Molar masse molar volum formel. Molar volum

Massen til 1 mol av et stoff kalles den molare massen. Hva kalles volumet av 1 mol av et stoff? Tydeligvis kalles det også molarvolumet.

Hva er det molare volumet av vann? Når vi målte 1 mol vann, veide vi ikke 18 g vann på vekten - dette er upraktisk. Vi brukte måleredskaper: en sylinder eller et beger, fordi vi visste at vanntettheten er 1 g/ml. Derfor er det molare volumet av vann 18 ml/mol. For væsker og faste stoffer avhenger molarvolumet av deres tetthet (fig. 52, a). En annen ting for gasser (Fig. 52, b).

Ris. 52.
Molare volumer (n.a.):
a - væsker og faste stoffer; b - gassformige stoffer

Hvis vi tar 1 mol hydrogen H 2 (2 g), 1 mol oksygen O 2 (32 g), 1 mol ozon O 3 (48 g), 1 mol karbondioksid CO 2 (44 g) og til og med 1 mol vanndamp H 2 O (18 g) under de samme forholdene, for eksempel normal (i kjemi er det vanlig å kalle normale forhold (n.a.) en temperatur på 0 ° C og et trykk på 760 mm Hg, eller 101,3 kPa), viser det seg at 1 mol av hvilken som helst av gassene vil oppta samme volum, lik 22,4 liter, og inneholde samme antall molekyler - 6 × 10 23.

Og hvis vi tar 44,8 liter gass, hvor mye av stoffet vil da bli tatt? Selvfølgelig 2 mol, siden det gitte volumet er to ganger molvolumet. Følgelig:

hvor V er volumet av gass. Herfra

Molar volum er en fysisk mengde lik forholdet mellom volumet av et stoff og mengden av et stoff.

Det molare volumet av gassformige stoffer uttrykkes i l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Volumet på én kilomol kalles kilomolar og måles i m 3 / kmol (Vm = 22,4 m 3 / kmol). Følgelig er millimolarvolumet 22,4 ml/mmol.

Oppgave 1. Finn massen til 33,6 m 3 ammoniakk NH 3 (n.a.).

Oppgave 2. Finn massen og volumet (n.s.) som 18 × 10 20 molekyler hydrogensulfid H 2 S har.

Når du løser problemet, la oss ta hensyn til antall molekyler 18 × 10 20 . Siden 10 20 er 1000 ganger mindre enn 10 23, bør man selvsagt gjøre beregninger med mmol, ml/mmol og mg/mmol.

Nøkkelord og fraser

1. Molare, millimolare og kilomolare volumer av gasser.
2. Det molare volumet av gasser (under normale forhold) er 22,4 l / mol.
3. Normale forhold.

Arbeid med datamaskin

1. Se den elektroniske søknaden. Studer materialet i leksjonen og fullfør de foreslåtte oppgavene.
2. Søk på Internett etter e-postadresser som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i søkeordene og setningene i avsnittet. Gi læreren din hjelp til å forberede en ny leksjon - lag en rapport om nøkkelordene og frasene i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

1. Finn massen og antall molekyler ved n. y. for: a) 11,2 liter oksygen; b) 5,6 m3 nitrogen; c) 22,4 ml klor.
2. Finn volumet som ved n. y. vil ta: a) 3 g hydrogen; b) 96 kg ozon; c) 12 × 10 20 nitrogenmolekyler.
3. Finn tetthetene (massen på 1 liter) av argon, klor, oksygen og ozon ved n. y. Hvor mange molekyler av hvert stoff vil være i 1 liter under de samme forholdene?
4. Beregn massen til 5 l (n.a.): a) oksygen; b) ozon; c) karbondioksid CO 2.
5. Spesifiser hva som er tyngre: a) 5 liter svoveldioksid (SO 2) eller 5 liter karbondioksid (CO 2); b) 2 liter karbondioksid (CO 2) eller 3 liter karbonmonoksid (CO).

Det molare volumet til en gass er lik forholdet mellom volumet av gass og stoffmengden til denne gassen, dvs.

