In chimica non si usa la massa assoluta delle molecole, ma la massa molecolare relativa. Mostra quante volte la massa di una molecola è maggiore di 1/12 della massa di un atomo di carbonio. Questa quantità è indicata con Mr.

La massa molecolare relativa è uguale alla somma delle masse atomiche relative dei suoi atomi costituenti. Calcoliamo la massa molecolare relativa dell'acqua.

Sai che una molecola d'acqua contiene due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. Quindi la sua massa molecolare relativa sarà uguale alla somma dei prodotti della massa atomica relativa di ciascun elemento chimico e del numero dei suoi atomi in una molecola d'acqua:

Conoscendo le masse molecolari relative delle sostanze gassose, è possibile confrontare le loro densità, cioè calcolare la densità relativa di un gas rispetto a un altro - D(A/B). La densità relativa del gas A rispetto al gas B è uguale al rapporto tra le loro masse molecolari relative:

Calcoliamo la densità relativa dell'anidride carbonica rispetto all'idrogeno:

Ora calcoliamo la densità relativa dell'anidride carbonica rispetto all'idrogeno:

D(arco/idr) = Mr(arco) : Mr(idr) = 44:2 = 22.

Pertanto, l’anidride carbonica è 22 volte più pesante dell’idrogeno.

Come sapete, la legge di Avogadro si applica solo alle sostanze gassose. Ma i chimici devono avere un'idea del numero di molecole e delle porzioni di sostanze liquide o solide. Pertanto, per confrontare il numero di molecole nelle sostanze, i chimici hanno introdotto il valore: massa molare .

La massa molare è indicata M, è numericamente uguale al peso molecolare relativo.

Si chiama il rapporto tra la massa di una sostanza e la sua massa molare ammontare della sostanza .

La quantità di sostanza è indicata N. Questa è una caratteristica quantitativa di una porzione di una sostanza, insieme a massa e volume. La quantità di una sostanza si misura in moli.

La parola "talpa" deriva dalla parola "molecola". Il numero di molecole in quantità uguali di una sostanza è lo stesso.

È stato stabilito sperimentalmente che 1 mole di una sostanza contiene particelle (ad esempio molecole). Questo numero è chiamato numero di Avogadro. E se vi aggiungiamo un'unità di misura - 1/mol, allora sarà una quantità fisica - la costante di Avogadro, che è indicata con N A.

La massa molare si misura in g/mol. Il significato fisico della massa molare è che questa massa è 1 mole di una sostanza.

Secondo la legge di Avogadro, 1 mole di qualsiasi gas occuperà lo stesso volume. Il volume di una mole di gas è chiamato volume molare ed è indicato con Vn.

In condizioni normali (ovvero 0 °C e pressione normale - 1 atm. o 760 mm Hg o 101,3 kPa), il volume molare è 22,4 l/mol.

Quindi la quantità di sostanza gassosa a livello del suolo è può essere calcolato come il rapporto tra il volume del gas e il volume molare.

COMPITO 1. Quale quantità di sostanza corrisponde a 180 g di acqua?

COMPITO 2. Calcoliamo il volume a livello zero che sarà occupato dall'anidride carbonica in una quantità di 6 mol.

Bibliografia

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1. Raccolta unificata di risorse educative digitali ().
2. Versione elettronica della rivista “Chimica e Vita” ().
3. Test di chimica (online) ().

Compiti a casa

1.p.69 n.3; p.73 N. 1, 2, 4 dal libro di testo "Chimica: 8a elementare" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 dalla Raccolta di problemi ed esercizi di chimica: 8a elementare: al libro di testo di P.A. Orzhekovsky e altri: "Chimica, 8a elementare" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

Lezione 1.

Argomento: quantità di sostanza. Neo

La chimica è la scienza delle sostanze. Come misurare 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. E se combinassimo la massa misurata su una scala e il numero di molecole di una sostanza, è possibile?

a) H-idrogeno

A n = 1a.m.

