ગેસ કાયદા. એવોગાડ્રોનો કાયદો

એસિડના નામપ્રત્યય અને અંતના ઉમેરા સાથે એસિડના કેન્દ્રીય અણુના રશિયન નામ પરથી રચાય છે. જો એસિડના કેન્દ્રિય અણુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સામયિક કોષ્ટકના જૂથ નંબરને અનુરૂપ હોય, તો નામ તત્વના નામમાંથી સૌથી સરળ વિશેષણનો ઉપયોગ કરીને રચાય છે: H 2 SO 4 - સલ્ફ્યુરિક એસિડ, HMnO 4 - મેંગેનીઝ એસિડ . જો એસિડ બનાવતા તત્વોમાં બે ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ હોય, તો મધ્યવર્તી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રત્યય –ist- દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે: H 2 SO 3 – સલ્ફર એસિડ, HNO 2 – નાઈટ્રસ એસિડ. હેલોજન એસિડના નામ માટે વિવિધ પ્રત્યયનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે જેમાં ઘણી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ હોય છે: લાક્ષણિક ઉદાહરણો - HClO 4 - ક્લોરિન n એસિડ, HClO 3 - ક્લોરિન novat એસિડ, HClO 2 - ક્લોરિન ist એસિડ, HClO - ક્લોરિન નોવટીસ્ટ ic એસિડ (ઓક્સિજન-મુક્ત એસિડ HCl ને હાઇડ્રોક્લોરિક એસિડ કહેવામાં આવે છે - સામાન્ય રીતે હાઇડ્રોક્લોરિક એસિડ). એસિડ પાણીના પરમાણુઓની સંખ્યામાં ભિન્ન હોઈ શકે છે જે ઓક્સાઇડને હાઇડ્રેટ કરે છે. હાઇડ્રોજન અણુઓની સૌથી મોટી સંખ્યા ધરાવતા એસિડને ઓર્થોસિડ્સ કહેવામાં આવે છે: H 4 SiO 4 - ઓર્થોસિલિક એસિડ, H 3 PO 4 - ઓર્થોફોસ્ફોરિક એસિડ. 1 અથવા 2 હાઇડ્રોજન અણુ ધરાવતા એસિડ્સને મેટાસિડ્સ કહેવામાં આવે છે: H 2 SiO 3 - મેટાસિલિક એસિડ, HPO 3 - મેટાફોસ્ફોરિક એસિડ. બે કેન્દ્રીય પરમાણુ ધરાવતા એસિડને કહેવામાં આવે છે di એસિડ્સ: H 2 S 2 O 7 – ડિસલ્ફ્યુરિક એસિડ, H 4 P 2 O 7 – ડિફોસ્ફોરિક એસિડ.

જટિલ સંયોજનોના નામો એ જ રીતે રચાય છે ક્ષારના નામ, પરંતુ જટિલ કેશન અથવા આયનોને વ્યવસ્થિત નામ આપવામાં આવ્યું છે, એટલે કે, તેને જમણેથી ડાબે વાંચવામાં આવે છે: K 3 - પોટેશિયમ હેક્સાફ્લોરોફેરેટ(III), SO 4 - ટેટ્રામામાઇન કોપર(II) સલ્ફેટ.

ઓક્સાઇડના નામ"ઓક્સાઇડ" શબ્દનો ઉપયોગ કરીને અને ઓક્સાઇડના કેન્દ્રિય અણુના રશિયન નામના જિનેટીવ કેસનો ઉપયોગ કરીને બનાવવામાં આવે છે, જો જરૂરી હોય તો, તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સૂચવે છે: Al 2 O 3 - એલ્યુમિનિયમ ઓક્સાઇડ, Fe 2 O 3 - આયર્ન (III) ઓક્સાઇડ.

પાયાના નામ"હાઈડ્રોક્સાઇડ" શબ્દ અને સેન્ટ્રલ હાઈડ્રોક્સાઇડ પરમાણુના રશિયન નામના જિનેટીવ કેસનો ઉપયોગ કરીને બનાવવામાં આવે છે, જો જરૂરી હોય તો, તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સૂચવે છે: Al(OH) 3 - એલ્યુમિનિયમ હાઈડ્રોક્સાઇડ, Fe(OH) 3 - આયર્ન (III) હાઇડ્રોક્સાઇડ.

