Vëllimi molar o2. Vëllimi molar

Për të zbuluar përbërjen e çdo substance të gaztë, duhet të jeni në gjendje të operoni me koncepte të tilla si vëllimi molar, masë molare dhe dendësia e materies. Në këtë artikull, ne do të shohim se çfarë është vëllimi molar dhe si ta llogarisim atë?

Sasia e substancës

Llogaritjet sasiore kryhen për të kryer në të vërtetë një proces të veçantë ose për të gjetur përbërjen dhe strukturën një substancë të caktuar. Këto llogaritje janë të papërshtatshme për t'u kryer vlerat absolute masa e atomeve ose molekulave sepse janë shumë të vogla. I afërm masat atomike gjithashtu në shumicën e rasteve është e pamundur të përdoret, pasi ato nuk lidhen me masat e pranuara përgjithësisht të masës ose vëllimit të një substance. Prandaj, u prezantua koncepti i sasisë së një substance, i cili shënohet Letra greke v (lakuriq) ose n. Sasia e një substance është në përpjesëtim me numrin e substancave që përmbahen në substancë njësitë strukturore(molekulat, grimcat atomike).

Njësia e sasisë së një lënde është nishani.

Një nishan është një sasi lënde që përmban të njëjtin numër njësish strukturore sa ka atome në 12 g izotop karboni.

Masa e 1 atomit është 12 a. e.m., prandaj numri i atomeve në 12 g izotop karboni është i barabartë me:

Na= 12g/12*1.66057*10 me fuqi-24g=6.0221*10 me fuqi 23

Sasia fizike Na quhet konstante e Avogadros. Një mol i çdo substance përmban 6.02*10 në fuqinë e 23 grimcave.

Oriz. 1. Ligji i Avogadros.

Vëllimi molar i gazit

Vëllimi molar i një gazi është raporti i vëllimit të një substance me sasinë e asaj substance. Kjo vlerë llogaritet duke pjesëtuar masën molare të një lënde me densitetin e saj duke përdorur formulën e mëposhtme:

ku Vm është vëllimi molar, M është masa molare dhe p është dendësia e substancës.

Oriz. 2. Formula e vëllimit molar.

B sistemit ndërkombëtar Matja e vëllimit molar të substancave të gazta kryhet në metra kub për mol (m 3 /mol)

Vëllimi molar i substancave të gazta ndryshon nga substancat në gjendje të lëngët dhe të ngurtë në atë që një element i gaztë me një sasi prej 1 mol zë gjithmonë të njëjtin vëllim (nëse plotësohen të njëjtat parametra).

Vëllimi i gazit varet nga temperatura dhe presioni, kështu që kur llogaritni, duhet të merrni vëllimin e gazit në kushte normale. Kushtet normale konsiderohen të jenë një temperaturë prej 0 gradë dhe një presion prej 101.325 kPa. Vëllimi molar i 1 mol gaz në kushte normale është gjithmonë i njëjtë dhe i barabartë me 22,41 dm 3 /mol. Ky vëllim quhet vëllim molar gaz ideal. Domethënë, në 1 mol të çdo gazi (oksigjen, hidrogjen, ajër) vëllimi është 22,41 dm 3 /m.

Oriz. 3. Vëllimi molar i gazit në kushte normale.

Tabela "Vëllimi molar i gazeve"

Tabela e mëposhtme tregon vëllimin e disa gazeve:

Emrat e acideve janë formuar nga emri rus i atomit qendror të acidit me shtimin e prapashtesave dhe mbaresave. Nëse gjendja e oksidimit të atomit qendror të acidit korrespondon me numrin e grupit të Sistemit Periodik, atëherë emri formohet duke përdorur mbiemrin më të thjeshtë nga emri i elementit: H 2 SO 4 - acid sulfurik, HMnO 4 – acid permanganik. Nëse elementët acidformues kanë dy gjendjet e oksidimit, atëherë gjendja e ndërmjetme e oksidimit caktohet me prapashtesën –ist-: H 2 SO 3 - acid squfuri, HNO 2 – acid azotik. Prapashtesa të ndryshme përdoren për emrat e acideve halogjene që kanë shumë gjendje oksidimi: shembuj tipikë– HClO 4 – klor n acid, HClO 3 – klor novat acid, HClO 2 – klor ist acid, HClO – klor novatist acidi ic (acidi pa oksigjen HCl quhet acid klorhidrik - zakonisht acid klorhidrik). Acidet mund të ndryshojnë në numrin e molekulave të ujit që hidratojnë oksidin. Acidet që përmbajnë numri më i madh atomet e hidrogjenit quhen acide orto: H 4 SiO 4 është acid ortosilicik, H 3 PO 4 është acid ortofosforik. Acidet që përmbajnë 1 ose 2 atome hidrogjeni quhen metaacide: H 2 SiO 3 - acid metasilicik, HPO 3 - acid metafosforik. Acidet që përmbajnë dy atome qendrore quhen di acidet: H 2 S 2 O 7 – acid disulfurik, H 4 P 2 O 7 – acid difosforik.

