Qual é o volume molar. leis do gás. Lei de Avogadro. Volume molar de gás

Junto com massa e volume em cálculos químicos, a quantidade de uma substância é freqüentemente usada, que é proporcional ao número de unidades estruturais contidas na substância. Neste caso, em cada caso, deve-se indicar quais unidades estruturais (moléculas, átomos, íons, etc.) se referem. A unidade de quantidade de uma substância é o mol.

Um mol é a quantidade de uma substância contendo tantas moléculas, átomos, íons, elétrons ou outras unidades estruturais quantos são os átomos em 12 g do isótopo de carbono 12C.

O número de unidades estruturais contidas em 1 mol de uma substância (constante de Avogadro) é determinado com grande precisão; em cálculos práticos, é considerado igual a 6,02 1024 mol -1.

É fácil mostrar que a massa de 1 mol de uma substância (massa molar), expressa em gramas, é numericamente igual ao peso molecular relativo dessa substância.

Assim, o peso molecular relativo (ou peso molecular para abreviar) do cloro livre C1r é 70,90. Portanto, a massa molar do cloro molecular é 70,90 g/mol. No entanto, a massa molar dos átomos de cloro é metade disso (45,45 g/mol), uma vez que 1 mole de moléculas de cloro Cl contém 2 moles de átomos de cloro.

De acordo com a lei de Avogadro, volumes iguais de quaisquer gases tomados à mesma temperatura e à mesma pressão contêm o mesmo número de moléculas. Em outras palavras, o mesmo número de moléculas de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições. No entanto, 1 mol de qualquer gás contém o mesmo número de moléculas. Portanto, nas mesmas condições, 1 mol de qualquer gás ocupa o mesmo volume. Este volume é chamado de volume molar de gás e em condições normais (0 ° C, pressão 101, 425 kPa) é de 22,4 litros.

Por exemplo, a afirmação "o teor de dióxido de carbono no ar é de 0,04% (vol.)" significa que a uma pressão parcial de CO 2 igual à pressão do ar e à mesma temperatura, o dióxido de carbono contido no ar será ocupam 0,04% do volume total ocupado pelo ar.

Tarefa de controle

1. Compare o número de moléculas contidas em 1 g de NH 4 e 1 g de N 2. Em qual caso e quantas vezes o número de moléculas é maior?

2. Expresse em gramas a massa de uma molécula de dióxido de enxofre.

4. Quantas moléculas estão contidas em 5,00 ml de cloro em condições normais?

4. Que volume em condições normais é ocupado por 27 10 21 moléculas de gás?

5. Expresse em gramas a massa de uma molécula de NO 2 -

6. Qual é a razão entre os volumes ocupados por 1 mol de O 2 e 1 mol de Oz (as condições são as mesmas)?

7. Massas iguais de oxigênio, hidrogênio e metano são obtidas nas mesmas condições. Encontre a razão entre os volumes de gases tomados.

8. Quando perguntado quanto volume 1 mol de água levará em condições normais, a resposta foi recebida: 22,4 litros. Esta é a resposta correta?

9. Expresse em gramas a massa de uma molécula de HCl.

Quantas moléculas de dióxido de carbono existem em 1 litro de ar se o conteúdo volumétrico de CO 2 for 0,04% (condições normais)?

10. Quantos moles estão contidos em 1 m 4 de qualquer gás em condições normais?

11. Expresse em gramas a massa de uma molécula de H 2 O-

12. Quantos moles de oxigênio existem em 1 litro de ar, se o volume

14. Quantos moles de nitrogênio existem em 1 litro de ar se seu conteúdo volumétrico é de 78% (condições normais)?

14. Massas iguais de oxigênio, hidrogênio e nitrogênio são tomadas nas mesmas condições. Encontre a razão entre os volumes de gases tomados.

15. Compare o número de moléculas contidas em 1 g de NO 2 e 1 g de N 2. Em qual caso e quantas vezes o número de moléculas é maior?