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

hvor V m - molar volum av gass - en konstant verdi for enhver gass under gitte forhold;

V(X) er volumet av gass X;

n(X) er mengden gassstoff X.

Det molare volumet av gasser under normale forhold (normalt trykk p n \u003d 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa og temperatur T n \u003d 273,15 K ≈ 273 K) er V m \u003d 22,4 l / mol.

Lover for ideelle gasser

I beregninger som involverer gasser er det ofte nødvendig å bytte fra disse forholdene til normale forhold eller omvendt. I dette tilfellet er det praktisk å bruke formelen som følger fra den kombinerte gassloven til Boyle-Mariotte og Gay-Lussac:

pV / T = p n V n / T n

Hvor p er trykket; V - volum; T er temperaturen på Kelvin-skalaen; indeksen "n" indikerer normale forhold.

Volumfraksjon

Sammensetningen av gassblandinger uttrykkes ofte ved bruk av en volumfraksjon - forholdet mellom volumet av en gitt komponent og systemets totale volum, dvs.

φ(X) = V(X) / V

hvor φ(X) - volumfraksjon av komponent X;

V(X) - volum av komponent X;

V er volumet til systemet.

Volumfraksjonen er en dimensjonsløs mengde, den uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller i prosent.

Eksempel 1. Hvilket volum vil ta ved en temperatur på 20 °C og et trykk på 250 kPa ammoniakk som veier 51 g?

Eksempel 2. Bestem volumet som en gassblanding som inneholder hydrogen, som veier 1,4 g og nitrogen, som veier 5,6 g, vil ta under normale forhold.

Loven om volumetriske forhold

Hvordan løser jeg problemet ved å bruke "Law of Volumetric Relations"?

Lov om volumetriske forhold: Volumene av gasser som er involvert i en reaksjon er relatert til hverandre som små heltall lik koeffisientene i reaksjonsligningen.

Koeffisientene i reaksjonsligningene viser antall volumer av reagerende og dannede gassformige stoffer.

Eksempel. Beregn volumet luft som kreves for å brenne 112 liter acetylen.

1. Vi komponerer reaksjonsligningen:

2. Basert på loven om volumetriske forhold, beregner vi volumet av oksygen:

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

3. Bestem volumet av luft:

V (luft) \u003d V (O 2) / φ (O 2)

V (luft) \u003d 280 / 0,2 \u003d 1400 l.

Navn på syrer dannes fra det russiske navnet på det sentrale syreatomet med tillegg av suffikser og endelser. Hvis oksidasjonstilstanden til det sentrale atomet i syren tilsvarer gruppenummeret til det periodiske systemet, dannes navnet ved å bruke det enkleste adjektivet fra navnet på elementet: H 2 SO 4 - svovelsyre, HMnO 4 - mangansyre . Hvis syredannende grunnstoffer har to oksidasjonstilstander, er den mellomliggende oksidasjonstilstanden indikert med suffikset -ist-: H 2 SO 3 - svovelsyrling, HNO 2 - salpetersyre. For navn på halogensyrer med mange oksidasjonstilstander brukes forskjellige suffikser: typiske eksempler - HClO 4 - klor n syre, HClO 3 - klor novat syre, HClO 2 - klor ist syre, HClO - klor novatist syre (den anoksiske syre HCl kalles saltsyre - vanligvis saltsyre). Syrer kan variere i antall vannmolekyler som hydrerer oksidet. Syrer som inneholder det største antallet hydrogenatomer kalles ortosyrer: H 4 SiO 4 - ortosilicic acid, H 3 PO 4 - fosforsyre. Syrer som inneholder 1 eller 2 hydrogenatomer kalles metasyrer: H 2 SiO 3 - metasilisic syre, HPO 3 - metafosforsyre. Syrer som inneholder to sentrale atomer kalles di syrer: H 2 S 2 O 7 - disulfuric acid, H 4 P 2 O 7 - difosforsyre.

Navnene på komplekse forbindelser dannes på samme måte som salt navn, men det komplekse kation eller anion får et systematisk navn, det vil si at det leses fra høyre til venstre: K 3 - kaliumheksafluorferrat (III), SO 4 - tetraamin kobber (II) sulfat.