હાઇડ્રોજન સાથેના સંયોજનોના નામઆ સંયોજનોના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મોને આધારે રચાય છે. હાઇડ્રોજન સાથે વાયુયુક્ત એસિડ બનાવતા સંયોજનો માટે, નીચેના નામોનો ઉપયોગ થાય છે: H 2 S – સલ્ફેન (હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ), H 2 Se – સેલાન (હાઇડ્રોજન સેલેનાઇડ), HI – હાઇડ્રોજન આયોડાઇડ; પાણીમાં તેમના ઉકેલોને અનુક્રમે હાઇડ્રોજન સલ્ફાઇડ, હાઇડ્રોસેલેનિક અને હાઇડ્રોઆયોડિક એસિડ કહેવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન સાથેના કેટલાક સંયોજનો માટે, વિશિષ્ટ નામોનો ઉપયોગ થાય છે: NH 3 - એમોનિયા, N 2 H 4 - હાઇડ્રેજિન, PH 3 - ફોસ્ફાઇન. -1 ની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ ધરાવતા હાઇડ્રોજન સાથેના સંયોજનોને હાઇડ્રાઇડ્સ કહેવામાં આવે છે: NaH એ સોડિયમ હાઇડ્રાઇડ છે, CaH 2 એ કેલ્શિયમ હાઇડ્રાઇડ છે.

ક્ષારના નામઉપસર્ગ અને પ્રત્યયના ઉમેરા સાથે એસિડિક અવશેષોના કેન્દ્રીય અણુના લેટિન નામ પરથી રચાય છે. દ્વિસંગી (બે-તત્વ) ક્ષારના નામો પ્રત્યયનો ઉપયોગ કરીને રચાય છે - ઈદ: NaCl – સોડિયમ ક્લોરાઇડ, Na 2 S – સોડિયમ સલ્ફાઇડ. જો ઓક્સિજન ધરાવતાં એસિડિક અવશેષોના કેન્દ્રિય અણુમાં બે હકારાત્મક ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ હોય, તો સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રત્યય દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે - ખાતે: Na 2 SO 4 – સલ્ફ ખાતે સોડિયમ, KNO 3 - નાઈટર ખાતે પોટેશિયમ, અને સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રત્યય છે - તે: Na 2 SO 3 – સલ્ફ તે સોડિયમ, KNO 2 - નાઈટર તે પોટેશિયમ ઓક્સિજન ધરાવતા હેલોજન ક્ષારને નામ આપવા માટે, ઉપસર્ગ અને પ્રત્યયનો ઉપયોગ થાય છે: KClO 4 – લેન ક્લોરિન ખાતે પોટેશિયમ, Mg(ClO 3) 2 – ક્લોરિન ખાતે મેગ્નેશિયમ, KClO 2 - ક્લોરિન તે પોટેશિયમ, KClO - હાઇપો ક્લોરિન તે પોટેશિયમ

સહસંયોજક સંતૃપ્તિsજોડાણતેણીને– એ હકીકતમાં પોતાને પ્રગટ કરે છે કે s- અને p-તત્વોના સંયોજનોમાં કોઈ જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન નથી, એટલે કે, અણુઓના બધા અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન બંધન ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવે છે (અપવાદો NO, NO 2, ClO 2 અને ClO 3 છે).

એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ (LEP) એ ઇલેક્ટ્રોન છે જે જોડીમાં અણુ ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે. NEP ની હાજરી ઇલેક્ટ્રોન જોડીના દાતા તરીકે દાતા-સ્વીકાર બોન્ડ બનાવવા માટે આયન અથવા અણુઓની ક્ષમતા નક્કી કરે છે.

જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન એ અણુના ઇલેક્ટ્રોન છે, જે ભ્રમણકક્ષામાં સમાયેલ છે. s- અને p-તત્વો માટે, અજોડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નક્કી કરે છે કે આપેલ અણુ વિનિમય પદ્ધતિ દ્વારા અન્ય અણુઓ સાથે કેટલા બંધન ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવી શકે છે. વેલેન્સ બોન્ડ પદ્ધતિ ધારે છે કે જો વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સ્તરની અંદર ખાલી ઓર્બિટલ્સ હોય તો એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા અજોડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધારી શકાય છે. s- અને p-તત્વોના મોટાભાગના સંયોજનોમાં કોઈ જોડી વગરના ઈલેક્ટ્રોન નથી, કારણ કે અણુઓના બધા અનપેયર્ડ ઈલેક્ટ્રોન બોન્ડ બનાવે છે. જો કે, જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન સાથેના પરમાણુઓ અસ્તિત્વમાં છે, ઉદાહરણ તરીકે, NO, NO 2, તેમની પ્રતિક્રિયાશીલતા વધી છે અને અનપેયર ઇલેક્ટ્રોનને કારણે N 2 O 4 જેવા ડાઇમર્સ બનાવવાનું વલણ ધરાવે છે.

સામાન્ય એકાગ્રતા -આ મોલ્સની સંખ્યા છે સમકક્ષ 1 લિટર સોલ્યુશનમાં.

સામાન્ય સ્થિતિ -તાપમાન 273K (0 o C), દબાણ 101.3 kPa (1 atm).

રાસાયણિક બોન્ડની રચનાની વિનિમય અને દાતા-સ્વીકારી પદ્ધતિઓ. અણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બંધનોની રચના બે રીતે થઈ શકે છે. જો બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચના બંને બંધાયેલા અણુઓના અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનને કારણે થાય છે, તો પછી બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનાની આ પદ્ધતિને વિનિમય પદ્ધતિ કહેવામાં આવે છે - અણુઓ ઇલેક્ટ્રોનનું વિનિમય કરે છે, અને બંધન ઇલેક્ટ્રોન બંને બંધાયેલા અણુઓના છે. જો બંધન ઇલેક્ટ્રોન જોડી એક અણુના એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી અને બીજા અણુના ખાલી ભ્રમણકક્ષાને કારણે રચાય છે, તો પછી બંધન ઇલેક્ટ્રોન જોડીની આવી રચના દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ છે (જુઓ. વેલેન્સ બોન્ડ પદ્ધતિ).

ઉલટાવી શકાય તેવી આયનીય પ્રતિક્રિયાઓ -આ એવી પ્રતિક્રિયાઓ છે જેમાં ઉત્પાદનોની રચના થાય છે જે પ્રારંભિક પદાર્થોની રચના કરવામાં સક્ષમ હોય છે (જો આપણે લેખિત સમીકરણને ધ્યાનમાં રાખીએ, તો પછી ઉલટાવી શકાય તેવી પ્રતિક્રિયાઓ વિશે આપણે કહી શકીએ કે તેઓ નબળા ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ અથવા નબળા દ્રાવ્યની રચના સાથે એક અથવા બીજી દિશામાં આગળ વધી શકે છે. સંયોજનો). ઉલટાવી શકાય તેવી આયનીય પ્રતિક્રિયાઓ ઘણીવાર અપૂર્ણ રૂપાંતરણ દ્વારા વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે; કારણ કે ઉલટાવી શકાય તેવી આયનીય પ્રતિક્રિયા દરમિયાન, પરમાણુઓ અથવા આયનો રચાય છે જે પ્રારંભિક પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનો તરફ પાળીનું કારણ બને છે, એટલે કે, તેઓ પ્રતિક્રિયાને "ધીમી" કરે છે. ઉલટાવી શકાય તેવી આયનીય પ્રતિક્રિયાઓ ⇄ ચિહ્નનો ઉપયોગ કરીને વર્ણવવામાં આવે છે, અને બદલી ન શકાય તેવી પ્રતિક્રિયાઓ → ચિહ્નનો ઉપયોગ કરીને વર્ણવવામાં આવે છે. ઉલટાવી શકાય તેવી આયનીય પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + પ્રતિક્રિયા છે, અને ઉલટાવી ન શકાય તેવું ઉદાહરણ S 2- + Fe 2+ → FeS છે.

ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટો – પદાર્થો કે જેમાં, રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન, કેટલાક તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ ઘટે છે.

રેડોક્સ દ્વૈતતા -પદાર્થોની કાર્ય કરવાની ક્ષમતા રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ ભાગીદાર પર આધાર રાખીને ઓક્સિડાઇઝિંગ અથવા રિડ્યુસિંગ એજન્ટ તરીકે (ઉદાહરણ તરીકે, H 2 O 2, NaNO 2).