16. Quantas moléculas estão contidas em 2,00 ml de hidrogênio em condições normais?

17. Expresse em gramas a massa de uma molécula de H 2 O-

18. Que volume em condições normais é ocupado por 17 10 21 moléculas de gás?

TAXA DE REAÇÕES QUÍMICAS

Ao definir o conceito velocidade reação química é necessário distinguir entre reações homogêneas e heterogêneas. Se a reação ocorre em um sistema homogêneo, por exemplo, em uma solução ou em uma mistura de gases, ocorre em todo o volume do sistema. velocidade reação homogênea chamado a quantidade de uma substância que entra em uma reação ou é formada como resultado de uma reação por unidade de tempo em uma unidade de volume do sistema. Como a razão entre o número de moles de uma substância e o volume no qual ela é distribuída é a concentração molar da substância, a velocidade de uma reação homogênea também pode ser definida como mudança na concentração por unidade de tempo de qualquer uma das substâncias: o reagente inicial ou produto da reação. Para garantir que o resultado do cálculo seja sempre positivo, independentemente de ser produzido por um reagente ou produto, utiliza-se o sinal “±” na fórmula:

Dependendo da natureza da reação, o tempo pode ser expresso não apenas em segundos, conforme exigido pelo sistema SI, mas também em minutos ou horas. Durante a reação, o valor de sua velocidade não é constante, mas muda continuamente: diminui, pois as concentrações das substâncias iniciais diminuem. O cálculo acima dá o valor médio da taxa de reação durante um certo intervalo de tempo Δτ = τ 2 – τ 1 . A velocidade real (instantânea) é definida como o limite ao qual a relação Δ COM/ Δτ em Δτ → 0, ou seja, a velocidade real é igual à derivada temporal da concentração.

Para uma reação cuja equação contém coeficientes estequiométricos que diferem da unidade, os valores de velocidade expressos para diferentes substâncias não são os mesmos. Por exemplo, para a reação A + 4B \u003d D + 2E, o consumo da substância A é de um mol, a substância B é de três moles, a chegada da substância E é de dois moles. É por isso υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) ou υ (E) . = ⅔ υ (EM) .

Se uma reação ocorre entre substâncias que estão em diferentes fases de um sistema heterogêneo, ela só pode ocorrer na interface entre essas fases. Por exemplo, a interação de uma solução ácida e um pedaço de metal ocorre apenas na superfície do metal. A velocidade de uma reação heterogênea chamado a quantidade de uma substância que entra em uma reação ou é formada como resultado de uma reação por unidade de tempo por unidade da interface entre as fases:

A dependência da velocidade de uma reação química com a concentração dos reagentes é expressa pela lei da ação das massas: a uma temperatura constante, a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevados a potências iguais aos coeficientes nas fórmulas dessas substâncias na equação da reação. Então para a reação

2A + B → produtos

a proporção υ ~ · COM A 2 COM B, e para a transição para a igualdade, o coeficiente de proporcionalidade é introduzido k, chamado constante de taxa de reação:

υ = k· COM A 2 COM B = k[A] 2 [V]

(concentrações molares em fórmulas podem ser indicadas como a letra COM com o índice correspondente e a fórmula da substância entre colchetes). O significado físico da constante de taxa de reação é a taxa de reação em concentrações de todos os reagentes iguais a 1 mol/L. A dimensão da constante de velocidade da reação depende do número de fatores do lado direito da equação e pode ser de -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), etc., ou seja, de forma que, em qualquer caso, nos cálculos, a taxa de reação seja expressa em mol l –1 s –1.

Para reações heterogêneas, a equação da lei de ação das massas inclui as concentrações apenas das substâncias que estão na fase gasosa ou em solução. A concentração de uma substância na fase sólida é valor constante e está incluído na constante de taxa, por exemplo, para o processo de combustão do carvão C + O 2 \u003d CO 2, a lei da ação das massas é escrita:

υ = k eu const = k·,

Onde k= k eu const.

Em sistemas onde uma ou mais substâncias são gases, a velocidade da reação também depende da pressão. Por exemplo, quando o hidrogênio interage com o vapor de iodo H 2 + I 2 \u003d 2HI, a taxa de uma reação química será determinada pela expressão:

υ = k··.

Se a pressão aumentar, por exemplo, 4 vezes, o volume ocupado pelo sistema diminuirá na mesma quantidade e, consequentemente, a concentração de cada uma das substâncias reagentes aumentará na mesma quantidade. A taxa de reação neste caso aumentará em 9 vezes