Navn på oksider dannes ved å bruke ordet "oksid" og genitivkasus av det russiske navnet på det sentrale oksidatomet, som om nødvendig indikerer graden av oksidasjon av elementet: Al 2 O 3 - aluminiumoksid, Fe 2 O 3 - jernoksid (III).

Basenavn dannes ved å bruke ordet "hydroksid" og genitivkasus av det russiske navnet på det sentrale hydroksydatomet, som om nødvendig indikerer graden av oksidasjon av elementet: Al (OH) 3 - aluminiumhydroksid, Fe (OH) 3 - jern(III)hydroksid.

Navn på forbindelser med hydrogen dannes avhengig av syre-base-egenskapene til disse forbindelsene. For gassformige syredannende forbindelser med hydrogen brukes navnene: H 2 S - sulfan (hydrogensulfid), H 2 Se - selan (hydrogenselenid), HI - hydrogenjod; deres løsninger i vann kalles henholdsvis hydrosulfid, hydroselensyre og hydrojodsyre. For noen forbindelser med hydrogen brukes spesielle navn: NH 3 - ammoniakk, N 2 H 4 - hydrazin, PH 3 - fosfin. Forbindelser med hydrogen som har en oksidasjonstilstand på –1 kalles hydrider: NaH er natriumhydrid, CaH 2 er kalsiumhydrid.

Navn på salter dannes fra det latinske navnet på det sentrale atomet i syreresten med tillegg av prefikser og suffikser. Navnene på binære (to-element) salter dannes ved å bruke suffikset - id: NaCl - natriumklorid, Na 2S - natriumsulfid. Hvis det sentrale atomet til en oksygenholdig syrerest har to positive oksidasjonstilstander, er den høyeste oksidasjonstilstanden indikert med suffikset - på: Na 2 SO 4 - sulf på natrium, KNO 3 - nitr på kalium, og den laveste oksidasjonstilstanden - suffikset - den: Na 2 SO 3 - sulf den natrium, KNO 2 - nitr den kalium. For navnet på oksygenholdige salter av halogener brukes prefikser og suffikser: KClO 4 - kjørefelt klor på kalium, Mg (ClO 3) 2 - klor på magnesium, KClO 2 - klor den kalium, KClO - hypo klor den kalium.

Metning kovalentsforbindelsehenne- viser seg ved at det ikke er uparede elektroner i forbindelsene til s- og p-elementer, det vil si at alle uparrede elektroner av atomer danner bindende elektronpar (unntak er NO, NO 2, ClO 2 og ClO 3).

Ensomme elektronpar (LEPs) er elektroner som okkuperer atomorbitaler i par. Tilstedeværelsen av NEP bestemmer evnen til anioner eller molekyler til å danne donor-akseptorbindinger som givere av elektronpar.

Uparede elektroner - elektroner av et atom, inneholdt en etter en i orbitalen. For s- og p-elementer bestemmer antallet uparrede elektroner hvor mange bindende elektronpar et gitt atom kan danne med andre atomer ved utvekslingsmekanismen. Valensbindingsmetoden forutsetter at antallet uparrede elektroner kan økes med udelte elektronpar dersom det er ledige orbitaler innenfor det elektroniske valensnivået. I de fleste forbindelser av s- og p-elementer er det ingen uparrede elektroner, siden alle uparrede elektroner av atomer danner bindinger. Imidlertid eksisterer molekyler med uparrede elektroner, for eksempel NO, NO 2 , de er svært reaktive og har en tendens til å danne dimerer av N 2 O 4-typen på grunn av uparede elektroner.

Normal konsentrasjon - er antall mol ekvivalenter i 1 liter løsning.

Normale forhold - temperatur 273K (0 o C), trykk 101,3 kPa (1 atm).