1a.u.m = 1,66*10 -24 g

Prendiamo 1 g di idrogeno e contiamo il numero di atomi di idrogeno in questa massa (chiediamo agli studenti di farlo utilizzando una calcolatrice).

N n = 1 g / (1,66*10 -24) g = 6,02*10 23

b) O-ossigeno

A o = 16 a.u.m = 16 * 1,67 * 10 -24 g

N o = 16 g / (16 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23

c) Carbonio C

A c = 12a.u.m = 12*1,67*10 -24 g

N c = 12g / (12* 1,66*10 -24) g = 6,02*10 23

Concludiamo: se prendiamo la massa di una sostanza uguale alla massa atomica in termini di dimensioni, ma presa in grammi, allora ci saranno sempre (per qualsiasi sostanza) 6,02 * 10 23 atomi di questa sostanza.

H2O - acqua

18 g / (18 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23 molecole d'acqua, ecc.

N a = 6.02*10 23 - Numero o costante di Avogadro.

Una mole è la quantità di una sostanza che contiene 6,02 * 10 23 molecole, atomi o ioni, cioè unità strutturali.

Ci sono moli di molecole, moli di atomi, moli di ioni.

n è il numero di moli (il numero di moli è spesso indicato),
N è il numero di atomi o molecole,
N a = costante di Avogadro.

Kmol = 10 3 mol, mmol = 10 -3 mol.

Esporre un ritratto di Amedeo Avogadro su un'installazione multimediale e parlare brevemente di lui, oppure chiedere allo studente di preparare una breve relazione sulla vita dello scienziato.

Lezione 2.

Argomento: “Massa molare di una sostanza”

Qual è la massa di 1 mole di una sostanza? (Spesso gli studenti possono trarre la conclusione da soli.)

La massa di una mole di una sostanza è uguale alla sua massa 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 - numero di moli,
m è la massa della sostanza.

La massa di una mole si misura in g/mol, la massa di una kmole si misura in kg/kmol, la massa di una mmol si misura in mg/mol.

Compila la tabella (le tabelle sono distribuite).

Lezione 3.

Argomento: volume molare dei gas

Risolviamo il problema. Determina il volume dell'acqua, la cui massa in condizioni normali è 180 g.

Dato:

Quelli. Calcoliamo il volume dei corpi liquidi e solidi attraverso la densità.

Ma quando si calcola il volume dei gas, non è necessario conoscere la densità. Perché?

Lo scienziato italiano Avogadro ha determinato 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, a parità di condizioni, V(H 2) =V(O 2), allora n(H 2) =n(O 2), e viceversa, se, a parità di condizioni, n(H 2) =n(O 2), allora i volumi di questi gas saranno gli stessi. E una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di molecole 6,02 * 10 23.

Concludiamo - alle 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.

Vm =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.(Da risolvere alla lavagna):

Esempio 2.(Puoi chiedere agli studenti di risolvere):

Chiedi agli studenti di compilare la tabella.

Dalle disposizioni che una mole di qualsiasi sostanza comprende un numero di particelle di questa sostanza pari al numero di Avogadro, e che numeri uguali di particelle di gas diversi nelle stesse condizioni fisiche sono contenuti in volumi uguali di questi gas, segue quanto segue:

quantità uguali di qualsiasi sostanza gassosa nelle stesse condizioni fisiche occupano volumi uguali

Ad esempio, il volume di una mole di qualsiasi gas ha (at p, T = cost) lo stesso significato. Di conseguenza, l'equazione per una reazione che avviene con la partecipazione dei gas specifica non solo il rapporto tra le loro quantità e masse, ma anche i loro volumi.

il volume molare di un gas (V M) è il volume di gas che contiene 1 mole di particelle di questo gas
VM = V/n

L'unità SI del volume molare di un gas è il metro cubo per mole (m 3 /mol), ma più spesso vengono utilizzate unità sottomultiple: litro (decimetro cubo) per mole (l/mol, dm 3 /mol) e millilitro (cubico centimetro) per mole ( cm 3 /mol).
In conformità con la definizione di volume molare per qualsiasi gas, il rapporto tra il suo volume V alla quantità N sarà lo stesso a condizione che sia un gas ideale.

