Il volume molare di qualsiasi gas è uguale. Trovare il volume molare dei gas

Nomi degli acidi sono formati dal nome russo dell'atomo centrale dell'acido con l'aggiunta di suffissi e desinenze. Se lo stato di ossidazione dell'atomo centrale dell'acido corrisponde al numero del gruppo del sistema periodico, il nome è formato utilizzando l'aggettivo più semplice dal nome dell'elemento: H 2 SO 4 - acido solforico, HMnO 4 – acido permanganico. Se gli elementi che formano acido ne hanno due stati di ossidazione, allora lo stato di ossidazione intermedio è indicato con il suffisso –ist-: H 2 SO 3 – acido solforoso, HNO 2 – acido nitroso. Vari suffissi vengono utilizzati per i nomi degli acidi alogenati che hanno molti stati di ossidazione: esempi tipici sono HClO 4 - cloro N acido, HClO 3 – cloro novat acido, HClO 2 – cloro è acido, HClO – cloro novatista acido ico (l'acido privo di ossigeno HCl è chiamato acido cloridrico - solitamente acido cloridrico). Gli acidi possono differire nel numero di molecole d'acqua che idratano l'ossido. Contiene acidi numero maggiore gli atomi di idrogeno sono chiamati ortoacidi: H 4 SiO 4 è acido ortosilicico, H 3 PO 4 è acido ortofosforico. Gli acidi contenenti 1 o 2 atomi di idrogeno sono chiamati metaacidi: H 2 SiO 3 - acido metasilicico, HPO 3 - acido metafosforico. Vengono chiamati gli acidi contenenti due atomi centrali di acidi: H 2 S 2 O 7 – acido disolforico, H 4 P 2 O 7 – acido difosforico.

I nomi dei composti complessi si formano allo stesso modo di nomi dei sali, ma al catione o anione complesso viene assegnato un nome sistematico, cioè viene letto da destra a sinistra: K 3 - esafluoroferrato di potassio (III), SO 4 - tetraammina rame (II) solfato.

Nomi degli ossidi si formano utilizzando la parola "ossido" e il caso genitivo del nome russo dell'atomo centrale dell'ossido, indicando, se necessario, lo stato di ossidazione dell'elemento: Al 2 O 3 - ossido di alluminio, Fe 2 O 3 - ferro (III) ossido.

Nomi delle basi sono formati usando la parola "idrossido" e caso genitivo Nome russo dell'atomo di idrossido centrale che indica, se necessario, lo stato di ossidazione dell'elemento: Al(OH) 3 - idrossido di alluminio, Fe(OH) 3 - idrossido di ferro(III).

Nomi dei composti con idrogeno si formano a seconda delle proprietà acido-base di questi composti. Per i composti gassosi che formano acidi con idrogeno, vengono utilizzati i seguenti nomi: H 2 S – solfano (idrogeno solforato), H 2 Se – selan (seleniuro di idrogeno), HI – ioduro di idrogeno; le loro soluzioni in acqua sono chiamate rispettivamente acido solfidrico, idroselenico e idroiodico. Per alcuni composti con idrogeno vengono utilizzati nomi speciali: NH 3 - ammoniaca, N 2 H 4 - idrazina, PH 3 - fosfina. I composti con idrogeno avente uno stato di ossidazione pari a –1 sono chiamati idruri: NaH è idruro di sodio, CaH 2 è idruro di calcio.

Nomi dei sali sono formati dal nome latino dell'atomo centrale del residuo acido con l'aggiunta di prefissi e suffissi. I nomi dei sali binari (due elementi) sono formati utilizzando il suffisso - eid: NaCl – cloruro di sodio, Na 2 S – solfuro di sodio. Se l'atomo centrale di un residuo acido contenente ossigeno ha due stati di ossidazione positivi, lo stato di ossidazione più elevato è indicato dal suffisso - A: Na2SO4 – solf A sodio, KNO 3 – nitr A potassio e lo stato di ossidazione più basso è il suffisso - Esso: Na2SO3 – solf Esso sodio, KNO 2 – nitr Esso potassio Per denominare i sali alogenati contenenti ossigeno si utilizzano prefissi e suffissi: KClO 4 – sentiero cloro A potassio, Mg(ClO 3) 2 – cloro A magnesio, KClO 2 – cloro Esso potassio, KClO – ipo cloro Esso potassio

Saturazione covalenteSconnessionea lei– si manifesta nel fatto che nei composti di elementi s e p non ci sono elettroni spaiati, cioè tutti gli elettroni spaiati degli atomi formano coppie di elettroni di legame (le eccezioni sono NO, NO 2, ClO 2 e ClO 3).