Emrat e komponimeve komplekse formohen në të njëjtën mënyrë si emrat e kripërave, por kationit ose anionit kompleks i jepet një emër sistematik, domethënë lexohet nga e djathta në të majtë: K 3 - heksafluoroferrat kaliumi (III), SO 4 - sulfat tetraaminë bakri (II).

Emrat e oksideve formohen duke përdorur fjalën "oksid" dhe rastin gjenital të emrit rus të atomit qendror të oksidit, duke treguar, nëse është e nevojshme, gjendjen e oksidimit të elementit: Al 2 O 3 - oksid alumini, Fe 2 O 3 - hekur (III) oksid.

Emrat e bazave janë formuar duke përdorur fjalën "hidroksid" dhe rasë gjinore Emri rus i atomit qendror të hidroksidit që tregon, nëse është e nevojshme, gjendjen e oksidimit të elementit: Al(OH) 3 - hidroksid alumini, Fe (OH) 3 - hidroksid hekuri (III).

Emrat e përbërjeve me hidrogjen formohen në varësi të vetive acido-bazike të këtyre përbërjeve. Për përbërjet e gazta acidformuese me hidrogjen përdoren këto emra: H 2 S – sulfan (sulfidi i hidrogjenit), H 2 Se – selan (selenid hidrogjeni), HI – jodur hidrogjeni; tretësirat e tyre në ujë quhen përkatësisht sulfid hidrogjeni, acide hidroselenike dhe hidrojodike. Për disa komponime me hidrogjen përdoren emra të veçantë: NH 3 - amoniak, N 2 H 4 - hydrazine, PH 3 - fosfinë. Komponimet me hidrogjen që kanë një gjendje oksidimi -1 quhen hidride: NaH është hidridi i natriumit, CaH 2 është hidridi i kalciumit.

Emrat e kripërave janë formuar nga Emri latin atomi qendror i mbetjes acidike me shtimin e parashtesave dhe prapashtesave. Emrat e kripërave binare (me dy elemente) formohen duke përdorur prapashtesën - bajrami: NaCl – klorur natriumi, Na 2 S – sulfur natriumi. Nëse atomi qendror i një mbetjeje acide që përmban oksigjen ka dy gjendje pozitive oksidimi, atëherë shkallën më të lartë oksidimi tregohet me prapashtesën - në: Na 2 SO 4 – sulf në natriumi, KNO 3 – nitr në kalium, dhe gjendja më e ulët e oksidimit është prapashtesa - atë: Na 2 SO 3 – sulf atë natrium, KNO 2 – nitr atë kaliumi Për të emërtuar kripërat halogjene që përmbajnë oksigjen, përdoren parashtesa dhe prapashtesa: KClO 4 - korsi klorin në kalium, Mg(ClO 3) 2 – klor në magnez, KClO 2 – klor atë kalium, KClO - hipo klorin atë kaliumi

Ngopja kovalenteslidhjendaj saj- manifestohet në faktin se në përbërjet e elementeve s dhe p nuk ka elektrone të paçiftëzuara, domethënë, të gjitha elektronet e paçiftuara të atomeve formojnë lidhje çifte elektronike(Përjashtimet përfshijnë NO, NO 2, ClO 2 dhe ClO 3).

Çiftet e vetme të elektroneve (LEP) janë elektrone që zënë orbitalet atomike në çifte. Prania e NEP përcakton aftësinë e anioneve ose molekulave për të formuar lidhje dhuruese-pranuese si dhurues të çifteve elektronike.

Elektronet e paçiftuara janë elektrone të një atomi, të përmbajtura në një orbitale. Për elementët s dhe p, numri i elektroneve të paçiftëzuara përcakton se sa çifte elektronesh lidhëse mund të formojë një atom i caktuar me atome të tjera përmes mekanizmit të shkëmbimit. Metoda e lidhjes së valencës supozon se numri i elektroneve të paçiftëzuara mund të rritet me çifte të vetme elektronesh nëse ka orbitale të lira brenda nivelit të elektroneve të valencës. Në shumicën e komponimeve të elementeve s dhe p nuk ka elektrone të paçiftuara, pasi të gjitha elektronet e paçiftuara të atomeve formojnë lidhje. Sidoqoftë, ekzistojnë molekula me elektrone të paçiftuara, për shembull, NO, NO 2, ato kanë reaktivitet të rritur dhe tentojnë të formojnë dimerë si N 2 O 4 për shkak të elektroneve të paçiftëzuara.