રેડોક્સ પ્રતિક્રિયાઓ(OVR) -આ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ છે જે દરમિયાન પ્રતિક્રિયા આપતા પદાર્થોના તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ બદલાય છે.

ઓક્સિડેશન-ઘટાડો સંભવિત -ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ અને અનુરૂપ અર્ધ-પ્રતિક્રિયા બનાવે છે તે ઘટાડનાર એજન્ટ બંનેની રેડોક્સ ક્ષમતા (તાકાત) ને દર્શાવતું મૂલ્ય. આમ, Cl 2 /Cl - જોડીની રેડોક્સ સંભવિતતા, 1.36 V ની બરાબર, મોલેક્યુલર ક્લોરિનને ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ તરીકે અને ક્લોરાઇડ આયનને ઘટાડનાર એજન્ટ તરીકે દર્શાવે છે.

ઓક્સાઇડ -ઓક્સિજન સાથેના તત્વોના સંયોજનો જેમાં ઓક્સિજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -2 હોય છે.

ઓરિએન્ટેશન ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ- ધ્રુવીય અણુઓની આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ.

અભિસરણ -ઓછી દ્રાવક સાંદ્રતા તરફ અર્ધ-પારગમ્ય (માત્ર દ્રાવક માટે અભેદ્ય) પટલ પર દ્રાવક પરમાણુઓના સ્થાનાંતરણની ઘટના.

ઓસ્મોટિક દબાણ -માત્ર દ્રાવક પરમાણુઓ પસાર કરવાની પટલની ક્ષમતાને કારણે ઉકેલોની ભૌતિક રાસાયણિક મિલકત. ઓછા સંકેન્દ્રિત દ્રાવણમાંથી ઓસ્મોટિક દબાણ પટલની બંને બાજુઓમાં દ્રાવક પરમાણુઓના પ્રવેશના દરને સમાન બનાવે છે. દ્રાવણનું ઓસ્મોટિક દબાણ ગેસના દબાણ જેટલું હોય છે જેમાં પરમાણુઓની સાંદ્રતા દ્રાવણમાં રહેલા કણોની સાંદ્રતા જેટલી જ હોય ​​છે.

એરેનિયસ પાયા -પદાર્થો કે જે ઇલેક્ટ્રોલાઇટિક વિયોજન દરમિયાન હાઇડ્રોક્સાઇડ આયનોને વિભાજિત કરે છે.

બ્રોન્સ્ટેડ પાયા -સંયોજનો (S 2-, HS - પ્રકાર ના પરમાણુઓ અથવા આયનો) જે હાઇડ્રોજન આયનોને જોડી શકે છે.

મેદાનો લેવિસ અનુસાર (લેવિસ પાયા) – દાતા-સ્વીકાર બોન્ડ બનાવવા માટે સક્ષમ ઇલેક્ટ્રોનની એકલા જોડીવાળા સંયોજનો (પરમાણુઓ અથવા આયનો). સૌથી સામાન્ય લેવિસ આધાર પાણીના અણુઓ છે, જે મજબૂત દાતા ગુણધર્મો ધરાવે છે.

જ્યાં m દળ છે, M એ દાઢ સમૂહ છે, V એ વોલ્યુમ છે.

4. એવોગાડ્રોનો કાયદો. 1811 માં ઇટાલિયન ભૌતિકશાસ્ત્રી એવોગાડ્રો દ્વારા સ્થાપના કરવામાં આવી હતી. સમાન તાપમાન અને સમાન દબાણ પર લેવામાં આવતા કોઈપણ વાયુઓના સમાન જથ્થામાં સમાન સંખ્યામાં પરમાણુઓ હોય છે.

આમ, આપણે પદાર્થના જથ્થાની વિભાવના ઘડી શકીએ છીએ: પદાર્થના 1 મોલમાં 6.02 * 10 23 (એવોગાડ્રોની સ્થિરતા તરીકે ઓળખાતા) જેટલા કણો હોય છે.

આ કાયદાનું પરિણામ એ છે કે સામાન્ય સ્થિતિમાં (P 0 =101.3 kPa અને T 0 =298 K), કોઈપણ ગેસનો 1 મોલ 22.4 લિટર જેટલું વોલ્યુમ ધરાવે છે.