In condizioni normali (norma) - 101,3 kPa, 0°C - il volume molare di un gas ideale è pari a

V M = 2,241381·10 -2 m 3 /mol ≈ 22,4 l/mol

Nei calcoli chimici, viene utilizzato il valore arrotondato di 22,4 L/mol perché il valore esatto si riferisce a un gas ideale e la maggior parte dei gas reali differisce da esso nelle proprietà. I gas reali con una temperatura di condensazione all'equilibrio molto bassa (H 2, O 2, N 2) in condizioni normali hanno un volume quasi pari a 22,4 l/mol, e i gas che condensano ad alte temperature hanno un volume molare leggermente più piccolo in n. y.: per CO 2 - 22,26 l/mol, per NH 3 - 22,08 l/mol.

Conoscendo il volume di un determinato gas in determinate condizioni, puoi determinare la quantità di sostanze in questo volume e viceversa, dalla quantità di sostanza in una data porzione di gas puoi trovare il volume di questa porzione:

n = V / V M ; V = V M * n

Volume molare del gas a N.S. è una costante fisica fondamentale ampiamente utilizzata nei calcoli chimici. Permette di utilizzare il volume di un gas invece della sua massa, il che è molto conveniente in chimica analitica (analizzatori di gas basati sulla misurazione del volume), poiché è più facile misurare il volume di un gas che la sua massa.

Il valore del volume molare del gas al n. è il coefficiente di proporzionalità tra le costanti di Avogadro e di Loschmidt:

V M = N A / N L = 6,022 10 23 (mol -1) / 2,24 10 4 (cm 3 /mol) = 2,69 10 19 (cm -3)

Utilizzando il volume molare e la massa molare del gas, è possibile determinare la densità del gas:

ρ = M / V M

Nei calcoli basati sulla legge degli equivalenti per le sostanze gassose (reagenti, prodotti), invece della massa equivalente, è più conveniente utilizzare il volume equivalente, che è il rapporto tra il volume di una porzione di un dato gas e l'equivalente quantità di una sostanza in questa porzione:

V eq = V/n eq = V/zn = V M/z; (p, T = cost)

L'unità di volume equivalente è la stessa dell'unità di volume molare. Il valore del volume equivalente di gas è una costante di un dato gas solo in una reazione specifica, poiché dipende dal fattore di equivalenza f eq.

Volume molare del gas

Volume di gas in condizioni normali

Argomento 1

LEZIONE 7

Soggetto. Volume molare dei gas. Calcolo del volume di gas in condizioni normali

Obiettivi della lezione: familiarizzare gli studenti con il concetto di “volume molare”; rivelare le caratteristiche dell'utilizzo del concetto di “volume molare” per le sostanze gassose; insegnare agli studenti a utilizzare le conoscenze acquisite per calcolare il volume dei gas in condizioni normali.

Tipologia di lezione: combinata.

Forme di lavoro: storia dell'insegnante, pratica guidata.

Attrezzatura: tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Mendeleev, schede attività, cubo con un volume di 22,4 l (con un lato di 28,2 cm).

II. Controllo dei compiti, aggiornamento delle conoscenze di base

Gli studenti sottopongono i compiti completati sui fogli per la verifica.

1) Cos’è la “quantità di sostanza”?

2) Un'unità di misura per la quantità di una sostanza.

3) Quante particelle sono contenute in 1 mole di una sostanza?

4) Qual è il rapporto tra la quantità di una sostanza e lo stato di aggregazione in cui si trova tale sostanza?

5) Quante molecole d'acqua sono contenute in 1 mole di ghiaccio?

6) Che ne dici di 1 mole di acqua liquida?

7) In 1 mole di vapore acqueo?

8) Che massa avranno:

III. Imparare nuovo materiale

Creare e risolvere una situazione problematica Domanda problematica. Che volume occuperà:

Non possiamo rispondere subito a queste domande, perché il volume di una sostanza dipende dalla densità della sostanza. E secondo la formula V = m / ρ, il volume sarà diverso. 1 mole di vapore occupa più volume di 1 mole di acqua o ghiaccio.