Dependência da temperatura da taxa de reaçãoé descrito pela regra de van't Hoff: para cada aumento de 10 graus na temperatura, a taxa de reação aumenta de 2 a 4 vezes. Isso significa que, à medida que a temperatura aumenta exponencialmente, a velocidade de uma reação química aumenta exponencialmente. A base na fórmula de progressão é coeficiente de temperatura da taxa de reaçãoγ, mostrando quantas vezes a velocidade de uma determinada reação aumenta (ou, o que é o mesmo, a constante de velocidade) com um aumento de temperatura de 10 graus. Matematicamente, a regra de van't Hoff é expressa pelas fórmulas:

onde e são as taxas de reação, respectivamente, no ponto inicial t 1 e final t 2 temperaturas. A regra de Van't Hoff também pode ser expressa da seguinte forma:

; ; ; ,

onde e são, respectivamente, a velocidade e a constante de velocidade da reação a uma temperatura t; e são os mesmos valores na temperatura t +10n; né o número de intervalos de “dez graus” ( n =(t 2 –t 1)/10) pela qual a temperatura mudou (pode ser um número inteiro ou fracionário, positivo ou negativo).

Tarefa de controle

1. Encontre o valor da constante de taxa de reação A + B -> AB, se em concentrações de substâncias A e B iguais a 0,05 e 0,01 mol / l, respectivamente, a taxa de reação é 5 10 -5 mol / (l-min ).

2. Quantas vezes a taxa de reação 2A + B -> A2B mudará se a concentração da substância A for aumentada em 2 vezes e a concentração da substância B for reduzida em 2 vezes?

4. Quantas vezes a concentração de uma substância deve ser aumentada, B 2 no sistema 2A 2 (g.) + B 2 (g.) \u003d 2A 2 B (g.), Para que quando a concentração da substância A diminui em 4 vezes, a velocidade da reação direta não muda ?

4. Algum tempo após o início da reação 3A + B-> 2C + D, as concentrações das substâncias foram: [A] = 0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] \u003d 0,008 mol / l. Quais são as concentrações iniciais das substâncias A e B?

5. No sistema CO + C1 2 = COC1 2, a concentração foi aumentada de 0,04 para 0,12 mol / l, e a concentração de cloro - de 0,02 para 0,06 mol / l. De quanto aumentou a velocidade da reação direta?

6. A reação entre as substâncias A e B é expressa pela equação: A + 2B → C. As concentrações iniciais são: [A] 0 \u003d 0,04 mol / l, [B] o \u003d 0,05 mol / l. A constante de velocidade da reação é 0,4. Encontrar velocidade inicial reação e a taxa de reação após algum tempo, quando a concentração da substância A diminui em 0,01 mol / l.

7. Como a velocidade da reação 2СО + О2 = 2СО2, ocorrendo em um recipiente fechado, mudará se a pressão for dobrada?

8. Calcule quantas vezes a velocidade da reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 20 °C para 100 °C, supondo que o coeficiente de temperatura da velocidade da reação seja 4.

9. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) mudará se a pressão no sistema for aumentada em 4 vezes;

10. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) mudará se o volume do sistema for reduzido em 4 vezes?

11. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) mudará se a concentração de NO for aumentada em 4 vezes?

12. Qual é o coeficiente de temperatura da taxa de reação se, com um aumento de temperatura de 40 graus, a taxa de reação

aumenta 15,6 vezes?

14. . Encontre o valor da constante de taxa de reação A + B -> AB, se em concentrações de substâncias A e B iguais a 0,07 e 0,09 mol / l, respectivamente, a taxa de reação é 2,7 10 -5 mol / (l-min).

14. A reação entre as substâncias A e B é expressa pela equação: A + 2B → C. As concentrações iniciais são: [A] 0 \u003d 0,01 mol / l, [B] o \u003d 0,04 mol / l. A constante de velocidade da reação é 0,5. Encontre a velocidade da reação inicial e a velocidade da reação após algum tempo, quando a concentração da substância A diminui em 0,01 mol/l.

15. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) mudará se a pressão no sistema for dobrada;

16. No sistema CO + C1 2 = COC1 2, a concentração foi aumentada de 0,05 para 0,1 mol / l, e a concentração de cloro - de 0,04 para 0,06 mol / l. De quanto aumentou a velocidade da reação direta?

17. Calcule quantas vezes a taxa de reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 20 °C para 80 °C, assumindo que o valor do coeficiente de temperatura da taxa de reação é 2.

18. Calcule quantas vezes a taxa de reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 40 ° C para 90 ° C, assumindo que o valor do coeficiente de temperatura da taxa de reação é 4.

LIGAÇÃO QUÍMICA. FORMAÇÃO E ESTRUTURA DE MOLÉCULAS

1. Que tipos de ligações químicas você conhece? Dê um exemplo da formação de uma ligação iônica pelo método das ligações de valência.

