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.

Si può 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. La 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 a condizioni normali, utilizzare la 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 consegue 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 della 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 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).

Lo scopo della lezione: per formare il concetto di volumi molari, millimolari e kilomolari di gas e le loro unità di misura.

Obiettivi della lezione:

• Educativo- consolidare le formule precedentemente studiate e trovare il rapporto tra volume e massa, la quantità di sostanza e il numero di molecole, per consolidare e sistematizzare le conoscenze degli studenti.
• Educativo- sviluppare le capacità e le capacità per risolvere i problemi, la capacità di pensare in modo logico, di ampliare gli orizzonti degli studenti, le loro capacità creative, la capacità di lavorare con la letteratura aggiuntiva, la memoria a lungo termine, l'interesse per la materia.
• Educativo- educare le persone con un alto livello di cultura, a formare il bisogno di attività cognitiva.

Tipo di lezione: Lezione combinata.

Attrezzatura e reagenti: Tabella "Volume molare dei gas", ritratto di Avogadro, bicchiere, acqua, misurini con zolfo, ossido di calcio, glucosio nella quantità di 1 mol.

Piano di lezione:

1. Momento organizzativo (1 min.)
2. Verifica delle conoscenze sotto forma di indagine frontale (10 min.)
3. Completare la tavola (5 min.)
4. Spiegazione del nuovo materiale (10 min.)
5. Fissaggio (10 min.)
6. Riassumendo (3 min.)
7. Compiti a casa (1 min.)

Durante le lezioni

1. Momento organizzativo.

2. Conversazione frontale su questioni.

Come si chiama la massa di 1 mole di una sostanza?

Come mettere in relazione la massa molare e la quantità di sostanza?

Qual è il numero di Avogadro?

Qual è la relazione tra il numero di Avogadro e la quantità di materia?

E come mettere in relazione la massa e il numero di molecole di una sostanza?

3. Ora compila la tabella risolvendo i problemi: questo è un lavoro di gruppo.

Formula, sostanze	Peso, g	Massa molare, g/mol	Quantità di sostanza, mol	Numero di molecole	Numero di Avogadro, molecole/mol
ZnO	?	81 g/mol	? Talpa	18 10 23 molecole	6 10 23
MgS	5,6 g	56 g/mol	? Talpa	?	6 10 23
BaCl2	?	? g/mol	0,5 mol	3 10 23 molecole	6 10 23

4. Imparare nuovo materiale.

“... Vogliamo non solo sapere come è organizzata la natura (e come si verificano i fenomeni naturali), ma anche, se possibile, raggiungere l'obiettivo, forse utopico e in apparenza audace, di scoprire perché la natura è esattamente così e non un altro. In questo, gli scienziati trovano la massima soddisfazione.
Albert Einstein

Quindi, il nostro obiettivo è trovare la massima soddisfazione, come dei veri scienziati.

Come si chiama il volume di 1 mole di una sostanza?

Da cosa dipende il volume molare?

Quale sarà il volume molare dell'acqua se M r = 18 e ρ = 1 g/ml?

(Certo 18 ml).

Per determinare il volume, hai usato la formula nota dalla fisica ρ = m / V (g / ml, g / cm 3, kg / m 3)

Misuriamo questo volume con strumenti di misurazione. Misuriamo i volumi molari di alcol, zolfo, ferro, zucchero. Sono diversi, perché la densità è diversa, (tabella delle densità diverse).

E i gas? Si scopre che 1 mole di qualsiasi gas a n.o. (0°C e 760 mm Hg) occupa lo stesso volume molare di 22,4 l/mol (mostrato in tabella). Qual è il nome del volume di 1 kilomole? Kilomolare. È pari a 22,4 m 3 / kmol. Il volume millimolare è 22,4 ml/mol.

Da dove viene questo numero?

Deriva dalla legge di Avogadro. Conseguenza dalla legge di Avogadro: 1 mole di qualsiasi gas al n.o. occupa un volume di 22,4 l/mol.