5. બોયલ-મેરિયોટ લો

સ્થિર તાપમાને, આપેલ ગેસની માત્રા તે જે દબાણ હેઠળ સ્થિત છે તેના વિપરિત પ્રમાણસર છે:

6. ગે-લુસાકનો કાયદો

સતત દબાણ પર, ગેસના જથ્થામાં ફેરફાર તાપમાનના સીધા પ્રમાણસર છે:

V/T = const.

7. ગેસ વોલ્યુમ, દબાણ અને તાપમાન વચ્ચેનો સંબંધ વ્યક્ત કરી શકાય છે સંયુક્ત બોયલ-મેરિયોટ અને ગે-લુસાક કાયદો,જેનો ઉપયોગ ગેસના જથ્થાને એક સ્થિતિમાંથી બીજી સ્થિતિમાં કન્વર્ટ કરવા માટે થાય છે:

P 0 , V 0 , T 0 - સામાન્ય સ્થિતિમાં વોલ્યુમ અને તાપમાનનું દબાણ: P 0 =760 mm Hg. કલા. અથવા 101.3 kPa; T 0 =273 K (0 0 C)

8. પરમાણુ મૂલ્યનું સ્વતંત્ર મૂલ્યાંકન સમૂહ એમ કહેવાતા ઉપયોગ કરીને કરી શકાય છે રાજ્યના આદર્શ ગેસ સમીકરણો અથવા ક્લેપીરોન-મેન્ડેલીવ સમીકરણો :

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

જ્યાં આર -બંધ સિસ્ટમમાં ગેસનું દબાણ, વી- સિસ્ટમનું પ્રમાણ, ટી -ગેસ સમૂહ, ટી -સંપૂર્ણ તાપમાન, આર-સાર્વત્રિક ગેસ સ્થિરતા.

નોંધ કરો કે અચલનું મૂલ્ય આરસામાન્ય સ્થિતિમાં ગેસના એક મોલને સમીકરણમાં દર્શાવતા મૂલ્યોને બદલીને મેળવી શકાય છે (1.1):

આર = (p V)/(T)=(101.325 kPa 22.4 l)/(1 મોલ 273K)=8.31J/mol.K)

સમસ્યા હલ કરવાના ઉદાહરણો

ઉદાહરણ 1.ગેસના જથ્થાને સામાન્ય સ્થિતિમાં લાવવું.

50 0 C અને 0.954×10 5 Pa ના દબાણ પર સ્થિત ગેસના 0.4×10 -3 m 3 દ્વારા કયું વોલ્યુમ (સં.) કબજે કરવામાં આવશે?

ઉકેલ.ગેસના જથ્થાને સામાન્ય સ્થિતિમાં લાવવા માટે, બોયલ-મેરિયોટ અને ગે-લુસાક કાયદાને સંયોજિત કરતા સામાન્ય સૂત્રનો ઉપયોગ કરો:

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

ગેસનું પ્રમાણ (n.s.) બરાબર છે, જ્યાં T 0 = 273 K; p 0 = 1.013 × 10 5 Pa; ટી = 273 + 50 = 323 કે;

M 3 = 0.32 × 10 -3 m 3.

(સામાન્ય) પર ગેસ 0.32×10 -3 m 3 ની બરાબર વોલ્યુમ ધરાવે છે.

ઉદાહરણ 2.તેના પરમાણુ વજનમાંથી ગેસની સંબંધિત ઘનતાની ગણતરી.

હાઇડ્રોજન અને હવાના આધારે ઇથેન C 2 H 6 ની ઘનતાની ગણતરી કરો.

ઉકેલ.એવોગાડ્રોના કાયદામાંથી તે અનુસરે છે કે એક ગેસની બીજા ગેસની સાપેક્ષ ઘનતા પરમાણુ સમૂહના ગુણોત્તર સમાન છે ( એમ ક) આ વાયુઓમાંથી, એટલે કે. D=M 1 /M 2. જો એમ 1 C2H6 = 30, એમ 2 H2 = 2, હવાનું સરેરાશ પરમાણુ વજન 29 છે, પછી હાઇડ્રોજનના સંદર્ભમાં ઇથેનની સાપેક્ષ ઘનતા છે ડી H2 = 30/2 =15.