Le coppie di elettroni solitari (LEP) sono elettroni che occupano orbitali atomici a coppie. La presenza di NEP determina la capacità degli anioni o delle molecole di formare legami donatore-accettore come donatori di coppie di elettroni.

Gli elettroni spaiati sono elettroni di un atomo, contenuti uno in un orbitale. Per gli elementi s e p, il numero di elettroni spaiati determina quante coppie di elettroni di legame un dato atomo può formare con altri atomi attraverso il meccanismo di scambio. Il metodo del legame di valenza presuppone che il numero di elettroni spaiati possa essere aumentato da coppie di elettroni solitari se ci sono orbitali vacanti all'interno del livello degli elettroni di valenza. Nella maggior parte dei composti di elementi s e p non ci sono elettroni spaiati, poiché tutti gli elettroni spaiati degli atomi formano legami. Tuttavia, esistono molecole con elettroni spaiati, ad esempio NO, NO 2, hanno una maggiore reattività e tendono a formare dimeri come N 2 O 4 a causa degli elettroni spaiati.

Concentrazione normale – questo è il numero di moli equivalenti in 1 litro di soluzione.

Condizioni normali - temperatura 273K (0 o C), pressione 101,3 kPa (1 atm).

Meccanismi di scambio e donatore-accettore nella formazione dei legami chimici. La formazione di legami covalenti tra atomi può avvenire in due modi. Se la formazione di una coppia di elettroni di legame avviene a causa degli elettroni spaiati di entrambi gli atomi legati, allora questo metodo di formazione di una coppia di elettroni di legame è chiamato meccanismo di scambio: gli atomi si scambiano elettroni e gli elettroni di legame appartengono ad entrambi gli atomi legati. Se la coppia di elettroni di legame si forma a causa della coppia di elettroni solitari di un atomo e dell'orbitale vuoto di un altro atomo, allora tale formazione della coppia di elettroni di legame è un meccanismo donatore-accettore (vedi. metodo del legame di valenza).

Reazioni ioniche reversibili – si tratta di reazioni in cui si formano prodotti in grado di formare sostanze di partenza (se teniamo presente l'equazione scritta, allora delle reazioni reversibili possiamo dire che possono procedere in una direzione o nell'altra con la formazione di elettroliti deboli o scarsamente solubili composti). Le reazioni ioniche reversibili sono spesso caratterizzate da conversione incompleta; poiché durante una reazione ionica reversibile si formano molecole o ioni che provocano uno spostamento verso i prodotti iniziali della reazione, cioè sembrano “rallentare” la reazione. Le reazioni ioniche reversibili sono descritte con il segno ⇄ e quelle irreversibili con il segno →. Un esempio di reazione ionica reversibile è la reazione H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, e un esempio di reazione irreversibile è S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agenti ossidanti – sostanze in cui, durante le reazioni redox, gli stati di ossidazione di alcuni elementi diminuiscono.

Dualità redox – la capacità delle sostanze di agire reazioni redox come agente ossidante o riducente a seconda del partner (ad esempio, H 2 O 2, NaNO 2).

Reazioni redox(OVR) – Si tratta di reazioni chimiche durante le quali cambiano gli stati di ossidazione degli elementi delle sostanze reagenti.

Potenziale di ossidoriduzione – un valore che caratterizza la capacità redox (resistenza) sia dell'agente ossidante che dell'agente riducente che compongono la corrispondente semireazione. Pertanto, il potenziale redox della coppia Cl 2 /Cl, pari a 1,36 V, caratterizza il cloro molecolare come agente ossidante e lo ione cloruro come agente riducente.

Ossidi – composti di elementi con ossigeno in cui l'ossigeno ha uno stato di ossidazione pari a –2.

Interazioni di orientamento– interazioni intermolecolari di molecole polari.

Osmosi – il fenomeno del trasferimento delle molecole di solvente su una membrana semipermeabile (permeabile solo al solvente) verso una concentrazione di solvente inferiore.

Pressione osmotica - proprietà fisico-chimica delle soluzioni dovuta alla capacità delle membrane di far passare solo le molecole di solvente. La pressione osmotica di una soluzione meno concentrata equalizza la velocità di penetrazione delle molecole di solvente in entrambi i lati della membrana. La pressione osmotica di una soluzione è uguale alla pressione di un gas in cui la concentrazione delle molecole è uguale alla concentrazione delle particelle nella soluzione.

Basi Arrhenius – sostanze che scindono gli ioni idrossido durante la dissociazione elettrolitica.

Basi Bronsted - composti (molecole o ioni del tipo S 2-, HS) che possono legare ioni idrogeno.

Motivi secondo Lewis (basi Lewis) – composti (molecole o ioni) con coppie solitarie di elettroni in grado di formare legami donatore-accettore. La base di Lewis più comune sono le molecole d'acqua, che hanno forti proprietà donatrici.

