Моларна маса моларен обем формула. Моларен обем

Масата на 1 мол вещество се нарича моларна маса. Как се нарича обемът на 1 мол вещество? Очевидно той се нарича още моларен обем.

Какъв е моларният обем на водата? Когато измерихме 1 mol вода, не претеглихме 18 g вода на везните - това е неудобно. Използвахме мерителни прибори: цилиндър или чаша, защото знаехме, че плътността на водата е 1 g/ml. Следователно моларният обем на водата е 18 ml/mol. За течности и твърди вещества моларният обем зависи от тяхната плътност (фиг. 52, а). Друго нещо за газовете (фиг. 52, b).

Ориз. 52.
Моларни обеми (n.a.):
а - течности и твърди вещества; b - газообразни вещества

Ако вземем 1 mol водород H 2 (2 g), 1 mol кислород O 2 (32 g), 1 mol озон O 3 (48 g), 1 mol въглероден диоксид CO 2 (44 g) и дори 1 mol водна пара H 2 O (18 g) при същите условия, например нормални (в химията е обичайно да се наричат ​​нормални условия (n.a.) температура от 0 ° C и налягане от 760 mm Hg, или 101,3 kPa), се оказва, че 1 mol от който и да е от газовете ще заема същия обем, равен на 22,4 литра, и ще съдържа същия брой молекули - 6 × 10 23.

И ако вземем 44,8 литра газ, тогава колко от неговото вещество ще бъде поето? Разбира се, 2 mol, тъй като даденият обем е два пъти моларния обем. Следователно:

където V е обемът на газа. Оттук

Моларен обем е физическо количество, равно на съотношението на обема на веществото към количеството на веществото.

Моларният обем на газообразните вещества се изразява в l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Обемът на един киломол се нарича киломолар и се измерва в m 3 / kmol (Vm = 22,4 m 3 / kmol). Съответно, милимоларният обем е 22,4 ml/mmol.

Задача 1. Намерете масата на 33,6 m 3 амоняк NH 3 (n.a.).

Задача 2. Намерете масата и обема (n.s.), които имат 18 × 10 20 молекули сероводород H 2 S.

Когато решаваме задачата, нека обърнем внимание на броя на молекулите 18 × 10 20 . Тъй като 10 20 е 1000 пъти по-малко от 10 23 , очевидно изчисленията трябва да се правят с помощта на mmol, ml/mmol и mg/mmol.

Ключови думи и фрази

1. Моларни, милимоларни и киломоларни обеми на газовете.
2. Моларният обем на газовете (при нормални условия) е 22,4 l / mol.
3. Нормални условия.

Работа с компютър

1. Вижте електронното приложение. Проучете материала от урока и изпълнете предложените задачи.
2. Потърсете в интернет имейл адреси, които могат да служат като допълнителни източници, които разкриват съдържанието на ключовите думи и фрази на параграфа. Предложете на учителя своята помощ при подготовката на нов урок - направете доклад за ключовите думи и фрази от следващия параграф.

Въпроси и задачи

1. Намерете масата и броя на молекулите при n. г. за: а) 11,2 литра кислород; b) 5,6 m3 азот; в) 22,4 ml хлор.
2. Намерете обема, който при n. г. ще отнеме: а) 3 g водород; б) 96 kg озон; в) 12 × 10 20 азотни молекули.
3. Намерете плътностите (масата на 1 литър) на аргон, хлор, кислород и озон при n. г. Колко молекули от всяко вещество ще се съдържат в 1 литър при същите условия?
4. Изчислете масата на 5 l (н.д.): а) кислород; б) озон; в) въглероден диоксид CO2.
5. Посочете кое е по-тежко: а) 5 литра серен диоксид (SO 2) или 5 литра въглероден диоксид (CO 2); б) 2 литра въглероден диоксид (CO 2) или 3 литра въглероден оксид (CO).

Моларният обем на газ е равен на отношението на обема на газа към количеството вещество на този газ, т.е.

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

където V m - моларен обем газ - постоянна стойност за всеки газ при дадени условия;

V(X) е обемът на газа X;

n(X) е количеството на газовото вещество X.

Моларният обем на газовете при нормални условия (нормално налягане p n = 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa и температура T n = 273,15 K ≈ 273 K) е V m = 22,4 l / mol.

Закони на идеалните газове

При изчисления, включващи газове, често е необходимо да се премине от тези условия към нормални условия или обратно. В този случай е удобно да се използва формулата, следваща от комбинирания газов закон на Бойл-Мариот и Гей-Люсак:

pV / T = p n V n / T n

Където p е налягането; V - обем; T е температурата по скалата на Келвин; индексът "n" показва нормални условия.