Ora ascolteremo un po' della vita dello scienziato italiano. (rapporto sulla vita di Avogadro)

E ora vediamo la dipendenza dei valori da diversi indicatori:

Formula di sostanza	Stato aggregato (al n.a.s.)	Peso, g	Densità, g/ml	Il volume delle porzioni in 1 mol, l	Quantità di sostanza, mol	Relazione tra volume e quantità di sostanza
NaCl	solido	58,5	2160	0,027	1	0,027
H2O	liquido	18	1000	0,018	1	0,18
O2	Gas	32	1,43	22,4	1	22,4
H2	Gas	2	0,09	22,4	1	22,4
CO2	Gas	44	1,96	22,4	1	22,4
SO2	gas	64	2,86	22,4	1	22,4

Da un confronto dei dati ottenuti, trarre una conclusione (il rapporto tra il volume e la quantità di una sostanza per tutte le sostanze gassose (a n.a.) è espresso dallo stesso valore, che è chiamato volume molare.)

È indicato con V m e misurato in l / mol, ecc. Deriviamo una formula per trovare il volume molare

Vm = V/v , da qui puoi trovare la quantità di sostanza e il volume di gas. Ricordiamo ora le formule studiate in precedenza, si possono combinare? Puoi ottenere formule universali per i calcoli.

m/M = V/V m ;

V/Vm = N/Na

5. E ora consolideremo le conoscenze acquisite con l'aiuto del conteggio orale, in modo che le conoscenze attraverso le abilità vengano applicate automaticamente, cioè si trasformino in abilità.

Per la risposta corretta riceverai un punto, per il numero di punti riceverai una valutazione.

1. Qual è la formula dell'idrogeno?
2. Qual è il suo peso molecolare relativo?
3. Qual è la sua massa molare?
4. Quante molecole di idrogeno ci saranno in ciascun caso?
5. Quale volume sarà occupato al n.a.s. 3 g H2?
6. Quanto peseranno 12 10 23 molecole di idrogeno?
7. Quale volume occuperanno queste molecole in ciascun caso?

Ora risolviamo i problemi in gruppo.

Compito #1

Campione: qual è il volume di 0,2 mol N 2 a n.a.?

1. Quale volume è occupato da 5 mol O 2 al n.a.?
2. Quale volume è occupato da 2,5 mol H 2 al n.a.?

Compito #2

Campione: Quanta sostanza contengono 33,6 litri di idrogeno al n.a.?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio fornito:

1. Quale quantità di una sostanza contiene ossigeno con un volume di 0,224 litri al n.a.?
2. Quale quantità di sostanza contiene anidride carbonica con un volume di 4,48 litri al n.a.?

Compito #3

Campione: quale volume assorbiranno 56 g di CO gassoso a NS?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio fornito:

1. Quale volume occuperà 8 g di gas O 2 al n.a.?
2. Quale volume occuperà 64 g di SO 2 gas a N.O.?

Compito #4

Campione: quale volume contiene 3 10 23 molecole di idrogeno H 2 al n.a.?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio fornito:

1. Quale volume contiene 12.04 · 10 23 molecole di idrogeno CO 2 al n.a.?
2. Quale volume contiene 3,01 10 23 molecole di idrogeno O 2 al n.a.?

Il concetto di densità relativa dei gas dovrebbe essere dato sulla base della loro conoscenza della densità del corpo: D = ρ 1 /ρ 2, dove ρ 1 è la densità del primo gas, ρ 2 è la densità del secondo gas. Conosci la formula ρ = m/V. Sostituendo m in questa formula con M, e V con V m , otteniamo ρ = M / V m . Quindi la densità relativa può essere espressa usando il lato destro dell'ultima formula:

D \u003d ρ 1 / ρ 2 \u003d M 1 / M 2.

Conclusione: la densità relativa dei gas è un numero che mostra quante volte la massa molare di un gas è maggiore della massa molare di un altro gas.

Ad esempio, determinare la densità relativa dell'ossigeno dall'aria, dall'idrogeno.

6. Riassumendo.

Risolvi i problemi per la correzione:

Trova la massa (n.a.): a) 6 l. Circa 3; b) 14 l. gas H 2 S?

Qual è il volume di idrogeno a n.a. formato dall'interazione di 0,23 g di sodio con acqua?

Qual è la massa molare del gas se 1 litro. la sua massa è 3,17 g? (Suggerimento! m = ρ V)

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.

Si può 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. La 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 a condizioni normali, utilizzare la 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 \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.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 consegue 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 della 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 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).

3.1. Quando si eseguono misurazioni dell'aria atmosferica, dell'aria dell'area di lavoro, nonché delle emissioni industriali e degli idrocarburi nei gasdotti, esiste il problema di riportare i volumi di aria misurata in condizioni normali (standard). Spesso in pratica, quando si eseguono misurazioni della qualità dell'aria, non viene utilizzata la conversione delle concentrazioni misurate in condizioni normali, per cui si ottengono risultati inaffidabili.