Perché nelle sostanze liquide e gassose la distanza tra le molecole d'acqua è diversa.

Molti scienziati hanno studiato le sostanze gassose. Contributi significativi allo studio di questo problema furono apportati dal chimico francese Joseph Louis Gay-Lussac e dal fisico inglese Robert Boyle, che formularono una serie di leggi fisiche che descrivono lo stato dei gas.

Conosci questi modelli?

Tutti i gas sono ugualmente compressi e hanno lo stesso coefficiente di dilatazione termica. I volumi dei gas non dipendono dalla dimensione delle singole molecole, ma dalla distanza tra le molecole. Le distanze tra le molecole dipendono dalla loro velocità di movimento, energia e, di conseguenza, dalla temperatura.

Sulla base di queste leggi e delle sue ricerche, lo scienziato italiano Amedeo Avogadro formulò la legge:

Volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole.

In condizioni normali, le sostanze gassose hanno una struttura molecolare. Le molecole di gas sono molto piccole rispetto alla distanza che le separa. Pertanto, il volume di un gas non è determinato dalla dimensione delle particelle (molecole), ma dalla distanza tra loro, che è approssimativamente la stessa per qualsiasi gas.

A. Avogadro concluse che se prendiamo 1 mole, cioè 6,02 x 1023 molecole di qualsiasi gas, occuperanno lo stesso volume. Ma allo stesso tempo, questo volume viene misurato nelle stesse condizioni, cioè alla stessa temperatura e pressione.

Le condizioni in cui vengono eseguiti tali calcoli sono chiamate condizioni normali.

Condizioni normali (n.v.):

T = 273 K oppure t = 0 °C

P = 101,3 kPa o P = 1 atm. = 760 mmHg. Arte.

Il volume di 1 mole di una sostanza è chiamato volume molare (Vm). Per i gas in condizioni normali è 22,4 l/mol.

Viene mostrato un cubo con un volume di 22,4 litri.

Un tale cubo contiene 6,02-1023 molecole di qualsiasi gas, ad esempio ossigeno, idrogeno, ammoniaca (NH 3), metano (CH4).

A quali condizioni?

Ad una temperatura di 0 ° C e una pressione di 760 mm Hg. Arte.

Dalla legge di Avogadro segue questo

dove Vm = 22,4 l/mol di qualsiasi gas in n. V.

Quindi, conoscendo il volume di un gas, puoi calcolare la quantità di una sostanza e viceversa.

IV. Formazione di competenze e abilità

Esercitati con esempi

Calcolare quanto volume occuperanno 3 moli di ossigeno in N. V.

Calcolare il numero di molecole di ossido di carbonio (IV) in un volume di 44,8 litri (nv).

2) Calcola il numero di molecole di C O 2 utilizzando le formule:

N (CO 2) = 2 mol · 6,02 · 1023 molecole/mol = 12,04 · 1023 molecole.

Risposta: 12.04 · 1023 molecole.

Calcolare il volume occupato dall'azoto del peso di 112 g (attualmente).

V(N2) = 4 mol · 22,4 l/mol = 89,6 l.

V. Compiti a casa

Analizza il paragrafo corrispondente del libro di testo e rispondi alle domande.

Compito creativo (pratica domestica). Risolvi i problemi 2, 4, 6 dalla mappa in modo indipendente.

Compito con le carte per la lezione 7

Calcola quanto volume occuperanno 7 moli di azoto N2 (in base alla corrente).

Calcola il numero di molecole di idrogeno in un volume di 112 litri.

(Risposta: 30,1 1023 molecole)

Calcolare il volume di idrogeno solforato del peso di 340 g.

Volume di gas in condizioni normali

Leggi sui gas. Legge di Avogadro. Volume molare del gas

Lo scienziato francese J.L. Gay-Lussac ha dettato legge relazioni volumetriche:

Per esempio, 1 litro di cloro si connette con 1 litro di idrogeno , formando 2 litri di acido cloridrico ; 2 l di ossido di zolfo (IV) connesso con 1 litro di ossigeno, formando 1 litro di ossido di zolfo (VI).