Обемна фракция

Съставът на газовите смеси често се изразява с помощта на обемна фракция - съотношението на обема на даден компонент към общия обем на системата, т.е.

φ(X) = V(X) / V

където φ(X) - обемна част на компонента X;

V(X) - обем на компонента X;

V е обемът на системата.

Обемната фракция е безразмерна величина, изразява се в части от единица или като процент.

Пример 1. Какъв обем ще отнеме при температура 20 ° C и налягане 250 kPa амоняк с тегло 51 g?

Пример 2. Определете обема, който газова смес, съдържаща водород с тегло 1,4 g и азот с тегло 5,6 g, ще вземе при нормални условия.

Закон за обемните отношения

Как да решим проблема с помощта на "Закона за обемните отношения"?

Закон за обемните съотношения: Обемите на газовете, участващи в реакция, са свързани помежду си като малки цели числа, равни на коефициентите в уравнението на реакцията.

Коефициентите в уравненията на реакцията показват броя на обемите на реагиращите и образуваните газообразни вещества.

Пример. Изчислете обема на въздуха, необходим за изгаряне на 112 литра ацетилен.

1. Съставяме уравнението на реакцията:

2. Въз основа на закона за обемните съотношения изчисляваме обема на кислорода:

112/2 \u003d X / 5, откъдето X \u003d 112 5 / 2 \u003d 280l

3. Определете обема на въздуха:

V (въздух) \u003d V (O 2) / φ (O 2)

V (въздух) \u003d 280 / 0,2 \u003d 1400 л.

Имена на киселинисе образуват от руското име на централния киселинен атом с добавяне на наставки и окончания. Ако степента на окисление на централния атом на киселината съответства на номера на групата на периодичната система, тогава името се формира с помощта на най-простото прилагателно от името на елемента: H 2 SO 4 - сярна киселина, HMnO 4 - манганова киселина . Ако киселинообразуващите елементи имат две степени на окисление, тогава междинното състояние на окисление се обозначава с наставката -ist-: H 2 SO 3 - сярна киселина, HNO 2 - азотиста киселина. За имената на халогенни киселини с много степени на окисление се използват различни суфикси: типични примери - HClO 4 - хлор н та киселина, HClO 3 - хлор новат та киселина, HClO 2 - хлор ист киселина, HClO - хлор новаторски киселина (аноксичната киселина HCl се нарича солна киселина - обикновено солна киселина). Киселините могат да се различават по броя на водните молекули, които хидратират оксида. Киселините, съдържащи най-голям брой водородни атоми, се наричат ​​орто киселини: H 4 SiO 4 - ортосилициева киселина, H 3 PO 4 - фосфорна киселина. Киселини, съдържащи 1 или 2 водородни атома, се наричат ​​метакиселини: H 2 SiO 3 - метасилициева киселина, HPO 3 - метафосфорна киселина. Нар. киселини, съдържащи два централни атома ди киселини: H 2 S 2 O 7 - дисулфурна киселина, H 4 P 2 O 7 - дифосфорна киселина.

Имената на сложните съединения се образуват по същия начин като имена на сол, но комплексният катион или анион получава систематично име, т.е. чете се отдясно наляво: K 3 - калиев хексафлуороферат (III), SO 4 - тетраамин меден (II) сулфат.

Имена на оксидисе образуват с помощта на думата "оксид" и родителния падеж на руското име на централния оксиден атом, като се посочва, ако е необходимо, степента на окисление на елемента: Al 2 O 3 - алуминиев оксид, Fe 2 O 3 - железен оксид (III).

Базови именасе образуват с помощта на думата "хидроксид" и родителния падеж на руското име на централния хидроксиден атом, като се посочва, ако е необходимо, степента на окисление на елемента: Al (OH) 3 - алуминиев хидроксид, Fe (OH) 3 - железен (III) хидроксид.

Имена на съединения с водородсе образуват в зависимост от киселинно-алкалните свойства на тези съединения. За газообразни киселинообразуващи съединения с водород се използват наименованията: H 2 S - сулфан (сероводород), H 2 Se - селан (селеноводород), HI - йодоводород; техните разтвори във вода се наричат ​​съответно хидросулфидни, хидроселенови и йодоводородни киселини. За някои съединения с водород се използват специални имена: NH 3 - амоняк, N 2 H 4 - хидразин, PH 3 - фосфин. Съединенията с водород със степен на окисление –1 се наричат ​​хидриди: NaH е натриев хидрид, CaH 2 е калциев хидрид.