P1V1=P2V2, o, che è lo stesso, PV=const (legge di Boyle-Mariotte). A pressione costante, il rapporto tra volume e temperatura rimane costante: V/T=cost (legge di Gay-Lussac). Se fissiamo il volume, allora P/T=cost (legge di Charles). La combinazione di queste tre leggi dà una legge universale che afferma che PV/T=cost. Questa equazione fu stabilita dal fisico francese B. Clapeyron nel 1834.

Il valore della costante è determinato solo dalla quantità di sostanza gas. DI. Mendeleev derivò un'equazione per una mole nel 1874. Quindi è il valore della costante universale: R=8.314 J/(mol∙K). Quindi PV=RT. Nel caso di una quantità arbitraria gasνPV=νRT. La quantità di una sostanza stessa può essere trovata dalla massa alla massa molare: ν=m/M.

La massa molare è numericamente uguale alla massa molecolare relativa. Quest'ultimo può essere trovato dalla tavola periodica; è indicato, di regola, nella cella dell'elemento . Il peso molecolare è pari alla somma dei pesi molecolari dei suoi elementi costitutivi. Nel caso di atomi di valenza diversa è richiesto un indice. SU A mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Condizioni normali per i gas A Comunemente si assume che P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatura T0 = 273,15 K = 0°C. Ora puoi trovare il volume di una mole gas A normale condizioni: Vm=RT/P0=8.314∙273.15/101.325=22.413 l/mol. Questo valore della tabella è il volume molare.

In condizioni normali condizioni quantità rispetto al volume gas al volume molare: ν=V/Vm. Per arbitrario condizioniè necessario utilizzare direttamente l'equazione di Mendeleev-Clapeyron: ν=PV/RT.

Quindi, per trovare il volume gas A normale condizioni, è necessaria la quantità di sostanza (numero di moli) di questa gas moltiplicare per il volume molare pari a 22,4 l/mol. Usando l'operazione inversa, puoi trovare la quantità di una sostanza da un dato volume.

Per trovare il volume di una mole di una sostanza allo stato solido o liquido, trovalo massa molare e dividere per densità. Una mole di gas qualsiasi condizioni normali ha un volume di 22,4 litri. Se le condizioni cambiano, calcola il volume di una mole utilizzando l'equazione di Clapeyron-Mendeleev.

Avrai bisogno

• Tavola periodica di Mendeleev, tavola della densità delle sostanze, manometro e termometro.

Istruzioni

Determinazione del volume di una mole o di un solido
Definire formula chimica solido o liquido che si sta studiando. Quindi, utilizzando tavola periodica Trova Mendeleev masse atomiche elementi inclusi nella formula. Se uno è incluso nella formula più di una volta, moltiplica la sua massa atomica per quel numero. Somma le masse atomiche e ottieni la massa molecolare di cui è composto solido o liquido. Sarà numericamente uguale alla massa molare misurata in grammi per mole.

Utilizzando la tabella delle densità delle sostanze, trova questo valore per il materiale del corpo o del liquido studiato. Successivamente, dividi la massa molare per la densità della sostanza, misurata in g/cm³ V=M/ρ. Il risultato è il volume di una mole in cm³. Se la sostanza rimane sconosciuta, sarà impossibile determinarne il volume di una mole.

Il volume di 1 mole di una sostanza è chiamato volume molare Massa molare di 1 mole di acqua = 18 g/mol 18 g di acqua occupano un volume di 18 ml. Ciò significa che il volume molare dell'acqua è 18 ml. 18 g di acqua occupano un volume pari a 18 ml, perché la densità dell'acqua è 1 g/ml CONCLUSIONE: Il volume molare dipende dalla densità della sostanza (per liquidi e solidi).

1 mole di qualsiasi gas in condizioni normali occupa lo stesso volume pari a 22,4 litri. Condizioni normali e loro designazioni n. (0 0 C e 760 mmHg; 1 atm.; 101,3 kPa). Il volume di un gas con 1 mole di sostanza è chiamato volume molare ed è indicato con – V m

Risoluzione dei problemi Problema 1 Dato: V(NH 3) n.s. = 33,6 m 3 Trova: m - ? Soluzione: 1. Calcolare la massa molare dell'ammoniaca: M(NH 3) = = 17 kg/kmol

CONCLUSIONI 1. Il volume di 1 mole di una sostanza è chiamato volume molare V m 2. Per le sostanze liquide e solide, il volume molare dipende dalla loro densità 3. V m = 22,4 l/mol 4. Condizioni normali (n.s.): e pressione 760 mmHg o 101,3 kPa 5. Volume molare sostanze gassose espresso in l/mol, ml/mmol,

