique en grammes par mole est numériquement la même que la masse des atomes de l'élément exprimée en unités de masse atomique (ou daltons). La masse molaire des composés est égale à la somme des masses molaires des éléments qui composent le composé, en tenant compte du nombre d'atomes du composé. Par exemple, la masse molaire de l'eau (H₂O) est d'environ 2 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Poids moléculaire

La masse moléculaire (l'ancien nom est poids moléculaire) est la masse d'une molécule, calculée comme la somme des masses de chaque atome qui compose la molécule, multipliée par le nombre d'atomes de cette molécule. Le poids moléculaire est sans dimension une grandeur physique numériquement égale à la masse molaire. Autrement dit, la masse moléculaire diffère de la masse molaire en dimension. Bien que la masse moléculaire soit sans dimension, elle a toujours une valeur appelée unité de masse atomique (amu) ou dalton (Da), qui est approximativement égale à la masse d'un proton ou d'un neutron. L’unité de masse atomique est également numériquement égale à 1 g/mol.

Calcul de la masse molaire

La masse molaire est calculée comme suit :

déterminer les masses atomiques des éléments selon le tableau périodique ;
déterminer le nombre d'atomes de chaque élément dans la formule composée ;
déterminer la masse molaire en additionnant les masses atomiques des éléments inclus dans le composé, multipliées par leur nombre.

Par exemple, calculons la masse molaire de l'acide acétique

Il se compose de :

deux atomes de carbone
quatre atomes d'hydrogène
deux atomes d'oxygène

carbone C = 2 × 12,0107 g/mol = 24,0214 g/mol
hydrogène H = 4 × 1,00794 g/mol = 4,03176 g/mol
oxygène O = 2 × 15,9994 g/mol = 31,9988 g/mol
masse molaire = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Notre calculateur effectue exactement ce calcul. Vous pouvez y entrer la formule de l'acide acétique et vérifier ce qui se passe.

Trouvez-vous difficile de traduire des unités de mesure d’une langue à une autre ? Les collègues sont prêts à vous aider. Poster une question dans TCTerms et dans quelques minutes, vous recevrez une réponse.

Dans le Système international d'unités (SI), l'unité de quantité d'une substance est la mole.

Taupe - c'est la quantité d'une substance contenant autant d'unités structurelles (molécules, atomes, ions, électrons, etc.) qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de l'isotope du carbone 12 C.

Connaissant la masse d'un atome de carbone (1,93310 -26 kg), nous pouvons calculer le nombre d'atomes de N A dans 0,012 kg de carbone

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

6,0210 23 mol -1 est appelé constante d'Avogadro(désignation N A, dimension 1/mol ou mol -1). Il montre le nombre d'unités structurelles dans une mole de n'importe quelle substance.

Masse molaire– une valeur égale au rapport entre la masse d'une substance et la quantité de substance. Il a la dimension kg/mol ou g/mol. Il est généralement désigné par M.

De manière générale, la masse molaire d'une substance, exprimée en g/mol, est numériquement égale à la masse atomique relative (A) ou moléculaire relative (M) de cette substance. Par exemple, les masses atomiques et moléculaires relatives de C, Fe, O 2, H 2 O sont respectivement de 12, 56, 32, 18, et leurs masses molaires sont respectivement de 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol. , 18 g/mol.

Il convient de noter que la masse et la quantité d'une substance sont des concepts différents. La masse est exprimée en kilogrammes (grammes) et la quantité d'une substance est exprimée en moles. Il existe des relations simples entre la masse d'une substance (m, g), la quantité de substance (ν, mol) et la masse molaire (M, g/mol)

m = νM ; ν = m/M ; M = m/v.

À l'aide de ces formules, il est facile de calculer la masse d'une certaine quantité d'une substance, ou de déterminer le nombre de moles d'une substance dans une masse connue, ou de trouver la masse molaire d'une substance.

Masses atomiques et moléculaires relatives

En chimie, on utilise traditionnellement des valeurs de masse relatives plutôt qu’absolues. Depuis 1961, l'unité de masse atomique (en abrégé a.m.u.), qui correspond à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12, c'est-à-dire l'isotope du carbone 12 C, a été adoptée comme unité de masses atomiques relatives depuis 1961.

Poids moléculaire relatif(M r) d'une substance est une valeur égale au rapport de la masse moyenne d'une molécule de composition isotopique naturelle d'une substance à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 C.