Имена на солисе образуват от латинското наименование на централния атом на киселинния остатък с добавяне на префикси и наставки. Имената на бинарни (двуелементни) соли се образуват с помощта на наставката - документ за самоличност: NaCl - натриев хлорид, Na 2 S - натриев сулфид. Ако централният атом на киселинен остатък, съдържащ кислород, има две положителни степени на окисление, тогава най-високата степен на окисление се обозначава с наставката - при: Na 2 SO 4 - сулф при натрий, KNO 3 - нитр при калий и най-ниската степен на окисление - наставката - то: Na 2 SO 3 - сулф то натрий, KNO 2 - нитр то калий. За наименованието на кислородсъдържащи соли на халогени се използват префикси и наставки: KClO 4 - платно хлор при калий, Mg (ClO 3) 2 - хлор при магнезий, KClO 2 - хлор то калий, KClO - хипо хлор то калий.

Ковалентно насищанесВръзканея- се проявява във факта, че в съединенията на s- и p-елементи няма несдвоени електрони, т.е. всички несдвоени електрони на атоми образуват свързващи електронни двойки (изключения са NO, NO 2, ClO 2 и ClO 3).

Несподелените електронни двойки (LEP) са електрони, които заемат атомни орбитали по двойки. Наличието на NEP определя способността на анионите или молекулите да образуват донорно-акцепторни връзки като донори на електронни двойки.

Несдвоени електрони - електрони на атом, съдържащи се един по един в орбитала. За s- и p-елементите броят на несдвоените електрони определя колко свързващи електронни двойки даден атом може да образува с други атоми чрез обменния механизъм. Методът на валентната връзка предполага, че броят на несдвоените електрони може да бъде увеличен чрез несподелени електронни двойки, ако има свободни орбитали в рамките на валентното електронно ниво. В повечето съединения на s- и p-елементи няма несдвоени електрони, тъй като всички несдвоени електрони на атомите образуват връзки. Съществуват обаче молекули с несдвоени електрони, например NO, NO 2 , те са силно реактивни и са склонни да образуват димери от типа N 2 O 4 поради несдвоени електрони.

Нормална концентрация -е броят на бенките еквиваленти в 1 литър разтвор.

Нормални условия -температура 273K (0 o C), налягане 101,3 kPa (1 atm).

Обменни и донорно-акцепторни механизми на образуване на химична връзка. Образуването на ковалентни връзки между атомите може да се случи по два начина. Ако образуването на свързваща електронна двойка се дължи на несдвоените електрони на двата свързани атома, тогава този метод на образуване на свързваща електронна двойка се нарича обменен механизъм - атомите обменят електрони, освен това свързващите електрони принадлежат и на двата свързани атома . Ако свързващата електронна двойка се формира поради несподелена електронна двойка на един атом и свободната орбитала на друг атом, тогава такова образуване на свързваща електронна двойка е донорно-акцепторен механизъм (виж Фиг. метод на валентната връзка).

Обратими йонни реакции -това са реакции, при които се образуват продукти, способни да образуват изходни вещества (ако имаме предвид написаното уравнение, тогава за обратимите реакции можем да кажем, че те могат да протичат и в двете посоки с образуването на слаби електролити или слабо разтворими съединения) . Обратимите йонни реакции често се характеризират с непълно превръщане; тъй като по време на обратима йонна реакция се образуват молекули или йони, които предизвикват изместване към първоначалните реакционни продукти, т.е. "забавят" реакцията, така да се каже. Обратимите йонни реакции се описват със знака ⇄, а необратимите реакции се описват със знака →. Пример за обратима йонна реакция е реакцията H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, а пример за необратима е S 2- + Fe 2+ → FeS.

Окислители – вещества, в които по време на окислително-възстановителни реакции степента на окисление на някои елементи намалява.

Редокс дуалност -способността на веществата да действат редокс реакции като окислител или редуциращ агент, в зависимост от партньора (например H 2 O 2, NaNO 2).

Редокс реакции(OVR) -Това са химични реакции, по време на които се променя степента на окисление на елементите на реагентите.

Редокс потенциал -стойност, която характеризира редокс способността (силата) както на окислителя, така и на редуциращия агент, които образуват съответната полуреакция. По този начин редокс потенциалът на двойката Cl 2 /Cl -, равен на 1,36 V, характеризира молекулния хлор като окислител и хлоридния йон като редуциращ агент.

Оксиди -съединения на елементи с кислород, в които кислородът има степен на окисление -2.