Ecco un estratto dalla norma:

“Le misure sono portate a condizioni standard utilizzando la seguente formula:

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

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

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

aria, mol/cu. m, a temperatura T 1, K e pressione P 1, kPa.

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

C 1 \u003d C 0 * f, dove f \u003d 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 diverse temperature, pressioni e umidità. I risultati portano a condizioni standard per confrontare i parametri di qualità dell'aria misurati in luoghi diversi e climi diversi.

3.2 Condizioni normali del settore

Le condizioni normali sono le condizioni fisiche standard con cui le proprietà delle sostanze sono solitamente correlate (temperatura e pressione standard, STP). Le condizioni normali sono definite dalla IUPAC (International Union of Practical and Applied Chemistry) 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. St.; temperatura 298,15 K = 25 °C.

Altre aree.

Misurazioni della qualità dell'aria.

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

I parametri aerodinamici delle emissioni inquinanti devono essere misurati secondo le norme statali vigenti. I volumi dei gas di scarico ottenuti dai risultati delle misurazioni strumentali devono essere riportati alle condizioni normali (n.s.): 0°C, 101,3 kPa..

Aviazione.

L'Organizzazione per l'aviazione civile internazionale (ICAO) definisce l'atmosfera standard internazionale (ISA) al 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 dell'aeromobile.

Economia del gas.

L'industria del gas della Federazione Russa utilizza le condizioni atmosferiche secondo GOST 2939-63 per gli accordi con i consumatori: temperatura 20°C (293,15K); pressione 760 mm Hg. 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 condizioni normali "chimiche".

Prove

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

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 grandezze d'influenza normali più comuni sono selezionati come segue: Temperatura - 293 K (20°C), pressione atmosferica - 101,3 kPa (760 mmHg).

Razionamento

Le linee guida per la definizione degli standard di qualità dell'aria indicano che gli MPC nell'aria ambiente sono impostati in condizioni interne normali, ad es. 20°C e 760 mm. rt. Arte.

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

Ammontare della sostanza

I calcoli quantitativi vengono eseguiti per eseguire effettivamente un particolare processo o scoprire la composizione e la struttura di una determinata sostanza. Questi calcoli sono scomodi da fare con i valori assoluti delle masse di atomi o molecole a causa del fatto che sono molto piccoli. Anche le masse atomiche relative sono nella maggior parte dei casi impossibili da usare, poiché non sono correlate a misure generalmente accettate della massa o del volume di una sostanza. È stato quindi introdotto il concetto di quantità di sostanza, che è denotato dalla 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 misura di una sostanza è la mole.

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

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

Na \u003d 12g / 12 * 1.66057 * 10 alla potenza di -24g \u003d 6.0221 * 10 alla potenza di 23

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

Riso. 1. La legge di Avogadro.

Volume molare di gas

Il volume molare di un gas è il rapporto tra il volume di una sostanza e la quantità di quella sostanza. Questo valore si calcola dividendo la massa molare di una sostanza per la sua densità secondo 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, la misura del volume molare delle sostanze gassose viene effettuata in metri cubi per mol (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 mol occupa sempre lo stesso volume (se si osservano gli stessi parametri).

Il volume del gas dipende dalla temperatura e dalla pressione, quindi il calcolo dovrebbe 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 mol 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 di gas in condizioni normali.

Tabella "volume molare dei gas"

La tabella seguente mostra il volume di alcuni gas:

Gas	Volume molare, l
H2	22,432
O2	22,391
Cl2	22,022
CO2	22,263
NH3	22,065
SO2	21,888
Ideale	22,41383

Cosa abbiamo imparato?

Il volume molare di un gas studiato in chimica (grado 8), insieme alla massa molare e alla densità, sono le 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.

Quiz sull'argomento

Valutazione del rapporto

Voto medio: 4.3. Voti totali ricevute: 70.

Il volume del gas può essere trovato con l'aiuto di diverse formule. È necessario scegliere quello appropriato, in base ai dati nella condizione dei valori del problema. Un ruolo importante nella scelta della formula desiderata è svolto dai dati dell'ambiente, e in particolare: pressione e temperatura.