Il volume di una grammomolecola di gas, come la massa di una grammomolecola, è un'unità di misura derivata ed è espressa come il rapporto tra unità di volume - litri o millilitri e una mole. Pertanto, la dimensione del volume grammomolecolare è pari a l/mol o ml/mol. Poiché il volume di un gas dipende dalla temperatura e dalla pressione, il volume grammomolecolare di un gas varia a seconda delle condizioni, ma poiché le grammomolecole di tutte le sostanze contengono lo stesso numero di molecole, le grammomolecole di tutte le sostanze sottostanti le stesse condizioni occupano lo stesso volume. In condizioni normali. = 22,4 l/mol, ovvero 22.400 ml/mol. Conversione del volume grammomolecolare di un gas in condizioni normali nel volume in determinate condizioni di produzione. si calcola secondo l'equazione: J-t-tr da cui segue che dove Vo è il volume grammomolecolare del gas in condizioni normali, Umol è il volume grammomolecolare desiderato del gas. Esempio. Calcolare il volume grammomolecolare del gas a 720 mmHg. Arte. e 87°C. Soluzione. I calcoli più importanti riguardano il volume grammomolecolare di un gas a) Conversione del volume del gas nel numero di moli e del numero di moli nel volume del gas. Esempio 1. Calcola quante moli sono contenute in 500 litri di gas in condizioni normali. Soluzione. Esempio 2. Calcolare il volume di 3 mol di gas a 27*C 780 mm Hg. Arte. Soluzione. Calcoliamo il volume grammomolecolare del gas nelle condizioni specificate: V - ™ ** RP st. - 22.A l/mol. 300 deg = 94 p. --273 vrad 780 mm Hg."ap.--24"° Calcolare il volume di 3 moli VOLUME MOLECOLARE DI GAS V = 24,0 l/mol 3 moli = 72 l b) Conversione della massa del gas al suo volume e al volume del gas per la sua massa. Nel primo caso, calcola prima il numero di moli di gas dalla sua massa, quindi il volume di gas dal numero di moli trovato. Nel secondo caso, calcola prima il numero di moli di gas dal suo volume, quindi, dal numero di moli trovato, calcola la massa del gas. Esempio 1: calcolare quanto volume (a zero) occuperanno 5,5 g di anidride carbonica CO*. |icoe ■= 44 g/mol V = 22,4 l/mol 0,125 mol 2,80 l Esempio 2. Calcolare la massa di 800 ml (a zero) di monossido di carbonio CO. Soluzione. |*co => 28 g/mol m « 28 g/lnm 0.036 did* =» 1.000 g Se la massa di un gas non è espressa in grammi, ma in chilogrammi o tonnellate, e il suo volume non è espresso in litri o millilitri , ma in metri cubi , allora è possibile un duplice approccio a questi calcoli: o le misure più alte vengono scomposte in quelle più basse, oppure il calcolo è noto per ae con moli, e con chilogrammi-molecole o tonnellate-molecole, utilizzando i seguenti rapporti: in condizioni normali, 1 chilogrammo-molecola-22.400 l/kmol, 1 tonnellata molecola - 22.400 m*/tmol. Dimensioni: chilogrammo-molecola - kg/kmol, tonnellata-molecola - t/tmol. Esempio 1. Calcola il volume di 8,2 tonnellate di ossigeno. Soluzione. 1 tonnellata-molecola Oa » 32 t/tmol. Troviamo il numero di tonnellate di molecole di ossigeno contenute in 8,2 tonnellate di ossigeno: 32 t/tmol ** 0,1 Calcoliamo il volume di ossigeno: Uo, = 22.400 m*/tmol 0,1 t/mol = 2240 l" Esempio 2. Calcolare il massa di 1000 -k* ammoniaca (in condizioni standard). Soluzione. Calcoliamo il numero di tonnellate di molecole nella quantità specificata di ammoniaca: "-stag5JT-0,045 t/mol Calcoliamo la massa di ammoniaca: 1 tonnellata di molecola NH, 17 t/mol tyv, = 17 t/mol 0,045 t/ mol * 0,765 t Il principio generale dei calcoli, relativo alle miscele di gas, è che i calcoli relativi ai singoli componenti vengono eseguiti separatamente, quindi i risultati vengono riassunti Esempio 1. Calcolare quanto volume occuperà in condizioni normali. miscela di gas, costituito da 140 g di azoto e 30 g di idrogeno. Soluzione. Calcoliamo il numero di moli di azoto e idrogeno contenute nella miscela (n. "= 28 e/mol; cn, = 2 g/mol): 140 £ 30 in 28 g/mol W Totale 20 mol. GRAMMO VOLUME MOLECOLARE DI GAS Calcolare il volume della miscela: Contenuto in 22"4 AlnoAb 20 mol « 448 l Esempio 2. Calcolare la massa di 114 miscela (a zero) di monossido di carbonio e diossido di carbonio, la cui composizione volumetrica è espressa dal rapporto: /lso: /iso, = 8:3. Soluzione. Di la composizione specificata troviamo i volumi di ciascun gas con il metodo della divisione proporzionale, dopo di che calcoliamo il corrispondente numero di moli: t/ II l» 8 Q »» 11 J 8 Q Kcoe 8 + 3 8 * Va>"a & + & * VCQM grfc -0"36 ^- grfc "" 0,134 zhas* Calcolando! la massa di ciascuno dei gas dal numero di moli trovato di ciascuno di essi. 1 "co 28 g/mol; moo " 28 e! mol 0.36 mol "South tso . = 44 e/zham" - 0.134 "au> - 5.9 g Sommando le masse trovate di ciascuno dei componenti, troviamo la massa della miscela: t^m = 10 g -f 5,9 g = 15,9 e Calcolo della massa molecolare del gas per grammo -volume molecolare Abbiamo discusso sopra il metodo per calcolare la massa molecolare di un gas mediante densità relativa Ora considereremo il metodo per calcolare la massa molecolare di un gas per volume grammomolecolare Nel calcolo, assumiamo che la massa e il volume di un gas siano direttamente proporzionali tra loro. Ne consegue che il volume e la sua massa sono correlati tra loro allo stesso modo del grammo -il volume molecolare di un gas corrisponde alla sua massa grammomolecolare, che in forma matematica si esprime come segue: massa molecolare. Quindi _ Uiol t r? Consideriamo il metodo di calcolo utilizzando un esempio specifico. "Esempio. La massa del gas 34$ ju a 740 mm Hg, pi greco e 21°C è pari a 0,604 g. Calcolare la massa molecolare del gas. Soluzione. Per risolvere è necessario conoscere il volume grammomolecolare del gas gas. Pertanto, prima di procedere con i calcoli, è necessario fermarsi a un certo volume grammomolecolare del gas. È possibile utilizzare il volume grammomolecolare standard del gas, che è pari a 22,4 l/mol di gas indicato nella formulazione del problema dovrebbe essere ridotto alle condizioni normali. Ma è possibile, al contrario, calcolare il volume grammomolecolare del gas nelle condizioni specificate nel problema. Con il primo metodo di calcolo, si ottiene il seguente disegno : 740 * mHg. 340 ml - 273 gradi ^ Q ^ 0 760 mm Hg 294 gradi ™ 1 l 1 - 22,4 l/mol 0,604 v _ s i,pya -8 = 44 g, M0Аb Con il secondo metodo we trovare: V - 22 "4 A! mol No. mm Hg -29A deg 0A77 l1ylv. Uiol 273 vrad 740 mm Hg ~ R*0** In entrambi i casi, calcoliamo la massa di una grammomolecola, ma poiché la grammomolecola è numericamente uguale alla massa molecolare, troviamo così la massa molecolare.