Ориентационни взаимодействия– междумолекулни взаимодействия на полярни молекули.

осмоза -явлението на прехвърляне на молекули на разтворителя върху полупропусклива (само пропусклива за разтворителя) мембрана към по-ниска концентрация на разтворителя.

Осмотичното налягане -физикохимично свойство на разтворите, което се дължи на способността на мембраните да пропускат само молекули на разтворителя. Осмотичното налягане от страната на по-слабо концентрирания разтвор изравнява скоростите на проникване на молекулите на разтворителя от двете страни на мембраната. Осмотичното налягане на разтвор е равно на налягането на газ, в който концентрацията на молекулите е същата като концентрацията на частиците в разтвора.

Основи според Арениус -вещества, които в процеса на електролитна дисоциация отделят хидроксидни йони.

Основи според Бронстед -съединения (молекули или йони като S 2-, HS -), които могат да свързват водородни йони.

Основи според Луис (бази на Луис) – съединения (молекули или йони) с несподелени електронни двойки, способни да образуват донорно-акцепторни връзки. Най-често срещаната база на Луис са водни молекули, които имат силни донорни свойства.

Газовете са най-простият обект за изследване, поради което техните свойства и реакции между газообразни вещества са изучени най-пълно. За да ни е по-лесно да анализираме правилата за вземане на решения изчислителни задачи,въз основа на уравненията на химичните реакции,препоръчително е тези закони да се разгледат в самото начало на систематичното изучаване на общата химия

Френският учен J.L. Гей-Лусак създаде закона обемни отношения:

Например, 1 л хлор се свързва с 1 л водород , образувайки 2 литра хлороводород ; 2 литра серен оксид (IV) свържете се с 1 литър кислород, образувайки 1 литър серен оксид (VI).

Този закон позволи на италианския учен приемем, че молекулите на простите газове ( водород, кислород, азот, хлор и др. ) се състои от два еднакви атома . Когато водородът се свързва с хлора, техните молекули се разпадат на атоми, а последните образуват молекули на хлороводород. Но тъй като две молекули хлороводород се образуват от една молекула водород и една молекула хлор, обемът на последния трябва да бъде равен на сумата от обемите на първоначалните газове.
По този начин обемните съотношения се обясняват лесно, ако изхождаме от концепцията за двуатомната природа на молекулите на простите газове ( H2, Cl2, O2, N2 и др. )- Това от своя страна служи като доказателство за двуатомния характер на молекулите на тези вещества.
Изследването на свойствата на газовете позволи на А. Авогадро да изрази хипотеза, която по-късно беше потвърдена от експериментални данни и затова стана известна като закон на Авогадро:

От закона на Авогадро следва важно следствие: при същите условия 1 мол от всеки газ заема същия обем.

Този обем може да се изчисли, ако масата е известна 1 л газ. Под нормалното условия, (не) т.е. температура 273K (O°C) и натиск 101 325 Pa (760 mmHg) , масата на 1 литър водород е 0,09 g, неговата моларна маса е 1,008 2 = 2,016 g / mol. Тогава обемът, зает от 1 мол водород при нормални условия, е равен на 22.4 л

При същите условия масата 1л кислород 1.492g ; кътник 32g/mol . Тогава обемът на кислорода при (n.s.) също е равен на 22,4 mol.

Следователно:

Моларният обем на газ е съотношението на обема на дадено вещество към количеството на това вещество:

където V м - моларен обем газ (размерl/mol ); V е обемът на веществото на системата;н е количеството материя в системата. Пример за запис:V м газ (добре.)\u003d 22,4 l / mol.

Въз основа на закона на Авогадро се определят моларните маси на газообразните вещества. Колкото по-голяма е масата на газовите молекули, толкова по-голяма е масата на същия обем газ. Еднакви обеми газове при еднакви условия съдържат еднакъв брой молекули, а оттам и молове газове. Съотношението на масите на равни обеми газове е равно на съотношението на техните моларни маси:

където м 1 - маса на определен обем от първия газ; м 2 е масата на същия обем на втория газ; М 1 и М 2 - моларни маси на първия и втория газ.

Обикновено плътността на газа се определя по отношение на най-лекия газ - водород (обозначаван д H2 ). Моларната маса на водорода е 2g/mol . Следователно получаваме.

Молекулното тегло на дадено вещество в газообразно състояние е равно на удвоената му водородна плътност.

Плътността на газа често се определя спрямо въздуха. (Д б ) . Въпреки че въздухът е смес от газове, те все още говорят за неговата средна моларна маса. То е равно на 29g/mol. В този случай моларната маса се дава от M = 29D б .