હવામાં ઇથેનની સાપેક્ષ ઘનતા: ડી હવા= 30/29 = 1.03, એટલે કે. ઇથેન હાઇડ્રોજન કરતાં 15 ગણું ભારે અને હવા કરતાં 1.03 ગણું ભારે છે.

ઉદાહરણ 3.સંબંધિત ઘનતા દ્વારા વાયુઓના મિશ્રણના સરેરાશ પરમાણુ વજનનું નિર્ધારણ.

હાઇડ્રોજનના સંદર્ભમાં આ વાયુઓની સંબંધિત ઘનતાનો ઉપયોગ કરીને 80% મિથેન અને 20% ઓક્સિજન (વોલ્યુમ દ્વારા) ધરાવતા વાયુઓના મિશ્રણના સરેરાશ પરમાણુ વજનની ગણતરી કરો.

ઉકેલ.ઘણીવાર ગણતરીઓ મિશ્રણના નિયમ અનુસાર કરવામાં આવે છે, જે જણાવે છે કે બે ઘટક ગેસ મિશ્રણમાં વાયુઓના જથ્થાનો ગુણોત્તર મિશ્રણની ઘનતા અને આ મિશ્રણને બનાવેલ વાયુઓની ઘનતા વચ્ચેના તફાવતના વિપરિત પ્રમાણમાં છે. . ચાલો હાઇડ્રોજનના સંદર્ભમાં ગેસ મિશ્રણની સંબંધિત ઘનતા દર્શાવીએ ડી H2. તે મિથેનની ઘનતા કરતાં વધારે હશે, પરંતુ ઓક્સિજનની ઘનતા કરતાં ઓછી હશે:

80ડી H2 – 640 = 320 – 20 ડી H2; ડી H2 = 9.6.

વાયુઓના આ મિશ્રણની હાઇડ્રોજન ઘનતા 9.6 છે. ગેસ મિશ્રણનું સરેરાશ પરમાણુ વજન એમ H2 = 2 ડી H2 = 9.6×2 = 19.2.

ઉદાહરણ 4.ગેસના દાઢ સમૂહની ગણતરી.

13 0 C પર 0.327×10 -3 m 3 ગેસનું દળ અને 1.040×10 5 Pa નું દબાણ 0.828×10 -3 kg બરાબર છે. ગેસના દાઢ સમૂહની ગણતરી કરો.

ઉકેલ.મેન્ડેલીવ-ક્લેપીરોન સમીકરણનો ઉપયોગ કરીને ગેસના દાઢ સમૂહની ગણતરી કરી શકાય છે:

જ્યાં m- ગેસનો સમૂહ; એમ- ગેસનો દાઢ સમૂહ; આર- દાળ (સાર્વત્રિક) ગેસ સ્થિરતા, જેનું મૂલ્ય માપનના સ્વીકૃત એકમો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

જો દબાણ Pa માં માપવામાં આવે છે અને વોલ્યુમ m3 માં માપવામાં આવે છે, તો પછી આર=8.3144×10 3 J/(kmol×K).

ગેસનું મોલર વોલ્યુમ આ ગેસના પદાર્થના જથ્થા સાથે ગેસના જથ્થાના ગુણોત્તર જેટલું છે, એટલે કે.

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

જ્યાં V m એ ગેસનું મોલર વોલ્યુમ છે - આપેલ શરતો હેઠળ કોઈપણ ગેસ માટે સ્થિર મૂલ્ય;

V(X) - ગેસ Xનું પ્રમાણ;

n(X) – ગેસ પદાર્થ X ની માત્રા.

સામાન્ય સ્થિતિમાં વાયુઓનું મોલર વોલ્યુમ (સામાન્ય દબાણ p n = 101,325 Pa ≈ 101.3 kPa અને તાપમાન T n = 273.15 K ≈ 273 K) V m = 22.4 l/mol છે.

આદર્શ ગેસ કાયદા

વાયુઓ સાથે સંકળાયેલી ગણતરીઓમાં, ઘણી વખત આ સ્થિતિઓમાંથી સામાન્ય સ્થિતિમાં અથવા તેનાથી વિપરીત સ્વિચ કરવું જરૂરી છે. આ કિસ્સામાં, બોયલ-મેરિયોટ અને ગે-લુસાકના સંયુક્ત ગેસ કાયદામાંથી નીચેના સૂત્રનો ઉપયોગ કરવો અનુકૂળ છે:

pV / T = p n V n / T n

જ્યાં p દબાણ છે; વી - વોલ્યુમ; ટી - કેલ્વિન સ્કેલ પર તાપમાન; ઇન્ડેક્સ "n" સામાન્ય સ્થિતિ સૂચવે છે.

