Volume molaire o2. Volume molaire

Afin de connaître la composition de substances gazeuses, vous devez être capable d'opérer avec des concepts tels que le volume molaire, masse molaire et la densité de la matière. Dans cet article, nous verrons ce qu'est le volume molaire et comment le calculer ?

Quantité de substance

Des calculs quantitatifs sont effectués afin de réaliser réellement un processus particulier ou de connaître la composition et la structure une certaine substance. Ces calculs ne sont pas pratiques à effectuer avec valeurs absolues la masse des atomes ou des molécules car ils sont très petits. Relatif masses atomiques De plus, dans la plupart des cas, il est impossible de les utiliser, car ils ne sont pas liés aux mesures généralement acceptées de masse ou de volume d'une substance. Par conséquent, le concept de quantité d'une substance a été introduit, qui est noté lettre grecque v (nu) ou n. La quantité d'une substance est proportionnelle au nombre de substances contenues dans la substance unités structurelles(molécules, particules atomiques).

L'unité de quantité d'une substance est la taupe.

Une mole est une quantité de substance qui contient le même nombre d’unités structurelles qu’il y a d’atomes contenus dans 12 g d’un isotope du carbone.

La masse d'un atome est de 12 a. e.m., donc le nombre d'atomes dans 12 g d'isotope du carbone est égal à :

Na= 12g/12*1,66057*10 à la puissance-24g=6,0221*10 à la puissance 23

La grandeur physique Na est appelée constante d'Avogadro. Une mole de n'importe quelle substance contient 6,02 * 10 à la puissance 23 particules.

Riz. 1. Loi d'Avogadro.

Volume molaire de gaz

Le volume molaire d’un gaz est le rapport entre le volume d’une substance et la quantité de cette substance. Cette valeur est calculée en divisant la masse molaire d'une substance par sa densité à l'aide de la formule suivante :

où Vm est le volume molaire, M est la masse molaire et p est la densité de la substance.

Riz. 2. Formule de volume molaire.

DANS système international La mesure du volume molaire des substances gazeuses est effectuée dans mètres cubes par mole (m 3 /mol)

Le volume molaire des substances gazeuses diffère des substances à l'état liquide et solide en ce sens qu'un élément gazeux d'une quantité de 1 mole occupe toujours le même volume (si les mêmes paramètres sont respectés).

Le volume de gaz dépend de la température et de la pression. Lors du calcul, vous devez donc prendre le volume de gaz dans des conditions normales. Les conditions normales sont considérées comme une température de 0 degré et une pression de 101,325 kPa. Le volume molaire d'une mole de gaz dans des conditions normales est toujours le même et égal à 22,41 dm 3 /mol. Ce volume est appelé volume molaire gaz parfait. Autrement dit, dans 1 mole de n'importe quel gaz (oxygène, hydrogène, air), le volume est de 22,41 dm 3 /m.

Riz. 3. Volume molaire de gaz dans des conditions normales.

Tableau "volume molaire des gaz"

Le tableau suivant montre le volume de certains gaz :

Noms des acides sont formés à partir du nom russe de l'atome central de l'acide avec l'ajout de suffixes et de terminaisons. Si l'état d'oxydation de l'atome central de l'acide correspond au numéro de groupe du système périodique, alors le nom est formé à l'aide de l'adjectif le plus simple du nom de l'élément : H 2 SO 4 - acide sulfurique, HMnO 4 – acide permanganique. Si les éléments acidifiants ont deux états d'oxydation, alors l'état d'oxydation intermédiaire est désigné par le suffixe –ist- : H 2 SO 3 – acide sulfureux, HNO 2 – acide nitreux. Divers suffixes sont utilisés pour les noms d'acides halogènes qui ont de nombreux états d'oxydation : exemples typiques– HClO 4 – chlore n acide, HClO 3 – chlore nouvelle acide, HClO 2 – chlore est acide, HClO – chlore novatiste acide ique (l'acide HCl sans oxygène est appelé acide chlorhydrique - généralement acide chlorhydrique). Les acides peuvent différer par le nombre de molécules d’eau qui hydratent l’oxyde. Acides contenant le plus grand nombre les atomes d'hydrogène sont appelés orthoacides : H 4 SiO 4 est l'acide orthosilicique, H 3 PO 4 est l'acide orthophosphorique. Les acides contenant 1 ou 2 atomes d'hydrogène sont appelés métaacides : H 2 SiO 3 - acide métasilicique, HPO 3 - acide métaphosphorique. Les acides contenant deux atomes centraux sont appelés di acides : H 2 S 2 O 7 – acide disulfurique, H 4 P 2 O 7 – acide diphosphorique.