Questa legge ha permesso allo scienziato italiano A. Avogadro supponiamo che le molecole di gas semplici ( idrogeno, ossigeno, azoto, cloro, ecc. ) consiste in due atomi identici . Quando l'idrogeno si combina con il cloro, le loro molecole si scompongono in atomi e questi ultimi formano molecole di acido cloridrico. Ma poiché da una molecola di idrogeno e una molecola di cloro si formano due molecole di acido cloridrico, il volume di quest'ultimo deve essere uguale alla somma dei volumi dei gas originari.
Pertanto, le relazioni volumetriche sono facilmente spiegabili se si procede dall'idea della natura biatomica delle molecole di gas semplici ( H2, Cl2, O2, N2, ecc. ) - Questo, a sua volta, serve come prova della natura biatomica delle molecole di queste sostanze.
Lo studio delle proprietà dei gas permise ad A. Avogadro di avanzare un'ipotesi, successivamente confermata da dati sperimentali, e quindi diventata nota come legge di Avogadro:

La legge di Avogadro implica un importante conseguenza: nelle stesse condizioni, 1 mole di qualsiasi gas occupa lo stesso volume.

Questo volume può essere calcolato se la massa è nota 1 litro gas In condizioni normali, (n.s.) cioè temperatura 273К (О°С) e pressione 101.325 Pa (760 mmHg) , la massa di 1 litro di idrogeno è 0,09 g, la sua massa molare è 1,008 2 = 2,016 g/mol. Allora il volume occupato da 1 mole di idrogeno in condizioni normali è pari a 22,4 l

Nelle stesse condizioni la massa 1l ossigeno 1,492 g ; molare 32 g/mol . Quindi anche il volume di ossigeno a (n.s.) è uguale a 22,4 mol.

Il volume molare di un gas è il rapporto tra il volume di una sostanza e la quantità di tale sostanza:

Dove V M - volume molare del gas (dimension l/mol ); V è il volume della sostanza del sistema; N - la quantità di sostanza presente nel sistema. Voce di esempio: V M gas (BENE.) =22,4 l/mol.

In base alla legge di Avogadro si determinano le masse molari delle sostanze gassose. Maggiore è la massa delle molecole di gas, maggiore è la massa dello stesso volume di gas. Volumi uguali di gas nelle stesse condizioni contengono lo stesso numero di molecole, e quindi di moli di gas. Il rapporto tra le masse di volumi uguali di gas è uguale al rapporto delle loro masse molari:

Dove M 1 - massa di un certo volume del primo gas; M 2 - massa dello stesso volume del secondo gas; M 1 E M 2 - masse molari del primo e del secondo gas.

Tipicamente, la densità del gas è determinata in relazione al gas più leggero: l'idrogeno (indicato D H2 ). La massa molare dell'idrogeno è 2 g/mol . Pertanto otteniamo.

La massa molecolare di una sostanza allo stato gassoso è pari al doppio della sua densità di idrogeno.

Spesso la densità di un gas è determinata rispetto all'aria (D B ) . Sebbene l'aria sia una miscela di gas, si parla ancora della sua massa molare media. È pari a 29 g/mol. In questo caso, la massa molare è determinata dall'espressione M = 29D B .

La determinazione delle masse molecolari ha mostrato che le molecole di gas semplici sono costituite da due atomi (H2, F2,Cl2, O2 N2) e le molecole di gas inerti sono costituite da un atomo (Lui, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Per i gas nobili “molecola” e “atomo” sono equivalenti.

Legge Boyle-Mariotte: a temperatura costante, il volume di una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla pressione alla quale si trova.Da qui pV = cost ,
Dove R - pressione, V - volume di gas.