2. O que ligação química chamado de covalente? O que é característico de um tipo de ligação covalente?

4. Quais propriedades são caracterizadas por uma ligação covalente? Mostre isso com exemplos concretos.

4. Que tipo de ligação química nas moléculas de H 2; Cl2HC1?

5. Qual é a natureza das ligações nas moléculas NC 4, CS 2 , CO 2 ? Indique para cada um deles a direção do deslocamento do par de elétrons comum.

6. Que ligação química é chamada de iônica? O que é característico de uma ligação iônica?

7. Que tipo de ligação existe nas moléculas de NaCl, N 2, Cl 2?

8. Imagine tudo maneiras possíveis sobreposição do orbital s com o orbital p; Especifique a direção da conexão neste caso.

9. Explique o mecanismo doador-aceptor de uma ligação covalente usando o exemplo da formação do íon fosfônio [РН 4 ]+.

10. Nas moléculas de CO, CO 2, a ligação é polar ou apolar? Explicar. Descreva uma ligação de hidrogênio.

11. Por que algumas moléculas que possuem ligações polares geralmente são apolares?

12. O tipo de ligação covalente ou iônica é típico para os seguintes compostos: Nal, S0 2 , KF? Por que uma ligação iônica é o caso limite de uma ligação covalente?

14. O que é uma ligação metálica? Como ela é diferente de uma ligação covalente? Que propriedades dos metais causa?

14. Qual é a natureza das ligações entre os átomos nas moléculas; KHF 2 , H 2 0, HNO ?

15. Como explicar a alta resistência da ligação entre os átomos na molécula de nitrogênio N 2 e a força muito menor na molécula de fósforo P 4?

16 . O que é uma ligação de hidrogênio? Por que para moléculas de H2S e HC1, em contraste com H2O e HF, a formação ligações de hidrogênio não é típico?

17. Qual ligação é chamada de iônica? Uma ligação iônica tem as propriedades de saturação e direcionalidade? Por que é o caso limite de uma ligação covalente?

18. Que tipo de ligação existe nas moléculas de NaCl, N 2, Cl 2?

^ Massa molar e volume molar de uma substância. Massa molar é a massa de um mol de uma substância. É calculado através da massa e quantidade da substância de acordo com a fórmula:

Mv \u003d K · Sr (1)

Onde: K - coeficiente de proporcionalidade, igual a 1g/mol.

De fato, para o isótopo de carbono 12 6 С Ar = 12, e massa molarátomos (de acordo com a definição do conceito de "mole") é igual a 12g / mol. Consequentemente, os valores numéricos das duas massas são os mesmos e, portanto, K = 1. Segue-se que a massa molar de uma substância, expressa em gramas por mol, tem o mesmo valor numérico, que é a sua relativa molecular(atômico) peso. Assim, a massa molar do hidrogênio atômico é de 1,008 g/mol, do hidrogênio molecular é de 2,016 g/mol e do oxigênio molecular é de 31,999 g/mol.

De acordo com a lei de Avogadro, o mesmo número de moléculas de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições. Por outro lado, 1 mol de qualquer substância contém (por definição) o mesmo número de partículas. Segue-se que, a uma certa temperatura e pressão, 1 mol de qualquer substância no estado gasoso ocupa o mesmo volume.

A razão entre o volume ocupado por uma substância e sua quantidade é chamada de volume molar da substância. Em condições normais (101,325 kPa; 273 K), o volume molar de qualquer gás é 22,4l/mol(mais precisamente, Vn = 22,4 l/mol). Esta afirmação é verdadeira para tal gás, quando outros tipos de interação de suas moléculas entre si, exceto por sua colisão elástica, podem ser negligenciados. Esses gases são chamados de ideais. Para gases não ideais, chamados gases reais, os volumes molares são diferentes e um pouco diferentes do valor exato. No entanto, na maioria dos casos, a diferença afeta apenas o quarto e os subseqüentes algarismos significativos.

As medições de volumes de gás são geralmente realizadas em condições diferentes das normais. Para trazer o volume de gás às condições normais, você pode usar a equação que combina as leis dos gases de Boyle - Mariotte e Gay - Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Onde: V é o volume do gás à pressão pe temperatura T;

V 0 - volume de gás em pressão normal p 0 (101,325 kPa) e temperatura T 0 (273,15 K).