Përqendrimi normal - ky është numri i nishaneve ekuivalentët në 1 litër tretësirë.

Kushtet normale - temperatura 273K (0 o C), presioni 101.3 kPa (1 atm).

Mekanizmat e shkëmbimit dhe dhuruesit-pranues të formimit të lidhjeve kimike. Arsimi lidhje kovalente ndërmjet atomeve mund të ndodhë në dy mënyra. Nëse formimi i një çifti elektronik lidhës ndodh për shkak të elektroneve të paçiftuara të të dyjave atome të lidhura, atëherë kjo metodë e formimit të një çifti elektronik lidhës quhet mekanizëm shkëmbimi - atomet shkëmbejnë elektrone, dhe elektronet lidhëse u përkasin të dy atomeve të lidhur. Nëse çifti elektronik i lidhjes formohet për shkak të çiftit të vetëm elektronik të një atomi dhe orbitalit vakant të një atomi tjetër, atëherë një formim i tillë i çiftit elektronik të lidhjes është një mekanizëm dhurues-pranues (shih. metoda e lidhjes valente).

Reaksionet jonike të kthyeshme - këto janë reaksione në të cilat formohen produkte që janë të afta të formojnë substanca fillestare (nëse kemi parasysh ekuacionin e shkruar, atëherë për reaksionet e kthyeshme mund të themi se ato mund të vazhdojnë në një drejtim ose në një tjetër me formimin elektrolite të dobëta ose komponimet pak të tretshme). Reaksionet jonike të kthyeshme shpesh karakterizohen nga shndërrim jo i plotë; meqenëse gjatë një reaksioni jonik të kthyeshëm, formohen molekula ose jone që shkaktojnë një zhvendosje drejt produkteve fillestare të reaksionit, domethënë, ato duket se "ngadalësojnë" reaksionin. Reaksionet jonike të kthyeshme përshkruhen duke përdorur shenjën ⇄, dhe ato të pakthyeshme - shenjën →. Një shembull i një reaksioni jonik të kthyeshëm është reaksioni H 2 S + Fe 2 + ⇄ FeS + 2H +, dhe një shembull i një reaksioni të pakthyeshëm është S 2- + Fe 2 + → FeS.

Agjentët oksidues – substanca në të cilat gjatë reaksioneve redoks zvogëlohen gjendjet e oksidimit të disa elementeve.

Dualiteti redoks - aftësia e substancave për të vepruar reaksionet redoks si një agjent oksidues ose reduktues në varësi të partnerit (për shembull, H 2 O 2, NaNO 2).

Reaksionet redoks(OVR) - Këto janë reaksione kimike gjatë të cilave ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementeve të substancave që reagojnë.

Potenciali i reduktimit të oksidimit - një vlerë që karakterizon aftësinë redoks (fortësi) si të agjentit oksidues ashtu edhe të agjentit reduktues që përbëjnë gjysmëreaksionin përkatës. Kështu, potenciali redoks i çiftit Cl 2 /Cl -, i barabartë me 1,36 V, karakterizon klorin molekular si agjent oksidues dhe jonin e klorurit si agjent reduktues.

Oksidet - komponimet e elementeve me oksigjen në të cilat oksigjeni ka gjendje oksidimi –2.

Ndërveprimet orientuese– ndërveprimet ndërmolekulare të molekulave polare.

Osmozë - Dukuria e transferimit të molekulave të tretësit në një membranë gjysmë të përshkueshme (e përshkueshme vetëm nga tretësi) drejt një përqendrimi më të ulët të tretësit.

Presioni osmotik - Vetia fiziko-kimike e tretësirave për shkak të aftësisë së membranave për të kaluar vetëm molekulat e tretësit. Presioni osmotik nga një tretësirë ​​më pak e përqendruar barazon shkallën e depërtimit të molekulave të tretësit në të dy anët e membranës. Presioni osmotik tretësira është e barabartë me presionin e një gazi në të cilin përqendrimi i molekulave është i njëjtë me përqendrimin e grimcave në tretësirë.

Bazat Arrhenius - substanca që shkëputin jonet hidroksid gjatë disociimit elektrolitik.