La masse moléculaire relative est numériquement égale à la somme des masses atomiques relatives de tous les atomes qui composent la molécule et est facilement calculée à l'aide de la formule de la substance, par exemple, la formule de la substance est B x D y C z, alors

M r = xA B + yA D + zA C.

La masse moléculaire a la dimension a.m.u. et est numériquement égal à la masse molaire (g/mol).

Lois sur le gaz

L'état d'un gaz est entièrement caractérisé par sa température, sa pression, son volume, sa masse et sa masse molaire. Les lois qui relient ces paramètres sont très proches pour tous les gaz et absolument précises pour gaz parfait , dans lequel il n'y a absolument aucune interaction entre les particules et dont les particules sont des points matériels.

Les premières études quantitatives des réactions entre gaz appartenaient au scientifique français Gay-Lussac. Il est l'auteur des lois sur la dilatation thermique des gaz et de la loi des relations volumétriques. Ces lois ont été expliquées en 1811 par le physicien italien A. Avogadro. La loi d'Avogadro - l'un des principes de base importants de la chimie, qui stipule que « des volumes égaux de gaz différents prélevés à la même température et pression contiennent le même nombre de molécules».

Conséquences de la loi d'Avogadro :

1) les molécules de la plupart des atomes simples sont diatomiques (H 2 , À PROPOS 2 etc.);

2) le même nombre de molécules de gaz différents dans les mêmes conditions occupent le même volume.

3) dans des conditions normales, une mole de n'importe quel gaz occupe un volume égal à 22,4 dm 3 (l). Ce volume s'appelle molairevolume de gaz(V o) (conditions normales - t o = 0 °C ou

T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. art. Art. = 1 guichet automatique).

4) une mole de n'importe quelle substance et un atome de n'importe quel élément, quels que soient les conditions et l'état d'agrégation, contiennent le même nombre de molécules. Ce Nombre d'Avogadro (constante d'Avogadro) - il a été établi expérimentalement que ce nombre est égal à

N UN = 6,02213∙10 23 (molécules).

Ainsi: pour les gaz 1 mole – 22,4 dm 3 (l) – 6,023∙10 23 molécules – M, g/mol ;

pour le fond 1 taupe – 6,023∙10 23 molécules – M, g/mol.

Basé sur la loi d'Avogadro : à la même pression et aux mêmes températures, les masses (m) de volumes égaux de gaz sont liées comme leurs masses molaires (M)

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

où D est la densité relative du premier gaz par rapport au second.

Selon loi de R. Boyle – E. Mariotte , à température constante, la pression produite par une masse de gaz donnée est inversement proportionnelle au volume du gaz

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

Cela signifie que lorsque la pression augmente, le volume de gaz diminue. Cette loi a été formulée pour la première fois en 1662 par R. Boyle. Puisque le scientifique français E. Marriott a également participé à sa création, dans d'autres pays sauf l'Angleterre, cette loi porte un double nom. Cela représente un cas particulier loi des gaz parfaits(décrivant un gaz hypothétique qui obéit idéalement à toutes les lois du comportement des gaz).

Par Loi de J. Gay-Lussac : à pression constante, le volume de gaz évolue en proportion directe de la température absolue (T)

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

La relation entre le volume du gaz, la pression et la température peut être exprimée par une équation générale combinant les lois de Boyle-Mariotte et de Gay-Lussac ( loi unifiée sur le gaz)

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

où P et V sont la pression et le volume de gaz à une température T donnée ; P o et V o - pression et volume de gaz dans des conditions normales (n.s.).

Équation de Mendeleïev-Clapeyron (équation d'état d'un gaz parfait) établit la relation entre la masse (m, kg), la température (T, K), la pression (P, Pa) et le volume (V, m 3) d'un gaz avec sa masse molaire ( M, kg/mole)

où R est la constante universelle des gaz, égale à 8,314 J/(mol K). De plus, la constante des gaz a deux autres valeurs : P-mmHg, V - cm 3 (ml), R. = 62400 ;

R – guichet automatique, V – DM 3 (l), R. = 0,082 .

Pression partielle (lat. partial- partiel, de lat. pars- partie) - la pression d'un composant individuel du mélange gazeux. La pression totale d'un mélange gazeux est la somme des pressions partielles de ses composants.