As massas molares dos gases também podem ser calculadas usando a equação de estado gás ideal- Equação de Clapeyron - Mendeleev:

pV = m B RT / M B ,

Onde: p – pressão do gás, Pa;

V é o seu volume, m 3;

M B - massa da substância, g;

M B é a sua massa molar, g/mol;

T é a temperatura absoluta, K;

R é a constante universal dos gases, igual a 8,314 J/(mol K).

Se o volume e a pressão do gás forem expressos em outras unidades, o valor da constante do gás na equação de Clapeyron-Mendeleev assumirá um valor diferente. Pode ser calculado pela fórmula seguinte da lei combinada do estado gasoso para um mol de uma substância em condições normais para um mol de gás:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Exemplo 1 Expresse em moles: a) 6,0210 21 moléculas de CO 2 ; b) 1,2010 24 átomos de oxigênio; c) 2,0010 23 moléculas de água. Qual é a massa molar dessas substâncias?

Solução. Um mol é a quantidade de uma substância que contém o número de partículas de qualquer tipo particular, igual à constante de Avogadro. Portanto, a) 6,0210 21, ou seja, 0,01 mol; b) 1,2010 24 , ou seja, 2 moles; c) 2,0010 23 , ou seja, 1/3 mol. A massa de um mol de uma substância é expressa em kg/mol ou g/mol. A massa molar de uma substância em gramas é numericamente igual à sua massa molecular (atômica) relativa, expressa em unidades de massa atômica (u.m.a.).

Visto que os pesos moleculares de CO 2 e H 2 O e a massa atômica do oxigênio, respectivamente, são 44; 18 e 16 amu, então suas massas molares são: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16g/mol.

Exemplo 2 Calcule a massa absoluta da molécula de ácido sulfúrico em gramas.

Solução. Um mol de qualquer substância (ver exemplo 1) contém a constante de Avogadro N A de unidades estruturais (em nosso exemplo, moléculas). A massa molar de H 2 SO 4 é 98,0 g/mol. Portanto, a massa de uma molécula é 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

volume molar- o volume de uma mole de uma substância, o valor obtido dividindo a massa molar pela densidade. Caracteriza a densidade de empacotamento das moléculas.

Significado N A = 6,022…×10 23É chamado de número de Avogadro em homenagem ao químico italiano Amedeo Avogadro. Esta é a constante universal para menores partículas qualquer substância.

É esse número de moléculas que contém 1 mol de oxigênio O 2, o mesmo número de átomos em 1 mol de ferro (Fe), moléculas em 1 mol de água H 2 O, etc.

De acordo com a lei de Avogadro, 1 mol de um gás ideal a condições normais tem o mesmo volume VM\u003d 22.413 996 (39) l. Em condições normais, a maioria dos gases está próxima do ideal, então todos informação de referência sobre o volume molar elementos químicos refere-se às suas fases condensadas, salvo indicação em contrário

Onde m-massa,M-massa molar, V- volume.

4. Lei de Avogadro. Fundada pelo físico italiano Avogadro em 1811. Os mesmos volumes de quaisquer gases, tomados à mesma temperatura e à mesma pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

Assim, o conceito da quantidade de uma substância pode ser formulado: 1 mol de uma substância contém um número de partículas igual a 6,02 * 10 23 (chamado de constante de Avogadro)

A consequência desta lei é que 1 mol de qualquer gás ocupa em condições normais (P 0 \u003d 101,3 kPa e T 0 \u003d 298 K) um volume igual a 22,4 litros.

5. Lei Boyle-Mariotte

A temperatura constante, o volume de uma determinada quantidade de gás é inversamente proporcional à pressão sob a qual está:

6. Lei de Gay-Lussac

A pressão constante, a variação do volume de um gás é diretamente proporcional à temperatura:

V/T = const.

7. A relação entre volume de gás, pressão e temperatura pode ser expressa a lei combinada de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, que é usado para trazer volumes de gás de uma condição para outra:

P 0 , V 0 ,T 0 - volume de pressão e temperatura em condições normais: P 0 =760 mm Hg. Arte. ou 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Avaliação independente do valor molecular massas M pode ser feito usando o chamado equações de estado para um gás ideal ou as equações de Clapeyron-Mendeleev :

pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)

Onde R- pressão de gás em um sistema fechado, V- volume do sistema, T- massa de gás T- temperatura absoluta, R- constante universal dos gases.