Utvekslings- og donor-akseptormekanismer for dannelse av kjemiske bindinger. Dannelsen av kovalente bindinger mellom atomer kan skje på to måter. Hvis dannelsen av et bindende elektronpar skjer på grunn av de uparede elektronene til begge bundne atomer, kalles denne metoden for dannelse av et bindende elektronpar utvekslingsmekanismen - atomene utveksler elektroner, dessuten tilhører bindingselektronene begge bundne atomer . Hvis bindingselektronparet dannes på grunn av det ensomme elektronparet til ett atom og den ledige orbitalen til et annet atom, så er en slik dannelse av bindingselektronparet en donor-akseptormekanisme (se fig. valensbindingsmetode).

Reversible ioniske reaksjoner - dette er reaksjoner der det dannes produkter som er i stand til å danne utgangsstoffer (hvis vi husker på den skrevne ligningen, kan vi om reversible reaksjoner si at de kan fortsette i begge retninger med dannelse av svake elektrolytter eller dårlig løselige forbindelser) . Reversible ioniske reaksjoner er ofte preget av ufullstendig konvertering; siden det under en reversibel ionisk reaksjon dannes molekyler eller ioner som forårsaker en forskyvning mot de innledende reaksjonsproduktene, det vil si at de "bremser" reaksjonen så å si. Reversible ioniske reaksjoner er beskrevet ved å bruke ⇄-tegnet, og irreversible reaksjoner er beskrevet ved å bruke →-tegnet. Et eksempel på en reversibel ionisk reaksjon er reaksjonen H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, og et eksempel på en irreversibel er S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oksydasjonsmidler – stoffer der, under redoksreaksjoner, reduseres oksidasjonstilstandene til noen grunnstoffer.

Redox-dualitet - stoffenes evne til å virke redoksreaksjoner som et oksidasjonsmiddel eller reduksjonsmiddel, avhengig av partner (for eksempel H 2 O 2 , NaNO 2).

Redoksreaksjoner(OVR) - Dette er kjemiske reaksjoner der oksidasjonstilstandene til elementene i reaktantene endres.

Redokspotensial - en verdi som karakteriserer redoksevnen (styrken) til både oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet, som utgjør den tilsvarende halvreaksjonen. Redokspotensialet til Cl 2/Cl - paret, lik 1,36 V, karakteriserer således molekylært klor som et oksidasjonsmiddel og kloridion som et reduksjonsmiddel.

Oksider - forbindelser av grunnstoffer med oksygen, hvor oksygen har en oksidasjonstilstand på -2.

Orienteringsinteraksjoner– intermolekylære interaksjoner mellom polare molekyler.

Osmose - fenomenet overføring av løsemiddelmolekyler på en semipermeabel (bare løsningsmiddelgjennomtrengelig) membran mot en lavere løsningsmiddelkonsentrasjon.

Osmotisk trykk - Fysisk-kjemiske egenskaper til løsninger, på grunn av evnen til membraner til å bare passere løsemiddelmolekyler. Det osmotiske trykket fra siden av den mindre konsentrerte løsningen utjevner penetrasjonshastighetene til løsningsmiddelmolekylene på begge sider av membranen. Det osmotiske trykket til en løsning er lik trykket til en gass der konsentrasjonen av molekyler er den samme som konsentrasjonen av partikler i løsningen.

Fundamenter ifølge Arrhenius - stoffer som i prosessen med elektrolytisk dissosiasjon spalter hydroksidioner.

Fundamenter ifølge Bronsted - forbindelser (molekyler eller ioner som S 2-, HS -) som kan feste hydrogenioner.

Fundamenter ifølge Lewis (Lewis-baser) – forbindelser (molekyler eller ioner) med ikke-delte elektronpar som er i stand til å danne donor-akseptorbindinger. Den vanligste Lewis-basen er vannmolekyler, som har sterke donoregenskaper.

Gasser er det enkleste objektet for forskning, derfor har deres egenskaper og reaksjoner mellom gassformige stoffer blitt studert mest fullstendig. For å gjøre det lettere for oss å analysere beslutningsreglene beregningsoppgaver,basert på ligningene for kjemiske reaksjoner,det er tilrådelig å vurdere disse lovene helt i begynnelsen av den systematiske studien av generell kjemi

Den franske vitenskapsmannen J.L. Gay-Lussac laget loven bulk relasjoner:

For eksempel, 1 l klor forbinder med 1 l hydrogen , danner 2 liter hydrogenklorid ; 2 liter svoveloksid (IV) koble til 1 liter oksygen, danner 1 liter svoveloksid (VI).