La pression partielle d'un gaz dissous dans un liquide est la pression partielle du gaz qui se formerait dans la phase de formation du gaz en état d'équilibre avec le liquide à la même température. La pression partielle d'un gaz est mesurée comme l'activité thermodynamique des molécules de gaz. Les gaz s'écouleront toujours d'une zone de pression partielle élevée vers une zone de pression inférieure ; et plus la différence est grande, plus le flux sera rapide. Les gaz se dissolvent, diffusent et réagissent en fonction de leur pression partielle et ne dépendent pas nécessairement de la concentration dans le mélange gazeux. La loi d'addition de pressions partielles a été formulée en 1801 par J. Dalton. Dans le même temps, la justification théorique correcte, basée sur la théorie de la cinétique moléculaire, a été avancée bien plus tard. Les lois de Dalton - deux lois physiques qui déterminent la pression totale et la solubilité d'un mélange de gaz et ont été formulées par lui au début du XIXe siècle.

L'une des unités de base du Système international d'unités (SI) est L'unité de quantité d'une substance est la taupe.

Taupe – il s'agit de la quantité d'une substance qui contient autant d'unités structurelles d'une substance donnée (molécules, atomes, ions, etc.) qu'il y a d'atomes de carbone contenus dans 0,012 kg (12 g) d'un isotope du carbone 12 AVEC .

Considérant que la valeur de la masse atomique absolue du carbone est égale à m(C) = 1,99 10  26 kg, le nombre d'atomes de carbone peut être calculé N UN, contenu dans 0,012 kg de carbone.

Une mole de n'importe quelle substance contient le même nombre de particules de cette substance (unités structurelles). Le nombre d'unités structurelles contenues dans une substance en quantité d'une mole est de 6,02 10 23 et s'appelle Le numéro d'Avogadro (N UN ).

Par exemple, une mole de cuivre contient 6,02 10 23 atomes de cuivre (Cu) et une mole d'hydrogène (H 2) contient 6,02 10 23 molécules d'hydrogène.

Masse molaire(M) est la masse d'une substance prise à raison de 1 mole.

La masse molaire est désignée par la lettre M et a la dimension [g/mol]. En physique, ils utilisent l'unité [kg/kmol].

Dans le cas général, la valeur numérique de la masse molaire d'une substance coïncide numériquement avec la valeur de sa masse moléculaire relative (atomique relative).

Par exemple, le poids moléculaire relatif de l’eau est :

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

La masse molaire de l'eau a la même valeur, mais s'exprime en g/mol :

M (H 2 O) = 18 g/mole.

Ainsi, une mole d'eau contenant 6,02 10 23 molécules d'eau (respectivement 2 6,02 10 23 atomes d'hydrogène et 6,02 10 23 atomes d'oxygène) a une masse de 18 grammes. L'eau, avec une quantité de substance de 1 mole, contient 2 moles d'atomes d'hydrogène et une mole d'atomes d'oxygène.

1.3.4. La relation entre la masse d'une substance et sa quantité

Connaissant la masse d'une substance et sa formule chimique, et donc la valeur de sa masse molaire, vous pouvez déterminer la quantité de la substance et, à l'inverse, connaissant la quantité de la substance, vous pouvez déterminer sa masse. Pour de tels calculs, vous devez utiliser les formules :

où ν est la quantité de substance, [mol] ; m– masse de la substance, [g] ou [kg] ; M – masse molaire de la substance, [g/mol] ou [kg/kmol].

Par exemple, pour trouver la masse de sulfate de sodium (Na 2 SO 4) en quantité de 5 moles, on trouve :

1) la valeur de la masse moléculaire relative de Na 2 SO 4, qui est la somme des valeurs arrondies des masses atomiques relatives :

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

2) une valeur numériquement égale de la masse molaire de la substance :

M(Na2SO4) = 142 g/mole,

3) et enfin la masse de 5 moles de sulfate de sodium :

m = νM = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Réponse : 710.

1.3.5. La relation entre le volume d'une substance et sa quantité

Dans des conditions normales (n.s.), c'est-à-dire à pression r , égal à 101325 Pa (760 mm Hg), et température T, égal à 273,15 K (0 С), une mole de gaz et de vapeurs différents occupe le même volume égal à 22,4 litres.

Le volume occupé par 1 mole de gaz ou de vapeur au niveau du sol est appelé volume molairegaz et a la dimension d’un litre par mole.

Vmol = 22,4 l/mol.

Connaissant la quantité de substance gazeuse (ν ) Et valeur du volume molaire (V mol) vous pouvez calculer son volume (V) dans des conditions normales :

V = ν V mol,

où ν est la quantité de substance [mol] ; V – volume de substance gazeuse [l] ; Vmol = 22,4 l/mol.

Et inversement, connaître le volume ( V) d'une substance gazeuse dans des conditions normales, sa quantité (ν) peut être calculée :