Note que o valor da constante R pode ser obtido substituindo os valores que caracterizam um mol de gás em N.C. na equação (1.1):

r = (p V) / (T) \u003d (101,325kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8,31J / mol.K)

Exemplos de resolução de problemas

Exemplo 1 Trazendo o volume de gás às condições normais.

Que volume (n.o.) ocupará 0,4×10 -3 m3 de gás a 50 0 C e uma pressão de 0,954×10 5 Pa?

Solução. Para trazer o volume de gás às condições normais, use Fórmula geral, que combina as leis de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

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

O volume do gás (n.o.) é , onde 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.o.) o gás ocupa um volume igual a 0,32×10 -3 m 3 .

Exemplo 2 Cálculo da densidade relativa de um gás a partir de seu peso molecular.

Calcule a densidade do etano C 2 H 6 a partir do hidrogênio e do ar.

Solução. Segue-se da lei de Avogadro que a densidade relativa de um gás sobre o outro é igual à razão das massas moleculares ( M h) desses gases, ou seja, D=M 1 /M 2. Se M 1С2Н6 = 30, M 2 H2 = 2, o peso molecular médio do ar é 29, então a densidade relativa do etano em relação ao hidrogênio é D H2 = 30/2 =15.

Densidade relativa do etano no ar: D ar= 30/29 = 1,03, ou seja, o etano é 15 vezes mais pesado que o hidrogênio e 1,03 vezes mais pesado que o ar.

Exemplo 3 Determinação do peso molecular médio de uma mistura de gases por densidade relativa.

Calcule o peso molecular médio de uma mistura de gases composta por 80% de metano e 20% de oxigênio (em volume) usando os valores da densidade relativa desses gases em relação ao hidrogênio.

Solução. Freqüentemente, os cálculos são feitos de acordo com a regra de mistura, que é a proporção dos volumes de gases em uma mistura de gases de dois componentes é inversamente proporcional às diferenças entre a densidade da mistura e as densidades dos gases que compõem essa mistura . Vamos denotar a densidade relativa da mistura gasosa em relação ao hidrogênio por D H2. será maior que a densidade do metano, mas menor que a densidade do oxigênio:

80D H2 - 640 = 320 - 20 D H2; D H2 = 9,6.

A densidade de hidrogênio dessa mistura de gases é 9,6. peso molecular médio da mistura gasosa M H2 = 2 D H2 = 9,6 × 2 = 19,2.

Exemplo 4 Cálculo da massa molar de um gás.

A massa de 0,327 × 10 -3 m 3 de gás a 13 0 C e uma pressão de 1,040 × 10 5 Pa é 0,828 × 10 -3 kg. Calcule a massa molar do gás.

Solução. Você pode calcular a massa molar de um gás usando a equação de Mendeleev-Clapeyron:

Onde mé a massa do gás; Mé a massa molar do gás; R- constante molar (universal) dos gases, cujo valor é determinado pelas unidades de medida aceitas.

Se a pressão for medida em Pa e o volume em m 3, então R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

: V \u003d n * Vm, onde V é o volume de gás (l), n é a quantidade de substância (mol), Vm é o volume molar de gás (l / mol), em normal (n.o.) é um padrão valor e é igual a 22, 4 l/mol. Acontece que na condição não existe quantidade de uma substância, mas existe uma massa de uma determinada substância, então fazemos assim: n = m/M, onde m é a massa da substância (g), M é a massa molar da substância (g/mol). Encontramos a massa molar de acordo com a tabela D.I. Mendeleev: sob cada elemento está sua massa atômica, some todas as massas e obtenha a que precisamos. Mas essas tarefas são bastante raras, geralmente há um arquivo . A solução para esses problemas é um pouco diferente. Vejamos um exemplo.

Que volume de hidrogênio será liberado em condições normais se o alumínio pesando 10,8 g for dissolvido em um excesso de ácido clorídrico.

Se estamos lidando com um sistema de gás, então a seguinte fórmula ocorre: q(x) = V(x)/V, onde q(x)(phi) é a fração do componente, V(x) é o volume do componente (l), V é o volume do sistema (l). Para encontrar o volume do componente, obtemos a fórmula: V(x) = q(x)*V. E se você precisar encontrar o volume do sistema, então: V = V(x)/q(x).

observação

Existem outras fórmulas para encontrar o volume, mas se você precisar encontrar o volume de um gás, apenas as fórmulas fornecidas neste artigo servirão.