Insieme a massa e volume calcoli chimici Spesso viene utilizzata una quantità di sostanza proporzionale al numero di unità strutturali contenute nella sostanza. In ogni caso occorre indicare a quali unità strutturali si intende far riferimento (molecole, atomi, ioni, ecc.). L'unità di quantità di una sostanza è la mole.

La mole è la quantità di sostanza contenente tante molecole, atomi, ioni, elettroni o altre unità strutturali quanti sono gli atomi in 12 g dell'isotopo di carbonio 12C.

Il numero di unità strutturali contenute in 1 mole di sostanza (costante di Avogadro) è determinato con grande precisione; nei calcoli pratici si assume pari a 6,02 1024 mol -1.

Non è difficile dimostrare che la massa di 1 mole di una sostanza (massa molare), espressa in grammi, è numericamente uguale alla massa molecolare relativa di tale sostanza.

Pertanto, il peso molecolare relativo (o, in breve, peso molecolare) del cloro libero C1g è 70,90. Pertanto, la massa molare del cloro molecolare è 70,90 g/mol. Tuttavia, la massa molare degli atomi di cloro è la metà (45,45 g/mol), poiché 1 mole di molecole di cloro Cl contiene 2 moli di atomi di cloro.

Secondo la legge di Avogadro, volumi uguali Qualsiasi gas prelevato alla stessa temperatura e alla stessa pressione contiene lo stesso numero di molecole. In altre parole, lo stesso numero di molecole di qualsiasi gas occupa lo stesso volume nelle stesse condizioni. Allo stesso tempo, 1 mole di qualsiasi gas contiene lo stesso numero di molecole. Di conseguenza, nelle stesse condizioni, 1 mole di qualsiasi gas occupa lo stesso volume. Questo volume è chiamato volume molare del gas e in condizioni normali (0°C, pressione 101, 425 kPa) è pari a 22,4 litri.