Les noms de composés complexes se forment de la même manière que noms de sels, mais le cation ou l'anion complexe reçoit un nom systématique, c'est-à-dire qu'il se lit de droite à gauche : K 3 - hexafluoroferrate de potassium (III), SO 4 - sulfate de cuivre tétraammine (II).

Noms des oxydes sont formés à l'aide du mot « oxyde » et du génitif du nom russe de l'atome central de l'oxyde, indiquant, si nécessaire, l'état d'oxydation de l'élément : Al 2 O 3 - oxyde d'aluminium, Fe 2 O 3 - fer (III) oxyde.

Noms des bases sont formés à l'aide du mot « hydroxyde » et génitif Nom russe de l'atome d'hydroxyde central indiquant, si nécessaire, l'état d'oxydation de l'élément : Al(OH) 3 - hydroxyde d'aluminium, Fe(OH) 3 - hydroxyde de fer(III).

Noms des composés avec de l'hydrogène se forment en fonction des propriétés acido-basiques de ces composés. Pour les composés gazeux acidogènes avec l'hydrogène, les noms suivants sont utilisés : H 2 S – sulfane (sulfure d'hydrogène), H 2 Se – sélan (séléniure d'hydrogène), HI – iodure d'hydrogène ; leurs solutions dans l'eau sont appelées respectivement sulfure d'hydrogène, acides hydrosélénique et iodique. Pour certains composés contenant de l'hydrogène, des noms spéciaux sont utilisés : NH 3 - ammoniac, N 2 H 4 - hydrazine, PH 3 - phosphine. Les composés avec de l'hydrogène ayant un état d'oxydation de –1 sont appelés hydrures : NaH est l'hydrure de sodium, CaH 2 est l'hydrure de calcium.

Noms des sels sont formés à partir de Nom latin l'atome central du résidu acide avec l'ajout de préfixes et de suffixes. Les noms des sels binaires (à deux éléments) sont formés à l'aide du suffixe - eid: NaCl – chlorure de sodium, Na 2 S – sulfure de sodium. Si l'atome central d'un résidu acide contenant de l'oxygène a deux états d'oxydation positifs, alors plus haut degré l'oxydation est indiquée par le suffixe – à: Na 2 SO 4 – sulf à sodium, KNO 3 – nitrite à potassium, et l'état d'oxydation le plus bas est le suffixe - il: Na 2 SO 3 – sulf il sodium, KNO 2 – nitre il potassium Pour nommer les sels halogènes contenant de l'oxygène, des préfixes et suffixes sont utilisés : KClO 4 – voie chlore à potassium, Mg(ClO 3) 2 – chlore à magnésium, KClO 2 – chlore il potassium, KClO – hypo chlore il potassium

Saturation covalentesconnexionà elle– se manifeste par le fait que dans les composés d'éléments s et p, il n'y a pas d'électrons non appariés, c'est-à-dire que tous les électrons non appariés des atomes forment une liaison paires d'électrons(les exceptions incluent NO, NO 2, ClO 2 et ClO 3).

Les paires d'électrons isolés (LEP) sont des électrons qui occupent orbitales atomiques par deux. La présence de NEP détermine la capacité des anions ou des molécules à former des liaisons donneur-accepteur en tant que donneurs de paires d'électrons.

Les électrons non appariés sont les électrons d’un atome, contenus dans une orbitale. Pour les éléments s et p, le nombre d'électrons non appariés détermine le nombre de paires d'électrons de liaison qu'un atome donné peut former avec d'autres atomes via le mécanisme d'échange. La méthode des liaisons de valence suppose que le nombre d'électrons non appariés peut être augmenté par des paires d'électrons isolées s'il existe des orbitales vacantes au sein du niveau d'électrons de valence. Dans la plupart des composés d'éléments s et p, il n'y a pas d'électrons non appariés, puisque tous les électrons non appariés des atomes forment des liaisons. Cependant, il existe des molécules avec des électrons non appariés, par exemple NO, NO 2, elles ont une réactivité accrue et ont tendance à former des dimères comme N 2 O 4 en raison des électrons non appariés.