Fontes:

"Manual de Química", G.P. Komchenko, 2005.
como encontrar escopo de trabalho
Encontre o volume de hidrogênio na eletrólise de uma solução de ZnSO4

Um gás ideal é aquele em que a interação entre as moléculas é desprezível. Além da pressão, o estado de um gás é caracterizado pela temperatura e pelo volume. As relações entre esses parâmetros são exibidas nas leis dos gases.

Instrução

A pressão de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura, à quantidade de substância e inversamente proporcional ao volume do recipiente ocupado pelo gás. O coeficiente de proporcionalidade é a constante universal dos gases R, aproximadamente igual a 8,314. É medido em joules dividido por moles e por.

Esta disposição forma a dependência matemática P=νRT/V, onde ν é a quantidade de substância (mol), R=8,314 é a constante universal dos gases (J/mol K), T é a temperatura do gás, V é o volume. A pressão é expressa em . Pode ser expresso e, enquanto 1 atm \u003d 101,325 kPa.

A dependência considerada é consequência da equação de Mendeleev-Clapeyron PV=(m/M) RT. Aqui m é a massa do gás (g), M é sua massa molar (g / mol), e a fração m / M dá como resultado a quantidade de substância ν, ou o número de moles. A equação de Mendeleev-Clapeyron é válida para todos os gases que podem ser considerados. Esta é uma lei física dos gases.

Onde m é a massa, M é a massa molar, V é o volume.

4. Lei de Avogadro. Fundada pelo físico italiano Avogadro em 1811. Os mesmos volumes de quaisquer gases, tomados à mesma temperatura e à mesma pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

Assim, o conceito da quantidade de uma substância pode ser formulado: 1 mol de uma substância contém um número de partículas igual a 6,02 * 10 23 (chamado de constante de Avogadro)

A consequência desta lei é que 1 mol de qualquer gás ocupa em condições normais (P 0 \u003d 101,3 kPa e T 0 \u003d 298 K) um volume igual a 22,4 litros.

5. Lei Boyle-Mariotte

A temperatura constante, o volume de uma determinada quantidade de gás é inversamente proporcional à pressão sob a qual está:

6. Lei de Gay-Lussac

A pressão constante, a variação do volume de um gás é diretamente proporcional à temperatura:

V/T = const.

P 0 , V 0 ,T 0 - volume de pressão e temperatura em condições normais: P 0 =760 mm Hg. Arte. ou 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Avaliação independente do valor molecular massas M pode ser feito usando o chamado equações de estado para um gás ideal ou as equações de Clapeyron-Mendeleev :

pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)

Onde R- pressão de gás em um sistema fechado, V- volume do sistema, T- massa de gás T- temperatura absoluta, R- constante universal dos gases.

Note que o valor da constante R pode ser obtido substituindo os valores que caracterizam um mol de gás em N.C. na equação (1.1):

r = (p V) / (T) \u003d (101,325kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8,31J / mol.K)

Exemplos de resolução de problemas

Exemplo 1 Trazendo o volume de gás às condições normais.

Que volume (n.o.) ocupará 0,4×10 -3 m3 de gás a 50 0 C e uma pressão de 0,954×10 5 Pa?

Solução. Para trazer o volume de gás às condições normais, use a fórmula geral que combina as leis de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

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

O volume de gás (n.o.) é, onde T 0 \u003d 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.o.) o gás ocupa um volume igual a 0,32×10 -3 m 3 .

Exemplo 2 Cálculo da densidade relativa de um gás a partir de seu peso molecular.

Calcule a densidade do etano C 2 H 6 a partir do hidrogênio e do ar.

Densidade relativa do etano no ar: D ar= 30/29 = 1,03, ou seja, o etano é 15 vezes mais pesado que o hidrogênio e 1,03 vezes mais pesado que o ar.

Exemplo 3 Determinação do peso molecular médio de uma mistura de gases por densidade relativa.

Calcule o peso molecular médio de uma mistura de gases composta por 80% de metano e 20% de oxigênio (em volume) usando os valores da densidade relativa desses gases em relação ao hidrogênio.

80D H2 - 640 = 320 - 20 D H2; D H2 = 9,6.

A densidade de hidrogênio dessa mistura de gases é 9,6. peso molecular médio da mistura gasosa M H2 = 2 D H2 = 9,6 × 2 = 19,2.

Exemplo 4 Cálculo da massa molar de um gás.