Denne loven tillot den italienske vitenskapsmannen anta at molekylene til enkle gasser ( hydrogen, oksygen, nitrogen, klor, etc. ) består av to identiske atomer . Når hydrogen kombineres med klor, brytes molekylene deres ned til atomer, og sistnevnte danner molekyler av hydrogenklorid. Men siden to molekyler hydrogenklorid dannes fra ett molekyl hydrogen og ett molekyl klor, må volumet av sistnevnte være lik summen av volumene til de opprinnelige gassene.
Dermed er volumforholdene lett å forklare hvis vi går ut fra konseptet om den diatomiske naturen til molekylene til enkle gasser ( H2, Cl2, O2, N2, etc. )- Dette tjener i sin tur som bevis på den diatomiske naturen til molekylene til disse stoffene.
Studiet av egenskapene til gasser tillot A. Avogadro å uttrykke en hypotese, som senere ble bekreftet av eksperimentelle data, og derfor ble kjent som Avogadros lov:

Fra loven om Avogadro følger en viktig konsekvens: under samme forhold opptar 1 mol av en hvilken som helst gass samme volum.

Dette volumet kan beregnes hvis massen er kjent 1 l gass. Under normalen forhold, (n.o.) dvs. temperatur 273K (O°C) og trykk 101 325 Pa (760 mmHg) , massen av 1 liter hydrogen er 0,09 g, dens molare masse er 1,008 2 = 2,016 g / mol. Da er volumet okkupert av 1 mol hydrogen under normale forhold lik 22,4 l

Under de samme forholdene, massen 1 l oksygen 1,492 g ; jeksel 32 g/mol . Da er også volumet av oksygen ved (n.s.) lik 22,4 mol.

Følgelig:

Det molare volumet til en gass er forholdet mellom volumet av et stoff og mengden av det stoffet:

hvor V m - molar volum av gass (dimensjonl/mol ); V er volumet av stoffet i systemet;n er mengden stoff i systemet. Eksempel på opptak:V m gass (vi vil.)\u003d 22,4 l / mol.

Basert på Avogadros lov bestemmes molarmassene til gassformige stoffer. Jo større massen av gassmolekyler er, desto større er massen av samme gassvolum. Like store mengder gasser under samme forhold inneholder samme antall molekyler, og dermed molene gasser. Forholdet mellom massene av like volumer av gasser er lik forholdet mellom deres molare masse:

hvor m 1 - massen av et visst volum av den første gassen; m 2 er massen av samme volum av den andre gassen; M 1 og M 2 - molare masser av den første og andre gassen.

Vanligvis bestemmes tettheten til en gass i forhold til den letteste gassen - hydrogen (betegnet D H2 ). Den molare massen av hydrogen er 2g/mol . Derfor får vi.

Molekylvekten til et stoff i gassform er lik to ganger hydrogentettheten.

Tettheten til en gass bestemmes ofte i forhold til luft. (D B ) . Selv om luft er en blanding av gasser, snakker de fortsatt om dens gjennomsnittlige molare masse. Det er lik 29g/mol. I dette tilfellet er den molare massen gitt av M = 29D B .

Bestemmelsen av molekylvekter viste at molekylene til enkle gasser består av to atomer (H2, F2, Cl2, O2N2) , og molekylene av inerte gasser - fra ett atom (Han, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). For edelgasser er "molekyl" og "atom" likeverdige.

Boyles lov - Mariotte: ved konstant temperatur er volumet av en gitt mengde gass omvendt proporsjonalt med trykket den befinner seg under.Herfra pV = konst ,
hvor R - press, V - volum gass.

Gay-Lussacs lov: ved konstant trykk og endringen i gassvolum er direkte proporsjonal med temperatur, dvs.
V/T = konst
hvor T - temperatur på en skala Til (kelvin)

Den kombinerte gassloven til Boyle - Mariotte og Gay-Lussac:
pV/T = konst.
Denne formelen brukes vanligvis til å beregne volumet av en gass under gitte forhold, hvis volumet er kjent under andre forhold. Hvis det gjøres en overgang fra normale forhold (eller til normale forhold), skrives denne formelen som følger:
pV/T = p 0 V 0 /T 0 ,
hvor R 0 ,V 0 ,T 0 -trykk, gassvolum og temperatur under normale forhold ( R 0 = 101 325 Pa , T 0 = 273 K V 0 \u003d 22,4 l / mol) .

Hvis massen og mengden gass er kjent, men det er nødvendig å beregne volumet, eller omvendt, bruk Mendeleev-Claiperon ligning:

hvor n - mengde gassstoff, mol; m — masse, g; M er den molare massen til gassen, g/yol ; R er den universelle gasskonstanten. R \u003d 8,31 J / (mol * K)

P1V1=P2V2, eller tilsvarende, PV=const (Boyle-Mariottes lov). Ved konstant trykk forblir forholdet mellom volum og temperatur konstant: V/T=const (Gay-Lussacs lov). Hvis vi fikser volumet, så er P/T=const (Charles lov). Å kombinere disse tre lovene gir en universell lov som sier at PV/T=konst. Denne ligningen ble etablert av den franske fysikeren B. Clapeyron i 1834.

Verdien av konstanten bestemmes kun av mengden stoff gass. DI. Mendeleev i 1874 utledet en ligning for en mol. Så han er verdien av den universelle konstanten: R \u003d 8,314 J / (mol ∙ K). Så PV=RT. Når det gjelder et vilkårlig tall gassνPV=νRT. Selve mengden av et stoff kan finnes fra masse til molar masse: ν=m/M.

Den molare massen er numerisk lik den relative molekylmassen. Sistnevnte kan bli funnet fra det periodiske systemet, det er indikert i elementets celle, som regel . Molekylvekten er lik summen av molekylvektene til dens bestanddeler. Når det gjelder atomer med forskjellig valens, er det nødvendig for indeksen. På på mål, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Normale forhold for gasser på Det er vanlig å vurdere P0 = 1 atm = 101.325 kPa, temperatur T0 = 273.15 K = 0°C. Nå kan du finne volumet til en føflekk gass på vanlig forhold: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Denne tabellverdien er molvolumet.

Under normalen forhold forhold mellom mengde og volum gass til molar volum: ν=V/Vm. For vilkårlig forhold det er nødvendig å bruke Mendeleev-Clapeyron-ligningen direkte: ν=PV/RT.

Så for å finne volumet gass på vanlig forhold, trenger du mengden stoff (antall mol) av dette gass multipliser med molarvolumet, lik 22,4 l / mol. Ved invers operasjon kan du finne mengden stoff fra et gitt volum.

For å finne volumet til én mol av et stoff i fast eller flytende tilstand, finn molmassen og del på tettheten. En mol av enhver gass under normale forhold har et volum på 22,4 liter. I tilfelle forholdene endrer seg, beregne volumet av en mol ved å bruke Clapeyron-Mendeleev-ligningen.

Du vil trenge

• periodisk system av Mendeleev, tabell over tetthet av stoffer, manometer og termometer.

Instruksjon

Bestemmelse av volumet av en mol eller fast kropp
Bestem den kjemiske formelen til faststoffet eller væsken som studeres. Deretter, bruk det periodiske systemet til Mendeleev, finn atommassene til elementene som er inkludert i formelen. Hvis man er i formelen flere ganger, multipliser atommassen med det tallet. Legg sammen atommassene for å få molekylvekten som utgjør et fast stoff eller væske. Det vil være numerisk lik den molare massen, målt i gram per mol.

I henhold til tabellen over tetthet av stoffer, finn denne verdien for materialet til den studerte kroppen eller væsken. Del deretter den molare massen med tettheten til det gitte stoffet, målt i g/cm³ V=M/ρ. Resultatet er volumet av en mol i cm³. Hvis stoffet forblir ukjent, vil det være umulig å bestemme volumet til en mol av det.