Ad esempio, l’affermazione “il contenuto di anidride carbonica dell’aria è 0,04% (vol.)” significa che ad una pressione parziale di CO 2 pari a quella dell’aria e alla stessa temperatura, l’anidride carbonica contenuta nell’aria prenderà pari allo 0,04% del volume totale occupato dall'aria.

Compito di prova

1. Confronta il numero di molecole contenute in 1 g di NH 4 e in 1 g di N 2. In quale caso e quante volte il numero di molecole è maggiore?

2. Esprimere la massa di una molecola di anidride solforosa in grammi.

4. Quante molecole ci sono in 5,00 ml di cloro in condizioni standard?

4. Quale volume in condizioni normali è occupato da 27 10 21 molecole di gas?

5. Esprimi la massa di una molecola di NO 2 in grammi -

6. Qual è il rapporto tra i volumi occupati da 1 mole di O2 e 1 mole di Oz (le condizioni sono le stesse)?

7. Masse uguali di ossigeno, idrogeno e metano vengono prelevate nelle stesse condizioni. Trova il rapporto tra i volumi di gas prelevati.

8. Alla domanda su quanto volume occuperà 1 mole d'acqua in condizioni normali, la risposta è stata: 22,4 litri. È questa la risposta corretta?

9. Esprimi la massa di una molecola di HCl in grammi.

Quante molecole di anidride carbonica ci sono in 1 litro di aria se il contenuto volumetrico di CO 2 è dello 0,04% (condizioni normali)?

10. Quante moli sono contenute in 1 m 4 di qualsiasi gas in condizioni normali?

11. Esprimi in grammi la massa di una molecola di H 2 O-

12. Quante moli di ossigeno ci sono in 1 litro d'aria, se il volume

14. Quante moli di azoto ci sono in 1 litro di aria se il suo contenuto volumetrico è del 78% (condizioni normali)?

14. Masse uguali di ossigeno, idrogeno e azoto vengono prelevate nelle stesse condizioni. Trova il rapporto tra i volumi di gas prelevati.

15. Confronta il numero di molecole contenute in 1 g di NO 2 e in 1 g di N 2. In quale caso e quante volte il numero di molecole è maggiore?

16. Quante molecole sono contenute in 2,00 ml di idrogeno in condizioni standard?

17. Esprimi in grammi la massa di una molecola di H 2 O-

18. Quale volume in condizioni normali è occupato da 17 10 21 molecole di gas?

VELOCITÀ DELLE REAZIONI CHIMICHE

Quando si definisce il concetto velocità reazione chimica è necessario distinguere tra reazioni omogenee ed eterogenee. Se una reazione avviene in un sistema omogeneo, ad esempio in una soluzione o in una miscela di gas, avviene nell'intero volume del sistema. Velocità di reazione omogeneaè la quantità di una sostanza che reagisce o si forma a seguito di una reazione per unità di tempo per unità di volume del sistema. Poiché il rapporto tra il numero di moli di una sostanza e il volume in cui è distribuita è la concentrazione molare della sostanza, la velocità di una reazione omogenea può anche essere definita come variazione della concentrazione per unità di tempo di una qualsiasi delle sostanze: il reagente iniziale o il prodotto di reazione. Per garantire che il risultato del calcolo sia sempre positivo, indipendentemente dal fatto che si basi su un reagente o su un prodotto, nella formula viene utilizzato il segno “±”:

A seconda della natura della reazione, il tempo può essere espresso non solo in secondi, come richiesto dal sistema SI, ma anche in minuti o ore. Durante la reazione, l'entità della sua velocità non è costante, ma cambia continuamente: diminuisce al diminuire delle concentrazioni delle sostanze di partenza. Il calcolo sopra fornisce il valore medio della velocità di reazione in un certo intervallo di tempo Δτ = τ 2 – τ 1. La vera velocità (istantanea) è definita come il limite al quale tende il rapporto Δ CON/ Δτ con Δτ → 0, cioè la velocità reale è uguale alla derivata della concentrazione rispetto al tempo.

Per una reazione la cui equazione contiene coefficienti stechiometrici diversi dall'unità, i valori di velocità espressi in termini di sostanze diverse, non sono la stessa cosa. Ad esempio, per la reazione A + 4B = D + 2E, il consumo della sostanza A è di una mole, quello della sostanza B è di tre moli e la fornitura della sostanza E è di due moli. Ecco perché υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) o υ (E). = ⅔ υ (IN) .