A massa de 0,327 × 10 -3 m 3 de gás a 13 0 C e uma pressão de 1,040 × 10 5 Pa é 0,828 × 10 -3 kg. Calcule a massa molar do gás.

Solução. Você pode calcular a massa molar de um gás usando a equação de Mendeleev-Clapeyron:

Onde mé a massa do gás; Mé a massa molar do gás; R- constante molar (universal) dos gases, cujo valor é determinado pelas unidades de medida aceitas.

Se a pressão for medida em Pa e o volume em m 3, então R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

3.1. Ao realizar medições de ar atmosférico, ar da área de trabalho, bem como emissões industriais e hidrocarbonetos em gasodutos, existe o problema de trazer os volumes de ar medido para condições normais (padrão). Muitas vezes, na prática, ao realizar medições da qualidade do ar, a conversão das concentrações medidas para condições normais não é usada, resultando em resultados não confiáveis.

Aqui está um trecho da Norma:

“As medições são trazidas para condições padrão usando a seguinte fórmula:

C 0 \u003d C 1 * P 0 T 1 / R 1 T 0

onde: C 0 - o resultado, expresso em unidades de massa por unidade de volume de ar, kg/cu. m, ou a quantidade de substância por unidade de volume de ar, mol / cu. m, em temperatura e pressão padrão;

C 1 - o resultado, expresso em unidades de massa por unidade de volume de ar, kg / cu. m, ou a quantidade de substância por unidade de volume

ar, mol/cu. m, na temperatura T 1, K, e pressão P 1, kPa.

A fórmula para trazer às condições normais de forma simplificada tem a forma (2)

C 1 \u003d C 0 * f, onde f \u003d P 1 T 0 / P 0 T 1

fator de conversão padrão para normalização. Os parâmetros do ar e impurezas são medidos em diferentes temperaturas, pressões e umidade. Os resultados levam a condições padrão para comparar os parâmetros de qualidade do ar medidos em diferentes locais e diferentes climas.

3.2 Condições normais da indústria

As condições normais são as condições físicas padrão com as quais as propriedades das substâncias são geralmente correlacionadas (Temperatura e pressão padrão, STP). As condições normais são definidas pela IUPAC (União Internacional de Química Prática e Aplicada) da seguinte forma: Pressão atmosférica 101325 Pa = 760 mm Hg. Temperatura do ar 273,15 K = 0° C.

As condições padrão (Temperatura e pressão ambiente padrão, SATP) são temperatura e pressão ambiente normais: pressão 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. St.; temperatura 298,15 K = 25 °C.

Outras áreas.

Medições da qualidade do ar.

Os resultados das medições das concentrações de substâncias nocivas no ar da área de trabalho levam às seguintes condições: temperatura de 293 K (20°C) e pressão de 101,3 kPa (760 mm Hg).

Os parâmetros aerodinâmicos de emissão de poluentes devem ser medidos de acordo com as normas estaduais vigentes. Os volumes de gases de escape obtidos a partir dos resultados das medições instrumentais devem ser levados às condições normais (n.s.): 0 ° C, 101,3 kPa ..

Aviação.

organização Internacional aviação Civil(ICAO) define a Atmosfera Padrão Internacional (ISA) ao nível do mar com temperatura de 15°C, pressão atmosférica de 101325 Pa e umidade relativa de 0%. Esses parâmetros são usados ao calcular o movimento da aeronave.

Economia de gás.

indústria de gás Federação Russa em acordos com consumidores, utiliza condições atmosféricas de acordo com GOST 2939-63: temperatura 20 ° C (293,15 K); pressão 760 mm Hg. Arte. (101325 N/m²); a umidade é 0. Assim, a massa de um metro cúbico de gás de acordo com GOST 2939-63 é um pouco menor do que em condições normais “químicas”.

testes

Para máquinas de teste, instrumentos e outros produtos técnicos, os seguintes são considerados valores normais de fatores climáticos ao testar produtos (condições climáticas normais de teste):

Temperatura - mais 25°±10°С; Humidade relativa – 45-80%

Pressão atmosférica 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Verificação de instrumentos de medição

Os valores nominais das grandezas normais de influência mais comuns são selecionados da seguinte forma: Temperatura - 293 K (20°C), pressão atmosférica - 101,3 kPa (760 mmHg).

Racionamento

As diretrizes para definir padrões de qualidade do ar indicam que os MPCs no ar ambiente são definidos em condições internas normais, ou seja, 20 C e 760 mm. rt. Arte.