Legge di Gay-Lussac: a pressione costante e la variazione del volume del gas è direttamente proporzionale alla temperatura, cioè
V/T = cost,
Dove T - temperatura sulla bilancia A (Kelvin)

Legge combinata dei gas di Boyle - Mariotte e Gay-Lussac:
pV/T = cost.
Questa formula viene solitamente utilizzata per calcolare il volume di un gas in determinate condizioni se è noto il suo volume in altre condizioni. Se viene effettuata una transizione dalle condizioni normali (o alle condizioni normali), questa formula viene scritta come segue:
pV/T = p V /T ,
Dove R ,V ,T -pressione, volume del gas e temperatura in condizioni normali ( R = 101 325 Pa , T = 273K V =22,4 l/mol) .

Se si conoscono la massa e la quantità di un gas, ma è necessario calcolarne il volume, o viceversa, utilizzare Equazione di Mendeleev-Clayperon:

Dove N - quantità di sostanza gassosa, mol; M - massa, g; M - massa molare del gas, g/iolo ; R - costante universale dei gas. R = 8,31 J/(mol*K)

Leggi sui gas

Per conoscere la composizione di eventuali sostanze gassose è necessario essere in grado di operare con concetti come volume molare, massa molare e densità della sostanza. In questo articolo vedremo cos'è il volume molare e come calcolarlo?

Quantità di sostanza

Vengono effettuati calcoli quantitativi per realizzare effettivamente un particolare processo o per conoscere la composizione e la struttura di una determinata sostanza. Questi calcoli sono scomodi da eseguire con valori assoluti della massa di atomi o molecole perché sono molto piccoli. Anche le masse atomiche relative non possono essere utilizzate nella maggior parte dei casi, poiché non sono correlate a misure generalmente accettate di massa o volume di una sostanza. Pertanto è stato introdotto il concetto di quantità di una sostanza, che si indica con la lettera greca v (nu) o n. La quantità di una sostanza è proporzionale al numero di unità strutturali (molecole, particelle atomiche) contenute nella sostanza.

L'unità di quantità di una sostanza è la mole.

Una mole è una quantità di sostanza che contiene tante unità strutturali quanti sono gli atomi contenuti in 12 g di un isotopo di carbonio.

La massa di 1 atomo è 12 a. e.m., quindi il numero di atomi contenuti in 12 g di isotopo di carbonio è pari a:

Na= 12g/12*1,66057*10 elevato alla potenza-24g=6,0221*10 elevato alla potenza di 23

La quantità fisica Na è chiamata costante di Avogadro. Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02 * 10 elevato alla potenza di 23 particelle.

Riso. 1. Legge di Avogadro.

Volume molare del gas

Il volume molare di un gas è il rapporto tra il volume di una sostanza e la quantità di tale sostanza. Questo valore si calcola dividendo la massa molare di una sostanza per la sua densità utilizzando la seguente formula:

dove Vm è il volume molare, M è la massa molare e p è la densità della sostanza.

Riso. 2. Formula del volume molare.

Nel sistema internazionale C, il volume molare delle sostanze gassose è misurato in metri cubi per mole (m 3 /mol)

Il volume molare delle sostanze gassose differisce dalle sostanze allo stato liquido e solido in quanto un elemento gassoso con una quantità di 1 mole occupa sempre lo stesso volume (se sono soddisfatti gli stessi parametri).

Il volume del gas dipende dalla temperatura e dalla pressione, quindi durante il calcolo è necessario prendere il volume del gas in condizioni normali. Le condizioni normali sono considerate una temperatura di 0 gradi e una pressione di 101,325 kPa. Il volume molare di 1 mole di gas in condizioni normali è sempre lo stesso e pari a 22,41 dm 3 /mol. Questo volume è chiamato volume molare di un gas ideale. Cioè, in 1 mole di qualsiasi gas (ossigeno, idrogeno, aria) il volume è 22,41 dm 3 /m.

Riso. 3. Volume molare del gas in condizioni normali.

Tabella "volume molare dei gas"

La tabella seguente mostra il volume di alcuni gas:

Cosa abbiamo imparato?