Baza e bronsted - komponimet (molekula ose jone të tipit S 2-, HS -) që mund të bashkojnë jonet e hidrogjenit.

Arsyet sipas Lewis (bazat e Lewis) – komponimet (molekula ose jone) me çifte të vetme elektronesh të afta për të formuar lidhje dhuruese-pranuese. Baza më e zakonshme e Lewis është molekulat e ujit, të cilat kanë veti të forta dhuruese.

Një nga njësitë bazë në Sistemin Ndërkombëtar të Njësive (SI) është Njësia e sasisë së një lënde është nishani.

Nishani – kjo është sasia e një lënde që përmban po aq njësi strukturore të një lënde të caktuar (molekula, atome, jone, etj.) sa ka atome karboni që përmbahen në 0,012 kg (12 g) të një izotopi karboni 12 ME .

Duke marrë parasysh se vlera e masës atomike absolute për karbonin është e barabartë me m(C) = 1,99 10  26 kg, numri i atomeve të karbonit mund të llogaritet N A, të përfshira në 0,012 kg karbon.

Një mol i çdo substance përmban të njëjtin numër grimcash të kësaj substance (njësi strukturore). Numri i njësive strukturore të përfshira në një substancë me një sasi prej një mol është 6.02 10 23 dhe quhet Numri i Avogadros (N A ).

Për shembull, një mol bakri përmban 6,02 10 23 atome bakri (Cu), dhe një mol hidrogjen (H 2) përmban 6,02 10 23 molekula hidrogjeni.

Masa molare(M) është masa e një lënde të marrë në një sasi prej 1 mol.

Masa molare shënohet me shkronjën M dhe ka dimensionin [g/mol]. Në fizikë përdorin njësinë [kg/kmol].

Në përgjithësi vlerë numerike Masa molare e një lënde numerikisht përkon me vlerën e masës së saj molekulare (relative atomike).

Për shembull, i afërm peshë molekulare uji është i barabartë me:

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

Masa molare e ujit ka të njëjtën vlerë, por shprehet në g/mol:

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

Kështu, një mol ujë që përmban 6,02 10 23 molekula uji (përkatësisht 2 6,02 10 23 atome hidrogjeni dhe 6,02 10 23 atome oksigjen) ka një masë prej 18 gram. Uji, me një sasi të substancës prej 1 mol, përmban 2 mol atome hidrogjeni dhe një mol atome oksigjen.

1.3.4. Marrëdhënia midis masës së një lënde dhe sasisë së saj

Duke ditur masën e një substance dhe formulën e saj kimike, dhe për rrjedhojë vlerën e masës molare të saj, mund të përcaktoni sasinë e substancës dhe, anasjelltas, duke ditur sasinë e substancës, mund të përcaktoni masën e saj. Për llogaritjet e tilla duhet të përdorni formulat:

ku ν është sasia e substancës, [mol]; m– masa e substancës, [g] ose [kg]; M – masa molare e substancës, [g/mol] ose [kg/kmol].

Për shembull, për të gjetur masën e sulfatit të natriumit (Na 2 SO 4) në një sasi prej 5 mole, gjejmë:

1) vlera e masës molekulare relative të Na 2 SO 4, e cila është shuma e vlerave të rrumbullakosura të masave atomike relative:

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

2) një vlerë numerikisht e barabartë e masës molare të substancës:

M(Na 2 SO 4) = 142 g/mol,

3) dhe, së fundi, masa prej 5 mol sulfat natriumi:

m = ν M = 5 mol · 142 g/mol = 710 g.

Përgjigje: 710.

1.3.5. Marrëdhënia midis vëllimit të një lënde dhe sasisë së saj

Në kushte normale (n.s.), d.m.th. në presion r , e barabartë me 101325 Pa (760 mm Hg) dhe temperaturë T, e barabartë me 273,15 K (0 С), një mol gazesh dhe avujsh të ndryshëm zë të njëjtin vëllim të barabartë me 22,4 l.

Vëllimi i zënë nga 1 mol gaz ose avull në nivelin e tokës quhet vëllimi molargaz dhe ka dimensionin litër për mol.

V mol = 22,4 l/mol.

Duke ditur sasinë substancë e gaztë (ν ) Dhe vlera molare e volumit (V mol) ju mund të llogarisni vëllimin e tij (V) në kushte normale:

V = ν V mol,

ku ν është sasia e substancës [mol]; V – vëllimi i substancës së gaztë [l]; V mol = 22,4 l/mol.

Dhe, anasjelltas, duke ditur volumin ( V) të një lënde të gaztë në kushte normale, sasia e saj (ν) mund të llogaritet :