Se avviene una reazione tra sostanze situate in fasi diverse di un sistema eterogeneo, può avvenire solo all'interfaccia tra queste fasi. Ad esempio, l'interazione tra una soluzione acida e un pezzo di metallo avviene solo sulla superficie del metallo. Velocità di reazione eterogeneaè la quantità di sostanza che reagisce o si forma a seguito di una reazione per unità di tempo per unità di superficie di interfaccia:

.

La dipendenza della velocità di una reazione chimica dalla concentrazione dei reagenti è espressa dalla legge masse attive: a temperatura costante, la velocità di una reazione chimica è direttamente proporzionale al prodotto delle concentrazioni molari delle sostanze reagenti elevate a potenze pari ai coefficienti nelle formule di queste sostanze nell'equazione di reazione. Poi per la reazione

2A+B → prodotti

il rapporto è valido υ ~ · CON A2 · CON B, e per la transizione all'uguaglianza viene introdotto un coefficiente di proporzionalità K, chiamato costante di velocità di reazione:

υ = K· CON A2 · CON B = K·[A]2 ·[B]

(le concentrazioni molari nelle formule possono essere indicate con la lettera CON con il corrispondente indice e la formula della sostanza racchiusi tra parentesi quadre). Il significato fisico della costante di velocità di reazione è la velocità di reazione a concentrazioni di tutti i reagenti pari a 1 mol/l. La dimensione della costante di velocità di reazione dipende dal numero di fattori sul lato destro dell'equazione e può essere c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2), ecc., cioè tale che in ogni caso, nei calcoli, la velocità di reazione è espressa in mol · l –1 · s –1.

Per le reazioni eterogenee, l'equazione della legge dell'azione di massa include le concentrazioni solo di quelle sostanze che si trovano in fase gassosa o in soluzione. La concentrazione di una sostanza nella fase solida è un valore costante ed è inclusa nella costante di velocità, ad esempio, per il processo di combustione del carbone C + O 2 = CO 2, la legge dell'azione di massa è scritta:

υ = k io·cost··= K·,

Dove K= k io cost.

Nei sistemi in cui una o più sostanze sono gas, la velocità di reazione dipende anche dalla pressione. Ad esempio, quando l'idrogeno interagisce con il vapore di iodio H 2 + I 2 = 2HI, la velocità della reazione chimica sarà determinata dall'espressione:

υ = K··.

Se si aumenta la pressione, ad esempio, di 4 volte, il volume occupato dal sistema diminuirà della stessa quantità e, di conseguenza, le concentrazioni di ciascuna delle sostanze reagenti aumenteranno della stessa quantità. La velocità di reazione in questo caso aumenterà di 9 volte

Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura descritto dalla regola di van't Hoff: con ogni aumento di 10 gradi della temperatura, la velocità di reazione aumenta di 2-4 volte. Ciò significa che man mano che la temperatura aumenta progressione aritmetica la velocità di una reazione chimica aumenta in modo esponenziale. La base nella formula di progressione è coefficiente di temperatura della velocità di reazioneγ, che mostra quante volte aumenta la velocità di una data reazione (o, che è la stessa cosa, la costante di velocità) con un aumento della temperatura di 10 gradi. Matematicamente la regola di Van't Hoff è espressa dalle formule:

O

dove e sono rispettivamente le velocità di reazione iniziali T 1 e finale T 2 temperature. La regola di Van't Hoff può essere espressa anche dalle seguenti relazioni:

; ; ; ,

dove e sono rispettivamente la velocità e la costante di velocità della reazione alla temperatura T; e – gli stessi valori a temperatura T +10N; N– numero di intervalli di “dieci gradi” ( N =(T 2 –T 1)/10), di cui è cambiata la temperatura (può essere un numero intero o frazionario, positivo o negativo).

Compito di prova

1. Trovare il valore della costante di velocità per la reazione A + B -> AB, se a concentrazioni delle sostanze A e B pari rispettivamente a 0,05 e 0,01 mol/l, la velocità di reazione è 5 10 -5 mol/(l -min).

2. Quante volte cambierà la velocità della reazione 2A + B -> A2B se la concentrazione della sostanza A aumenta di 2 volte e la concentrazione della sostanza B diminuisce di 2 volte?

4. Quante volte si dovrebbe aumentare la concentrazione della sostanza B 2 nel sistema 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g), in modo che quando la concentrazione della sostanza A diminuisca di 4 volte , la velocità della reazione diretta non cambia?

4. Qualche tempo dopo l'inizio della reazione 3A+B->2C+D, le concentrazioni delle sostanze erano: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] =0,008 mol/l. Quali sono le concentrazioni iniziali delle sostanze A e B?