Il volume molare di un gas studiato in chimica (voto 8), insieme alla massa molare e alla densità, sono quantità necessarie per determinare la composizione di una particolare sostanza chimica. Una caratteristica di un gas molare è che una mole di gas contiene sempre lo stesso volume. Questo volume è chiamato volume molare del gas.

Prova sull'argomento

Valutazione del rapporto

Voto medio: 4.3. Totale voti ricevuti: 182.

Dove m è la massa, M è la massa molare, V è il volume.

4. Legge di Avogadro. Fondata dal fisico italiano Avogadro nel 1811. Volumi identici di qualsiasi gas, presi alla stessa temperatura e alla stessa pressione, contengono lo stesso numero di molecole.

Possiamo così formulare il concetto di quantità di una sostanza: 1 mole di sostanza contiene un numero di particelle pari a 6,02 * 10 23 (detta costante di Avogadro)

La conseguenza di questa legge è questa In condizioni normali (P 0 =101,3 kPa e T 0 =298 K), 1 mole di qualsiasi gas occupa 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 si trova:

6. Legge di Gay-Lussac

A pressione costante, la variazione del volume del gas è direttamente proporzionale alla temperatura:

V/T = cost.

7. È possibile esprimere la relazione tra volume del gas, pressione e temperatura legge combinata di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, che viene utilizzato per convertire i volumi di gas da una condizione all'altra:

P 0 , V 0 , T 0 - pressione di volume e temperatura in condizioni normali: P 0 =760 mm Hg. Arte. o 101,3 kPa; T0 =273 K (0 0 C)

8. Valutazione indipendente del valore molecolare masse M può essere fatto usando il cosiddetto Equazioni di stato dei gas ideali o 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 universale dei gas.

Si noti che il valore della costante R può essere ottenuto sostituendo i valori che caratterizzano una mole di gas in condizioni normali nell'equazione (1.1):

R = (pV)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Esempi di risoluzione dei problemi

Esempio 1. Portare il volume di gas a condizioni normali.

Quale volume (n.s.) sarà occupato da 0,4×10 -3 m 3 di gas situato a 50 0 C e ad una pressione di 0,954×10 5 Pa?

Soluzione. Per riportare il volume del gas a condizioni normali, utilizzare una formula generale che combina le leggi di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

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

Il volume del gas (n.s.) è pari a, dove T 0 = 273 K; p0 = 1,013 × 105 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M3 = 0,32 × 10 -3 m3.

A norma il gas occupa un volume pari a 0,32×10 -3 m 3 .

Esempio 2. Calcolo della densità relativa di un gas a partire dal suo peso molecolare.

Calcolare la densità dell'etano C 2 H 6 in base all'idrogeno e all'aria.

Soluzione. Dalla legge di Avogadro segue che la densità relativa di un gas rispetto a un altro è uguale al rapporto tra le masse molecolari ( M h) di questi gas, cioè D=M1/M2. Se M1 C2H6 = 30, M2 H2 = 2, il peso molecolare medio dell'aria è 29, quindi la densità relativa dell'etano rispetto all'idrogeno è DH2 = 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 da 80% di metano e 20% di ossigeno (in volume), utilizzando le densità relative di questi gas rispetto all'idrogeno.

Soluzione. Spesso i calcoli vengono effettuati secondo la regola della miscelazione, secondo la quale il rapporto tra i volumi di gas in una miscela di gas bicomponente 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 con D H2. sarà maggiore della densità del metano, ma inferiore alla densità dell'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 pari a 0,828×10 -3 kg. Calcolare la massa molare del gas.

Soluzione. La massa molare di un gas può essere calcolata utilizzando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron:

Dove M– massa di gas; M– massa molare del gas; R– costante molare (universale) dei gas, il cui valore è determinato dalle unità di misura accettate.

Se la pressione viene misurata in Pa e il volume in m3, allora R=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

3.1. Quando si eseguono misurazioni dell'aria atmosferica, dell'aria dell'area di lavoro, nonché delle emissioni industriali e degli idrocarburi nelle linee del gas, esiste il problema di riportare i volumi di aria misurata a condizioni normali (standard). Spesso nella pratica, quando vengono effettuate misurazioni della qualità dell'aria, le concentrazioni misurate non vengono ricalcolate alle condizioni normali, producendo risultati inaffidabili.