Определянето на молекулните тегла показа, че молекулите на простите газове се състоят от два атома (H2, F2, Cl2, O2 N2) , а молекулите на инертните газове - от един атом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). За благородните газове „молекула“ и „атом“ са еквивалентни.

Законът на Бойл - Мариот: при постоянна температура обемът на дадено количество газ е обратно пропорционален на налягането, под което се намира.Оттук pV = const ,
където Р - налягане, V - обем газ.

Закон на Гей-Люсак: при постоянно налягане и изменението на обема на газа е правопропорционално на температурата, т.е.
V/T = конст
където T - температура по скала Да се (келвин)

Комбинираният газов закон на Бойл-Мариот и Гей-Люсак:
pV/T = конст.
Тази формула обикновено се използва за изчисляване на обема на газ при дадени условия, ако неговият обем е известен при други условия. Ако се направи преход от нормални условия (или към нормални условия), тогава тази формула се записва, както следва:
pV/T = p 0 V 0 /T 0 ,
където Р 0 ,В 0 ,T 0 - налягане, обем на газа и температура при нормални условия ( Р 0 = 101 325 Pa , T 0 = 273 К V 0 \u003d 22,4 l / mol) .

Ако масата и количеството газ са известни, но е необходимо да се изчисли обемът му или обратно, използвайте Уравнение на Менделеев-Клайперон:

където н - количеството на газовото вещество, mol; м — маса, g; М е моларната маса на газа, g/yol ; Р е универсалната газова константа. R \u003d 8,31 J / (mol * K)

P1V1=P2V2, или еквивалентно, PV=const (закон на Бойл-Мариот). При постоянно налягане съотношението на обема към температурата остава постоянно: V/T=const (закон на Гей-Лусак). Ако фиксираме обема, тогава P/T=const (закон на Чарлз). Комбинирането на тези три закона дава универсален закон, който казва, че PV/T=const. Това уравнение е създадено от френския физик Б. Клапейрон през 1834 г.

Стойността на константата се определя само от количеството вещество газ. DI. Менделеев през 1874 г. извежда уравнение за един мол. Така че той е стойността на универсалната константа: R \u003d 8,314 J / (mol ∙ K). Така че PV=RT. В случай на произволно число газνPV=νRT. Самото количество вещество може да се намери от маса до моларна маса: ν=m/M.

Моларната маса е числено равна на относителната молекулна маса. Последният може да бъде намерен от периодичната таблица, той е посочен в клетката на елемента, като правило, . Молекулното тегло е равно на сумата от молекулните тегла на съставните му елементи. В случай на атоми с различна валентност се изисква за индекса. На примерки, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Нормални условия за газове приОбичайно е да се счита P0 = 1 atm = 101,325 kPa, температура T0 = 273,15 K = 0°C. Сега можете да намерите обема на един мол газ принормално условия: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Тази таблична стойност е моларният обем.

Под нормалното условиясъотношение количество към обем газкъм моларен обем: ν=V/Vm. За произволни условиянеобходимо е да се използва директно уравнението на Менделеев-Клапейрон: ν=PV/RT.

И така, за да намерите обема газ принормално условия, имате нужда от количеството вещество (брой молове) от това газумножете по моларния обем, равен на 22,4 l / mol. Чрез обратна операция можете да намерите количеството вещество от даден обем.

За да намерите обема на един мол вещество в твърдо или течно състояние, намерете неговата моларна маса и я разделете на плътността. Един мол от всеки газ при нормални условия има обем от 22,4 литра. В случай, че условията се променят, изчислете обема на един мол, като използвате уравнението на Клапейрон-Менделеев.

Ще имаш нужда

• периодична система на Менделеев, таблица на плътността на веществата, манометър и термометър.

Инструкция

Определяне на обема на един мол или твърдо тяло
Определете химичната формула на изследваното твърдо или течно вещество. След това, като използвате периодичната таблица на Менделеев, намерете атомните маси на елементите, които са включени във формулата. Ако някой е във формулата няколко пъти, умножете неговата атомна маса по това число. Съберете атомните маси, за да получите молекулното тегло, което съставлява твърдо или течно вещество. Тя ще бъде числено равна на моларната маса, измерена в грамове на мол.

Според таблицата на плътността на веществата намерете тази стойност за материала на изследваното тяло или течност. След това разделете моларната маса на плътността на даденото вещество, измерена в g/cm³ V=M/ρ. Резултатът е обемът на един мол в cm³. Ако веществото остане неизвестно, ще бъде невъзможно да се определи обемът на един мол от него.