Concentration normale – c'est le nombre de taupes équivalents dans 1 litre de solution.

Conditions normales - température 273K (0 o C), pression 101,3 kPa (1 atm).

Mécanismes d’échange et donneur-accepteur de formation de liaisons chimiques. Éducation des liaisons covalentes entre les atomes peut se produire de deux manières. Si la formation d’une paire d’électrons de liaison se produit en raison des électrons non appariés des deux atomes liés, alors cette méthode de formation d'une paire d'électrons de liaison est appelée mécanisme d'échange - les atomes échangent des électrons et les électrons de liaison appartiennent aux deux atomes liés. Si la paire d'électrons de liaison est formée en raison de la paire d'électrons isolée d'un atome et de l'orbitale vacante d'un autre atome, alors une telle formation de la paire d'électrons de liaison est un mécanisme donneur-accepteur (voir. méthode des liaisons de valence).

Réactions ioniques réversibles – ce sont des réactions dans lesquelles se forment des produits capables de former des substances initiales (si l'on garde à l'esprit l'équation écrite, alors à propos des réactions réversibles, on peut dire qu'elles peuvent se dérouler dans un sens ou dans un autre avec la formation électrolytes faibles ou composés peu solubles). Les réactions ioniques réversibles sont souvent caractérisées par une conversion incomplète ; car lors d'une réaction ionique réversible, des molécules ou des ions se forment qui provoquent un déplacement vers les produits de réaction initiaux, c'est-à-dire qu'ils semblent « ralentir » la réaction. Les réactions ioniques réversibles sont décrites par le signe ⇄ et les réactions irréversibles par le signe →. Un exemple de réaction ionique réversible est la réaction H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, et un exemple de réaction irréversible est S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agents oxydants – substances dans lesquelles, lors des réactions redox, les états d'oxydation de certains éléments diminuent.

Dualité rédox – la capacité des substances à agir dans Réactions redox comme agent oxydant ou réducteur selon le partenaire (par exemple, H 2 O 2, NaNO 2).

Réactions redox(OVR) – Ce sont des réactions chimiques au cours desquelles les états d'oxydation des éléments des substances en réaction changent.

Potentiel d’oxydo-réduction – une valeur caractérisant la capacité redox (force) à la fois de l'agent oxydant et de l'agent réducteur qui composent la demi-réaction correspondante. Ainsi, le potentiel rédox du couple Cl 2 /Cl -, égal à 1,36 V, caractérise le chlore moléculaire comme agent oxydant et l'ion chlorure comme agent réducteur.

Oxydes – composés d'éléments avec de l'oxygène dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de –2.

Interactions d'orientation– les interactions intermoléculaires des molécules polaires.

Osmose – le phénomène de transfert de molécules de solvant sur une membrane semi-perméable (perméable uniquement au solvant) vers une concentration plus faible en solvant.

Pression osmotique - propriété physicochimique des solutions due à la capacité des membranes à laisser passer uniquement les molécules de solvant. La pression osmotique d'une solution moins concentrée égalise le taux de pénétration des molécules de solvant des deux côtés de la membrane. Pression osmotique la solution est égale à la pression d’un gaz dans lequel la concentration de molécules est la même que la concentration de particules dans la solution.

Bases Arrhénius – substances qui séparent les ions hydroxyde lors de la dissociation électrolytique.

Bases bronzées - composés (molécules ou ions de type S 2-, HS -) capables de fixer des ions hydrogène.

Terrains selon Lewis (bases de Lewis) – composés (molécules ou ions) avec des paires libres d'électrons capables de former des liaisons donneur-accepteur. La base de Lewis la plus courante est constituée de molécules d’eau, qui possèdent de fortes propriétés donneuses.

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].

En général valeur numérique La masse molaire d'une substance coïncide numériquement avec la valeur de sa masse moléculaire relative (atomique relative).

Par exemple, relatif masse moléculaire l'eau est égale à :

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.

Connaître la quantité 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 :