વોલ્યુમ અપૂર્ણાંક

ગેસ મિશ્રણની રચના ઘણીવાર વોલ્યુમ અપૂર્ણાંકનો ઉપયોગ કરીને વ્યક્ત કરવામાં આવે છે - આપેલ ઘટકના જથ્થાનો ગુણોત્તર સિસ્ટમના કુલ વોલ્યુમ સાથે, એટલે કે.

φ(X) = V(X) / V

જ્યાં φ(X) એ ઘટક X નો વોલ્યુમ અપૂર્ણાંક છે;

V(X) - ઘટક Xનું વોલ્યુમ;

V એ સિસ્ટમનું વોલ્યુમ છે.

વોલ્યુમ અપૂર્ણાંક એક પરિમાણહીન જથ્થો છે; તે એકમના અપૂર્ણાંકમાં અથવા ટકાવારીમાં દર્શાવવામાં આવે છે.

ઉદાહરણ 1. 20°C ના તાપમાન અને 250 kPa ના દબાણ પર 51 ગ્રામ વજનનું એમોનિયા કયું વોલ્યુમ રોકશે?

ઉદાહરણ 2. 1.4 ગ્રામ વજનનું હાઇડ્રોજન અને 5.6 ગ્રામ વજનનું નાઇટ્રોજન ધરાવતું ગેસ મિશ્રણ સામાન્ય સ્થિતિમાં કબજે કરશે તે વોલ્યુમ નક્કી કરો.

વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોનો કાયદો

"વોલ્યુમેટ્રિક રિલેશન્સનો કાયદો" નો ઉપયોગ કરીને સમસ્યાને કેવી રીતે હલ કરવી?

વોલ્યુમ રેશિયોનો કાયદો: પ્રતિક્રિયામાં સમાવિષ્ટ વાયુઓના જથ્થાઓ પ્રતિક્રિયા સમીકરણમાં ગુણાંકના સમાન નાના પૂર્ણાંકો તરીકે એકબીજા સાથે સંબંધિત છે.

પ્રતિક્રિયાના સમીકરણોમાંના ગુણાંકો પ્રતિક્રિયાશીલ અને રચાયેલા વાયુ પદાર્થોના જથ્થાની સંખ્યા દર્શાવે છે.

ઉદાહરણ. 112 લિટર એસિટિલીન બાળવા માટે જરૂરી હવાના જથ્થાની ગણતરી કરો.

1. અમે પ્રતિક્રિયા સમીકરણ બનાવીએ છીએ:

2. વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોના કાયદાના આધારે, અમે ઓક્સિજનની માત્રાની ગણતરી કરીએ છીએ:

112/2 = X/5, જ્યાંથી X = 112 5/2 = 280l

3. હવાનું પ્રમાણ નક્કી કરો:

V(એર) = V(O 2) / φ(O 2)

V(એર) = 280 / 0.2 = 1400 l.

કોઈપણ વાયુયુક્ત પદાર્થોની રચના શોધવા માટે, તમારે દાળના જથ્થા, દાળના દળ અને પદાર્થની ઘનતા જેવા ખ્યાલો સાથે કાર્ય કરવા સક્ષમ હોવા જોઈએ. આ લેખમાં, આપણે જોઈશું કે દાળનું પ્રમાણ શું છે અને તેની ગણતરી કેવી રીતે કરવી?