Ecco un estratto della norma:

“Le misurazioni portano a condizioni standard utilizzando la seguente formula:

C0 = C1 * P0 T1 / P1 T0

dove: C 0 - risultato espresso in unità di massa per unità di volume d'aria, kg/metro cubo. m, o la quantità di sostanza per unità di volume d'aria, mol/cubico. m, a temperatura e pressione standard;

C 1 - risultato espresso in unità di massa per unità di volume d'aria, kg/metro cubo. m, o la quantità di sostanza per unità di volume

aria, mol/cub. m, alla temperatura T 1, K e alla pressione P 1, kPa.”

La formula per la riduzione alle condizioni normali in forma semplificata ha la forma (2)

C 1 = C 0 * f, dove f = P 1 T 0 / P 0 T 1

fattore di conversione standard per la normalizzazione. I parametri dell'aria e delle impurità vengono misurati a diversi valori di temperatura, pressione e umidità. I risultati forniscono condizioni standard per confrontare i parametri di qualità dell’aria misurati in luoghi diversi e in climi diversi.

3.2 Condizioni normali del settore

Le condizioni normali sono condizioni fisiche standard con le quali sono solitamente correlate le proprietà delle sostanze (temperatura e pressione standard, STP). Le condizioni normali sono definite dalla IUPAC (Unione Internazionale di Chimica Pratica e Applicata) come segue: Pressione atmosferica 101325 Pa = 760 mm Hg. Temperatura dell'aria 273,15 K = 0° C.

Le condizioni standard (temperatura e pressione ambiente standard, SATP) sono temperatura e pressione ambiente normali: pressione 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. Art.; temperatura 298,15 K = 25 °C.

Altre aree.

Misurazioni della qualità dell'aria.

I risultati della misurazione delle concentrazioni di sostanze nocive nell'aria dell'area di lavoro portano alle seguenti condizioni: temperatura 293 K (20 ° C) e pressione 101,3 kPa (760 mm Hg).

I parametri aerodinamici delle emissioni inquinanti devono essere misurati in conformità con gli attuali standard governativi. I volumi dei gas di scarico ottenuti dai risultati delle misurazioni strumentali devono essere ridotti alle condizioni normali (norma): 0°C, 101,3 kPa..

Aviazione.

L'Organizzazione internazionale dell'aviazione civile (ICAO) definisce l'atmosfera standard internazionale (ISA) come il livello del mare con una temperatura di 15 °C, una pressione atmosferica di 101325 Pa e un'umidità relativa dello 0%. Questi parametri vengono utilizzati per calcolare il movimento degli aeromobili.

Industria del gas.

L'industria del gas della Federazione Russa, quando effettua pagamenti ai consumatori, utilizza le condizioni atmosferiche secondo GOST 2939-63: temperatura 20 ° C (293,15 K); pressione 760 mmHg. Arte. (101325 N/m²); l'umidità è 0. Pertanto, la massa di un metro cubo di gas secondo GOST 2939-63 è leggermente inferiore rispetto a quella in condizioni normali "chimiche".

Test

Per testare macchine, strumenti e altri prodotti tecnici, i seguenti sono presi come valori normali dei fattori climatici durante il test dei prodotti (condizioni climatiche normali di prova):

Temperatura - più 25°±10°С; Umidità relativa – 45-80%

Pressione atmosferica 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Verifica degli strumenti di misura

I valori nominali delle quantità d'influenza normali più comuni sono selezionati come segue: Temperatura - 293 K (20 ° C), pressione atmosferica - 101,3 kPa (760 mm Hg).

Razionamento

Le linee guida relative alla definizione di standard di qualità dell'aria indicano che le concentrazioni massime consentite nell'aria atmosferica sono stabilite in condizioni interne normali, vale a dire 20 C e 760 mm. rt. Arte.