Istruzione

1. La formula particolarmente comune nei problemi è: V = n * Vm, dove V è il volume del gas (l), n è il numero di sostanze (mol), Vm è il volume molare del gas (l / mol), in condizioni tipiche (n.a.) è un valore standard ed è pari a 22,4 l/mol. Succede che nella condizione non c'è numero di una sostanza, ma c'è una massa di una certa sostanza, allora facciamo questo: n = m / M, dove m è la massa della sostanza (g), M è la massa molare della sostanza (g/mol). Troviamo la massa molare secondo la tabella D.I. Mendeleev: sotto ogni elemento è scritta la sua massa nucleare, somma tutte le masse e ottieni quella di cui abbiamo bisogno. Ma tali problemi sono piuttosto rari, di solito c'è un'equazione di reazione nel problema. La soluzione a tali problemi è leggermente diversa. Diamo un'occhiata a un esempio.

2. Quale volume di idrogeno verrà rilasciato in condizioni tipiche se l'alluminio del peso di 10,8 g viene sciolto in un eccesso di acido cloridrico Scriviamo l'equazione di reazione: 2Al + 6HCl (es.) = 2AlCl3 + 3H2 Risolviamo il problema di questa equazione . Trova il numero di sostanza di alluminio che ha reagito: n(Al) = m(Al)/M(Al). Per sostituire i dati in questa formula, dobbiamo calcolare la massa molare dell'alluminio: M(Al) = 27 g/mol. Sostituiamo: n(Al) = 10,8/27 = 0,4 mol Dall'equazione, vediamo che quando si sciolgono 2 moli di alluminio, si formano 3 moli di idrogeno. Calcoliamo quale numero di sostanza idrogeno è formato da 0,4 mol di alluminio: n(H2) = 3*0,4/2 = 0,6 mol. Successivamente, sostituiamo i dati nella formula per trovare il volume di idrogeno: V \u003d n * Vm \u003d 0,6 * 22,4 \u003d 13,44 litri. Qui abbiamo il risultato.

3. Se abbiamo a che fare con un sistema a gas, allora si ha la seguente formula: q(x) = V(x)/V, dove q(x)(phi) è la frazione di volume del componente, V(x) è il volume del componente (l), V è il volume del sistema (l). Per trovare il volume del componente, otteniamo la formula: V(x) = q(x)*V. E se devi trovare il volume del sistema, allora: V = V(x)/q(x).

Un gas è considerato impeccabile in cui l'interazione tra le molecole è trascurabile. Oltre alla pressione, lo stato di un gas è caratterizzato dalla temperatura e dal volume. Le relazioni tra questi parametri sono visualizzate nelle leggi sui gas.

Istruzione

1. La pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura, al numero di sostanze, e inversamente proporzionale al volume del recipiente occupato dal gas. L'indicatore di proporzionalità è il gas universale continuo R, approssimativamente pari a 8.314. Si misura in joule divisi per moli e kelvin.

2. Questa disposizione forma la connessione matematica P=?RT/V, dove? – numero di sostanza (mol), R=8.314 – gas universale continuo (J/mol K), T – temperatura del gas, V – volume. La pressione è espressa in pascal. Può essere espresso anche in atmosfere, con 1 atm = 101.325 kPa.

3. La connessione considerata è una conseguenza dell'equazione di Mendeleev-Clapeyron PV=(m/M) RT. Qui m è la massa del gas (g), M è la sua massa molare (g / mol) e la frazione m / M risulta nel numero di sostanza ?, o il numero di moli. L'equazione di Mendeleev-Clapeyron è oggettiva per tutti i gas che possono essere considerati irreprensibili. Questa è una legge fondamentale dei gas fisici e chimici.

4. Tracciando il comportamento di un gas perfetto, si parla delle cosiddette condizioni tipiche - condizioni ambientali, che nella realtà vengono trattate particolarmente spesso. Quindi, i dati tipici (n.a.) presuppongono una temperatura di 0 gradi Celsius (o 273,15 gradi Kelvin) e una pressione di 101,325 kPa (1 atm). È stato trovato un valore che è pari al volume di una mole di gas perfetto in tali condizioni: Vm=22,413 l/mol. Questo volume è chiamato molare. Il volume molare è una delle principali costanti chimiche utilizzate nella risoluzione dei problemi.

5. La cosa principale da capire è che a pressione e temperatura continue, anche il volume del gas non cambia. Questo delizioso postulato è formulato nella legge di Avogadro, che afferma che il volume di un gas è direttamente proporzionale al numero di moli.

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Nota!
Esistono altre formule per trovare il volume, ma se devi trovare il volume di un gas, andranno bene solo le formule fornite in questo articolo.