પદાર્થની માત્રા

જથ્થાત્મક ગણતરીઓ ખરેખર ચોક્કસ પ્રક્રિયા હાથ ધરવા અથવા ચોક્કસ પદાર્થની રચના અને માળખું શોધવા માટે કરવામાં આવે છે. આ ગણતરીઓ અણુઓ અથવા પરમાણુઓના સમૂહના સંપૂર્ણ મૂલ્યો સાથે કરવા માટે અસુવિધાજનક છે કારણ કે તેઓ ખૂબ નાના છે. મોટા ભાગના કિસ્સાઓમાં સાપેક્ષ અણુ સમૂહનો પણ ઉપયોગ કરી શકાતો નથી, કારણ કે તે પદાર્થના દળ અથવા જથ્થાના સામાન્ય રીતે સ્વીકૃત માપ સાથે સંબંધિત નથી. તેથી, પદાર્થના જથ્થાનો ખ્યાલ રજૂ કરવામાં આવ્યો હતો, જે ગ્રીક અક્ષર v (nu) અથવા n દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. પદાર્થની માત્રા એ પદાર્થમાં રહેલા માળખાકીય એકમો (પરમાણુઓ, અણુ કણો) ની સંખ્યાના પ્રમાણસર હોય છે.

પદાર્થના જથ્થાનું એકમ છછુંદર છે.

છછુંદર એ પદાર્થનો જથ્થો છે જેમાં 12 ગ્રામ કાર્બન આઇસોટોપમાં જેટલા અણુઓ હોય છે તેટલા જ માળખાકીય એકમો ધરાવે છે.

1 અણુનું દળ 12 a છે. e.m., તેથી 12 ગ્રામ કાર્બન આઇસોટોપમાં અણુઓની સંખ્યા બરાબર છે:

Na= 12g/12*1.66057*10 થી પાવર-24g=6.0221*10 થી 23 નો પાવર

ભૌતિક જથ્થા Na ને એવોગાડ્રોનો સ્થિરાંક કહેવામાં આવે છે. કોઈપણ પદાર્થના એક છછુંદરમાં 23 કણોની શક્તિ 6.02 * 10 હોય છે.

ચોખા. 1. એવોગાડ્રોનો કાયદો.

ગેસનું મોલર વોલ્યુમ

ગેસનું મોલર વોલ્યુમ એ પદાર્થના જથ્થા અને તે પદાર્થની માત્રાનો ગુણોત્તર છે. આ મૂલ્યની ગણતરી નીચેના સૂત્રનો ઉપયોગ કરીને પદાર્થના દાઢ સમૂહને તેની ઘનતા દ્વારા વિભાજીત કરીને કરવામાં આવે છે:

જ્યાં Vm એ દાઢનું પ્રમાણ છે, M એ દાળનું દળ છે અને p એ પદાર્થની ઘનતા છે.

ચોખા. 2. મોલર વોલ્યુમ ફોર્મ્યુલા.

આંતરરાષ્ટ્રીય સી સિસ્ટમમાં, વાયુયુક્ત પદાર્થોનું દાળનું પ્રમાણ ઘન મીટર પ્રતિ મોલ (m 3 /mol) માં માપવામાં આવે છે.

વાયુયુક્ત પદાર્થોનું દાઢનું પ્રમાણ પ્રવાહી અને ઘન અવસ્થામાં રહેલા પદાર્થોથી અલગ પડે છે જેમાં 1 મોલના જથ્થા સાથેનું વાયુ તત્વ હંમેશા સમાન વોલ્યુમ ધરાવે છે (જો સમાન પરિમાણો મળ્યા હોય તો).

ગેસનું પ્રમાણ તાપમાન અને દબાણ પર આધારિત છે, તેથી ગણતરી કરતી વખતે, તમારે સામાન્ય સ્થિતિમાં ગેસનું પ્રમાણ લેવું જોઈએ. સામાન્ય સ્થિતિને 0 ડિગ્રી તાપમાન અને 101.325 kPa નું દબાણ ગણવામાં આવે છે. સામાન્ય સ્થિતિમાં ગેસના 1 મોલનું દાઢનું પ્રમાણ હંમેશા સમાન અને 22.41 dm 3 /mol જેટલું હોય છે. આ જથ્થાને આદર્શ વાયુનું મોલર વોલ્યુમ કહેવામાં આવે છે. એટલે કે, કોઈપણ ગેસ (ઓક્સિજન, હાઇડ્રોજન, હવા) ના 1 મોલમાં વોલ્યુમ 22.41 dm 3 /m છે.

ચોખા. 3. સામાન્ય સ્થિતિમાં ગેસનું મોલર વોલ્યુમ.

કોષ્ટક "વાયુઓનું મોલર વોલ્યુમ"

નીચેનું કોષ્ટક કેટલાક વાયુઓનું પ્રમાણ દર્શાવે છે: