Massa molare e volume molare di una sostanza. Falena. Legge di Avogadro. Volume molare di gas
Nomi di acidi sono formati dal nome russo dell'atomo acido centrale con l'aggiunta di suffissi e desinenze. Se lo stato di ossidazione dell'atomo centrale dell'acido corrisponde al numero di gruppo del sistema periodico, il nome viene formato usando l'aggettivo più semplice dal nome dell'elemento: H 2 SO 4 - acido solforico, HMnO 4 - acido manganese. Se gli elementi che formano acido hanno due stati di ossidazione, lo stato di ossidazione intermedio è indicato dal suffisso -ist-: H 2 SO 3 - acido solforoso, HNO 2 - acido nitroso. Per i nomi degli acidi alogeni con molti stati di ossidazione si utilizzano vari suffissi: esempi tipici - HClO 4 - cloro n th acido, HClO 3 - cloro novat th acido, HClO 2 - cloro ist acido, HClO - cloro novatorista th acido (si chiama acido privo di ossigeno HCl acido cloridrico solitamente acido cloridrico). Gli acidi possono differire nel numero di molecole d'acqua che idratano l'ossido. contenenti acidi numero più grande gli atomi di idrogeno sono chiamati ortoacidi: H 4 SiO 4 - acido ortosilicico, H 3 PO 4 - acido fosforico. Gli acidi contenenti 1 o 2 atomi di idrogeno sono chiamati metaacidi: H 2 SiO 3 - acido metasilicico, HPO 3 - acido metafosforico. Si chiamano acidi contenenti due atomi centrali di acidi: H 2 S 2 O 7 - acido disolforico, H 4 P 2 O 7 - acido difosforico.
I nomi dei composti complessi si formano allo stesso modo di nomi di sale, ma al complesso catione o anione viene dato un nome sistematico, cioè si legge da destra a sinistra: K 3 - esafluoroferrato di potassio (III), SO 4 - solfato di rame tetraamminico (II).
Nomi di ossidi si formano usando la parola "ossido" e il caso genitivo del nome russo dell'atomo di ossido centrale, indicando, se necessario, il grado di ossidazione dell'elemento: Al 2 O 3 - ossido di alluminio, Fe 2 O 3 - ossido di ferro (III).
Nomi di base formato con la parola "idrossido" e genitivo Nome russo dell'atomo di idrossido centrale che indica, se necessario, il grado di ossidazione dell'elemento: Al (OH) 3 - idrossido di alluminio, Fe (OH) 3 - idrossido di ferro (III).
Nomi di composti con idrogeno si formano a seconda delle proprietà acido-base di questi composti. Per i composti gassosi che formano acido con idrogeno, vengono utilizzati i nomi: H 2 S - solfano (acido solfidrico), H 2 Se - selano (idrogeno seleniuro), HI - acido iodio; le loro soluzioni in acqua sono dette, rispettivamente, acido idrosolfuro, idroselenico e acido idroiodico. Per alcuni composti con idrogeno vengono utilizzati nomi speciali: NH 3 - ammoniaca, N 2 H 4 - idrazina, PH 3 - fosfina. I composti con idrogeno che hanno uno stato di ossidazione di –1 sono chiamati idruri: NaH è idruro di sodio, CaH 2 è idruro di calcio.
Nomi di sali sono formati dal nome latino dell'atomo centrale del residuo acido con l'aggiunta di prefissi e suffissi. I nomi dei sali binari (a due elementi) si formano usando il suffisso - id: NaCl - cloruro di sodio, Na 2 S - solfuro di sodio. Se l'atomo centrale di un residuo acido contenente ossigeno ha due stati di ossidazione positivi, lo stato di ossidazione più alto è indicato dal suffisso - a: Na 2 SO 4 - solf a sodio, KNO 3 - nitr a potassio e lo stato di ossidazione più basso - il suffisso - esso: Na 2 SO 3 - solf esso sodio, KNO 2 - nitr esso potassio. Per il nome dei sali di alogeni contenenti ossigeno, vengono utilizzati prefissi e suffissi: KClO 4 - corsia cloro a potassio, Mg (ClO 3) 2 - cloro a magnesio, KClO 2 - cloro esso potassio, KClO - ipo cloro esso potassio.
Saturazione covalenteSconnessionesuo- si manifesta nel fatto che non ci sono elettroni spaiati nei composti degli elementi s e p, cioè tutti gli elettroni spaiati degli atomi formano coppie di elettroni di legame (le eccezioni sono NO, NO 2, ClO 2 e ClO 3).
Le coppie di elettroni solitari (LEP) sono elettroni che occupano orbitali atomici A coppie. La presenza di NEP determina la capacità di anioni o molecole di formare legami donatore-accettore come donatori di coppie di elettroni.
Elettroni spaiati - elettroni di un atomo, contenuti uno per uno nell'orbitale. Per gli elementi s e p, il numero di elettroni spaiati determina quante coppie di elettroni di legame un dato atomo può formare con altri atomi mediante il meccanismo di scambio. Nel metodo dei legami di valenza, si presume che il numero di elettroni spaiati possa essere aumentato da coppie di elettroni non condivisi se ci sono orbitali liberi all'interno del livello elettronico di valenza. Nella maggior parte dei composti di elementi s e p, non ci sono elettroni spaiati, poiché tutti gli elettroni spaiati degli atomi formano legami. Tuttavia, esistono molecole con elettroni spaiati, ad esempio NO, NO 2 , sono altamente reattive e tendono a formare dimeri di tipo N 2 O 4 a scapito degli elettroni spaiati.
Concentrazione normale -è il numero di moli equivalenti in 1 litro di soluzione.
Condizioni normali - temperatura 273 K (0 o C), pressione 101,3 kPa (1 atm).
Meccanismi di scambio e donatore-accettore di formazione del legame chimico. Formazione scolastica legami covalenti tra gli atomi può avvenire in due modi. Se la formazione di una coppia di elettroni di legame avviene a causa degli elettroni spaiati di entrambi gli atomi legati, allora questo metodo di formazione di una coppia di elettroni di legame è chiamato meccanismo di scambio: gli atomi si scambiano elettroni, inoltre, gli elettroni di legame appartengono a entrambi gli atomi legati . Se la coppia di elettroni di legame si forma a causa della coppia di elettroni solitari di un atomo e dell'orbitale libero di un altro atomo, allora tale formazione della coppia di elettroni di legame è un meccanismo donatore-accettore (vedi Fig. metodo del legame di valenza).
Reazioni ioniche reversibili - si tratta di reazioni in cui si formano prodotti in grado di formare sostanze di partenza (se teniamo presente l'equazione scritta, allora delle reazioni reversibili possiamo dire che possono procedere in entrambe le direzioni con formazione di elettroliti deboli o composti poco solubili) . Le reazioni ioniche reversibili sono spesso caratterizzate da una conversione incompleta; poiché durante una reazione ionica reversibile si formano molecole o ioni che provocano uno spostamento nella direzione dei prodotti di reazione iniziali, cioè come se "rallentassero" la reazione. Le reazioni ioniche reversibili sono descritte usando il segno ⇄ e le reazioni irreversibili sono descritte usando il segno →. Un esempio di reazione ionica reversibile è la reazione H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, e un esempio di reazione irreversibile è S 2- + Fe 2+ → FeS.
ossidanti – sostanze in cui, durante le reazioni redox, gli stati di ossidazione di alcuni elementi diminuiscono.
Dualità redox - la capacità delle sostanze di agire reazioni redox come agente ossidante o riducente, a seconda del partner (ad esempio, H 2 O 2 , NaNO 2).
Reazioni redox(OVR) - Si tratta di reazioni chimiche durante le quali cambiano gli stati di ossidazione degli elementi dei reagenti.
Potenziale redox - un valore che caratterizza la capacità redox (forza) sia dell'agente ossidante che dell'agente riducente, che costituiscono la corrispondente semireazione. Pertanto, il potenziale redox della coppia Cl 2 /Cl -, pari a 1,36 V, caratterizza il cloro molecolare come agente ossidante e lo ione cloruro come agente riducente.
ossidi - composti di elementi con ossigeno, in cui l'ossigeno ha uno stato di ossidazione di -2.
Interazioni di orientamento– interazioni intermolecolari di molecole polari.
osmosi - il fenomeno del trasferimento di molecole di solvente su una membrana semipermeabile (permeabile solo al solvente) verso una concentrazione di solvente inferiore.
Pressione osmotica - proprietà fisico-chimiche delle soluzioni, dovuta alla capacità delle membrane di far passare solo le molecole di solvente. La pressione osmotica dal lato della soluzione meno concentrata equalizza le velocità di penetrazione delle molecole di solvente su entrambi i lati della membrana. La pressione osmotica di una soluzione è uguale alla pressione di un gas in cui la concentrazione di molecole è uguale alla concentrazione di particelle nella soluzione.
Fondamenti secondo Arrhenius - sostanze che, nel processo di dissociazione elettrolitica, scindono gli ioni idrossido.
Fondamenti secondo Bronsted - composti (molecole o ioni come S 2-, HS -) che possono legare ioni idrogeno.
Fondamenti secondo Lewis (basi di Lewis) – composti (molecole o ioni) con coppie di elettroni non condivisi in grado di formare legami donatore-accettore. La base di Lewis più comune sono le molecole d'acqua, che hanno forti proprietà donatrici.
Il volume molare di un gas è uguale al rapporto tra il volume del gas e la quantità di sostanza di questo gas, cioè
V m = V(X) / n(X),
dove V m - volume molare di gas - un valore costante per qualsiasi gas in determinate condizioni;
V(X) è il volume del gas X;
n(X) è la quantità di sostanza gassosa X.
Volume molare di gas a condizioni normali(a pressione normale p n = 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa e temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) è V m = 22,4 l / mol.
Leggi dei gas ideali
Nei calcoli che coinvolgono i gas, è spesso necessario passare da queste condizioni a condizioni normali o viceversa. In questo caso, è conveniente utilizzare la formula che segue dalla legge combinata dei gas di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:
pV / T = p n V n / T n
Dove p è la pressione; V - volume; T è la temperatura sulla scala Kelvin; l'indice "n" indica condizioni normali.
Frazione di volume
La composizione delle miscele di gas viene spesso espressa utilizzando una frazione di volume: il rapporto tra il volume di un determinato componente e il volume totale del sistema, ad es.
φ(X) = V(X) / V
dove φ(X) - frazione in volume del componente X;
V(X) - volume del componente X;
V è il volume del sistema.
La frazione di volume è una quantità adimensionale, è espressa in frazioni di unità o in percentuale.
Esempio 1. Quale volume ci vorrà a una temperatura di 20 ° C e una pressione di 250 kPa di ammoniaca del peso di 51 g?
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1. Determinare la quantità di sostanza ammoniacale: n (NH 3) \u003d m (NH 3) / M (NH 3) \u003d 51/17 \u003d 3 mol. 2. Il volume di ammoniaca in condizioni normali è: V (NH 3) \u003d V m n (NH 3) \u003d 22,4 3 \u003d 67,2 l. 3. Usando la formula (3), portiamo il volume di ammoniaca a queste condizioni (temperatura T = (273 + 20) K = 293 K): V (NH 3) \u003d p n V n (NH 3) / pT n \u003d 101,3 293 67,2 / 250 273 \u003d 29,2 l. Risposta: V (NH 3) \u003d 29,2 litri. |
Esempio 2. Determinare il volume che assumerà una miscela di gas contenente idrogeno, del peso di 1,4 ge azoto, del peso di 5,6 g, in condizioni normali.
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1. Trova la quantità di idrogeno e azoto: n (N 2) \u003d m (N 2) / M (N 2) \u003d 5,6 / 28 \u003d 0,2 mol n (H 2) \u003d m (H 2) / M (H 2) \u003d 1,4 / 2 \u003d 0,7 mol 2. Poiché in condizioni normali questi gas non interagiscono tra loro, il volume della miscela di gas sarà uguale alla somma dei volumi dei gas, cioè V (miscele) \u003d V (N 2) + V (H 2) \u003d V m n (N 2) + V m n (H2) \u003d 22,4 0,2 + 22,4 0,7 \u003d 20,16 l. Risposta: V (miscela) \u003d 20,16 litri. |
Legge delle relazioni volumetriche
Come risolvere il problema utilizzando la "Legge delle relazioni volumetriche"?
Legge dei rapporti volumetrici: i volumi di gas coinvolti in una reazione sono correlati tra loro come piccoli numeri interi, uguale ai coefficienti nell'equazione di reazione.
I coefficienti nelle equazioni di reazione mostrano il numero di volumi di sostanze gassose che reagiscono e si formano.
Esempio. Calcolare il volume d'aria necessario per bruciare 112 litri di acetilene.
1. Componiamo l'equazione di reazione:
2. Sulla base della legge dei rapporti volumetrici, calcoliamo il volume di ossigeno:
112/2 \u003d X / 5, da cui X \u003d 112 5 / 2 \u003d 280l
3. Determinare il volume d'aria:
V (aria) \u003d V (O 2) / φ (O 2)
V (aria) \u003d 280 / 0,2 \u003d 1400 l.
Dove m è massa, M è massa molare, V è volume.
4. Legge di Avogadro. Istituito dal fisico italiano Avogadro nel 1811. Gli stessi volumi di qualsiasi gas, presi alla stessa temperatura e alla stessa pressione, contengono lo stesso numero di molecole.
Possiamo quindi formulare il concetto di quantità di una sostanza: 1 mole di una sostanza contiene un numero di particelle pari a 6,02 * 10 23 (detta costante di Avogadro)
La conseguenza di questa legge è quella 1 mole di qualsiasi gas occupa in condizioni normali (P 0 \u003d 101,3 kPa e T 0 \u003d 298 K) un volume pari a 22,4 litri.
5. Legge Boyle-Mariotte
A temperatura costante, il volume di una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla pressione alla quale è:
6. Legge di Gay-Lussac
A pressione costante, la variazione del volume di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura:
V/T = cost.
7. È possibile esprimere la relazione tra volume, pressione e temperatura del gas la legge combinata di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, che viene utilizzato per portare i volumi di gas da una condizione all'altra:
P 0 , V 0 ,T 0 - pressione volumetrica e temperatura in condizioni normali: P 0 =760 mm Hg. Arte. o 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)
8. Valutazione indipendente del valore del molecolare masse M può essere fatto utilizzando il cosiddetto equazioni di stato per un gas perfetto o le equazioni di Clapeyron-Mendeleev :
pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)
dove R - pressione del gas in un sistema chiuso, V- volume del sistema, t - massa di gas T - temperatura assoluta, R- costante gassosa universale.
Si noti che il valore della costante R può essere ottenuto sostituendo i valori che caratterizzano una mole di gas a N.C. nell'equazione (1.1):
r = (p V) / (T) \u003d (101,325 kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8,31J / mol.K)
Esempi di problem solving
Esempio 1 Portare il volume del gas in condizioni normali.
Quale volume (n.a.) occuperà 0,4×10 -3 m 3 di gas a 50 0 C e una pressione di 0,954×10 5 Pa?
Soluzione. Per riportare il volume del gas in condizioni normali, utilizzare formula generale, che combina le leggi di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:
pV/T = p 0 V 0 /T 0 .
Il volume di gas (n.a.) è , dove T 0 = 273 K; p 0 \u003d 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;
M 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.
Quando (n.a.) il gas occupa un volume pari a 0,32×10 -3 m 3 .
Esempio 2 Calcolo della densità relativa di un gas dal suo peso molecolare.
Calcolare la densità dell'etano C 2 H 6 da idrogeno e aria.
Soluzione. Dalla legge di Avogadro deriva che la densità relativa di un gas rispetto a un altro è uguale al rapporto delle masse molecolari ( Mh) di questi gas, cioè D=M 1 /M 2. Se una M1С2Н6 = 30, M2 H2 = 2, il peso molecolare medio dell'aria è 29, quindi la densità relativa dell'etano rispetto all'idrogeno è D H2 = 30/2 =15.
Densità relativa dell'etano nell'aria: D aria= 30/29 = 1,03, cioè l'etano è 15 volte più pesante dell'idrogeno e 1,03 volte più pesante dell'aria.
Esempio 3 Determinazione del peso molecolare medio di una miscela di gas mediante densità relativa.
Calcolare il peso molecolare medio di una miscela di gas composta dall'80% di metano e dal 20% di ossigeno (in volume) utilizzando i valori della densità relativa di questi gas rispetto all'idrogeno.
Soluzione. Spesso i calcoli vengono effettuati secondo la regola di miscelazione, ovvero che il rapporto tra i volumi di gas in una miscela di gas a due componenti è inversamente proporzionale alle differenze tra la densità della miscela e le densità dei gas che compongono questa miscela . Indichiamo la densità relativa della miscela di gas rispetto all'idrogeno attraverso D H2. sarà maggiore della densità del metano, ma minore densità ossigeno:
80D H2 - 640 = 320 - 20 D H2; D H2 = 9,6.
La densità dell'idrogeno di questa miscela di gas è 9,6. peso molecolare medio della miscela di gas M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.
Esempio 4 Calcolo della massa molare di un gas.
La massa di 0,327 × 10 -3 m 3 di gas a 13 0 C e una pressione di 1,040 × 10 5 Pa è 0,828 × 10 -3 kg. Calcola la massa molare del gas.
Soluzione. Puoi calcolare la massa molare di un gas usando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron:
dove mè la massa del gas; Mè la massa molare del gas; R- costante del gas molare (universale), il cui valore è determinato dalle unità di misura accettate.
Se la pressione è misurata in Pa e il volume in m 3, allora R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).
Lezione 1.
Argomento: quantità di sostanza. Talpa
La chimica è la scienza delle sostanze. Come misuri le sostanze? In quali unità? Nelle molecole che compongono le sostanze, ma questo è molto difficile da fare. In grammi, chilogrammi o milligrammi, ma è così che si misura la massa. Ma cosa succede se combiniamo la massa misurata sulla bilancia e il numero di molecole di una sostanza, è possibile?
a) H-idrogeno
A n = 1 a.u.m.
1a.u.m = 1,66 * 10 -24 g
Prendiamo 1 g di idrogeno e calcoliamo il numero di atomi di idrogeno in questa massa (offrire agli studenti di farlo usando una calcolatrice).
N n \u003d 1g / (1,66 * 10 -24) g \u003d 6,02 * 10 23
b) O-ossigeno
A o \u003d 16a.u.m \u003d 16 * 1,67 * 10 -24 g
N o \u003d 16g / (16 * 1,66 * 10 -24) g \u003d 6,02 * 10 23
c) C-carbonio
A c \u003d 12a.u.m \u003d 12 * 1,67 * 10 -24 g
N c \u003d 12g / (12 * 1,66 * 10 -24) g \u003d 6,02 * 10 23
Concludiamo: se prendiamo una tale massa di materia, che è uguale a massa atomica di dimensioni, ma presi in grammi, ci saranno sempre (per qualsiasi sostanza) 6,02 * 10 23 atomi di questa sostanza.
H 2 O - acqua
18 g / (18 * 1,66 * 10 -24) g \u003d 6,02 * 10 23 molecole d'acqua, ecc.
N a \u003d 6.02 * 10 23 - Numero o costante di Avogadro.
Mole: la quantità di una sostanza che contiene 6,02 * 10 23 molecole, atomi o ioni, ad es. unità strutturali.
C'è una mole di molecole, una mole di atomi, una mole di ioni.
n è il numero di moli, (il numero di moli è spesso indicato come nu),
N è il numero di atomi o molecole,
N a = costante di Avogadro.
Kmol \u003d 10 3 mol, mmol \u003d 10 -3 mol.
Mostra un ritratto di Amedeo Avogadro su un'installazione multimediale e parlane brevemente, oppure chiedi allo studente di preparare una breve relazione sulla vita di uno scienziato.
Lezione 2
Argomento " Massa molare sostanze"
Qual è la massa di 1 mole di una sostanza? (Gli studenti possono spesso trarre la conclusione da soli.)
La massa di una mole di una sostanza è uguale al suo peso molecolare, ma espressa in grammi. La massa di una mole di una sostanza è chiamata massa molare ed è indicata con - M.
Formule:
M - massa molare,
n è il numero di moli,
m è la massa della sostanza.
La massa di una mole è misurata in g/mol, la massa di un kmol è misurata in kg/kmol e la massa di una mmol è misurata in mg/mol.
Compila la tabella (le tabelle sono distribuite).
Sostanza |
Numero di molecole |
Massa molare |
Numero di moli |
Massa di materia |
5mol |
||||
H 2 SO 4 |
||||
12 ,0 4*10 26 |
Lezione 3
Argomento: volume molare dei gas
Risolviamo il problema. Determinare il volume d'acqua, la cui massa in condizioni normali è di 180 g.
Dato:
Quelli. il volume dei corpi liquidi e solidi è calcolato attraverso la densità.
Ma, quando si calcola il volume dei gas, non è necessario conoscere la densità. Come mai?
Lo scienziato italiano Avogadro ha stabilito che volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni (pressione, temperatura) contengono lo stesso numero di molecole: questa affermazione è chiamata legge di Avogadro.
Quelli. se in condizioni uguali V (H 2) \u003d V (O 2), quindi n (H 2) \u003d n (O 2) e viceversa, se in condizioni uguali n (H 2) \u003d n (O 2 ) allora i volumi di questi gas saranno gli stessi. E una mole di una sostanza contiene sempre lo stesso numero di molecole 6,02 * 10 23 .
Concludiamo - nelle stesse condizioni, le moli di gas dovrebbero occupare lo stesso volume.
In condizioni normali (t=0, P=101,3 kPa o 760 mm Hg), le moli di qualsiasi gas occupano lo stesso volume. Questo volume è chiamato molare.
V m \u003d 22,4 l / mol
1 kmol occupa un volume di -22,4 m 3 / kmol, 1 mmol occupa un volume di -22,4 ml / mmol.
Esempio 1(Deciso al consiglio):
Esempio 2(Puoi chiedere agli studenti di risolvere):
| Dato: | Soluzione: |
m(H 2) \u003d 20g |
Chiedi agli studenti di completare la tabella.
Sostanza |
Numero di molecole |
Massa di materia |
Numero di moli |
Massa molare |
Volume |