5. Nel sistema CO + C1 2 = COC1 2, la concentrazione è stata aumentata da 0,04 a 0,12 mol/l e la concentrazione di cloro è stata aumentata da 0,02 a 0,06 mol/l. Quante volte è aumentata la velocità della reazione diretta?

6. La reazione tra le sostanze A e B è espressa dall'equazione: A + 2B → C. Le concentrazioni iniziali sono: [A] 0 = 0,04 mol/l, [B] o = 0,05 mol/l. La costante di velocità di reazione è 0,4. Trovare velocità iniziale reazioni e la velocità di reazione dopo un certo tempo, quando la concentrazione della sostanza A diminuisce di 0,01 mol/l.

7. Come cambierà la velocità della reazione 2CO + O2 = 2CO2, che avviene in un recipiente chiuso, se la pressione viene raddoppiata?

8. Calcolare quante volte aumenterà la velocità di reazione se la temperatura del sistema viene aumentata da 20 °C a 100 °C, assumendo il valore del coefficiente di temperatura della velocità di reazione pari a 4.

9. Come cambierà la velocità di reazione 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) se la pressione nel sistema viene aumentata di 4 volte;

10. Come cambierà la velocità di reazione 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) se il volume del sistema viene ridotto di 4 volte?

11. Come cambierà la velocità della reazione 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) se la concentrazione di NO viene aumentata di 4 volte?

12. Qual è il coefficiente di temperatura della velocità di reazione se, con un aumento della temperatura di 40 gradi, la velocità di reazione

aumenta di 15,6 volte?

14. . Trovare il valore della costante di velocità per la reazione A + B -> AB, se a concentrazioni delle sostanze A e B pari rispettivamente a 0,07 e 0,09 mol/l, la velocità di reazione è 2,7 10 -5 mol/(l-min ).

14. La reazione tra le sostanze A e B è espressa dall'equazione: A + 2B → C. Le concentrazioni iniziali sono: [A] 0 = 0,01 mol/l, [B] o = 0,04 mol/l. La costante di velocità di reazione è 0,5. Trovare la velocità di reazione iniziale e la velocità di reazione dopo un certo tempo, quando la concentrazione della sostanza A diminuisce di 0,01 mol/l.

15. Come cambierà la velocità di reazione 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) se la pressione nel sistema viene raddoppiata;

16. Nel sistema CO + C1 2 = COC1 2, la concentrazione è stata aumentata da 0,05 a 0,1 mol/l e la concentrazione di cloro è stata aumentata da 0,04 a 0,06 mol/l. Quante volte è aumentata la velocità della reazione diretta?

17. Calcolare quante volte aumenterà la velocità di reazione se la temperatura del sistema viene aumentata da 20 °C a 80 °C, assumendo il valore del coefficiente di temperatura della velocità di reazione pari a 2.

18. Calcolare quante volte aumenterà la velocità di reazione se la temperatura del sistema viene aumentata da 40 °C a 90 °C, assumendo il valore del coefficiente di temperatura della velocità di reazione pari a 4.

LEGAME CHIMICO. FORMAZIONE E STRUTTURA DELLE MOLECOLE

1.Che tipi di legami chimici conosci? Fornisci un esempio della formazione di un legame ionico utilizzando il metodo del legame di valenza.

2. Quale legame chimico chiamato covalente? Qual è la caratteristica del tipo di legame covalente?

4. Quali proprietà sono caratterizzate da un legame covalente? Dimostralo con esempi specifici.

4. Che tipo di legame chimico c'è nelle molecole di H2; Cl2HC1?

5.Qual è la natura dei legami nelle molecole? NCI 4 CS2, CO2? Indicare per ciascuno di essi la direzione dello spostamento della coppia elettronica comune.

6. Quale legame chimico è chiamato ionico? Qual è la caratteristica del legame di tipo ionico?

7. Che tipo di legame c'è nelle molecole di NaCl, N 2, Cl 2?

8. Immagina tutto modi possibili sovrapposizione dell'orbitale s con l'orbitale p;. Indicare la direzione della comunicazione in questo caso.

9. Spiegare il meccanismo donatore-accettore legame covalente usando l'esempio della formazione dello ione fosfonio [PH 4 ]+.

10. Nelle molecole di CO, C0 2, il legame è polare o non polare? Spiegare. Descrivere il legame idrogeno.

11. Perché alcune molecole che hanno legami polari sono generalmente non polari?

12.Covalente o tipo ionico la comunicazione è tipica di seguenti collegamenti: Nal, S0 2 , KF? Perché legame ionicoè il caso limite di covalente?

14. Cos'è collegamento metallico? In cosa differisce da un legame covalente? Quali proprietà dei metalli determina?

14. Qual è la natura dei legami tra gli atomi nelle molecole; KHF2, H20, HNO ?

15. Come possiamo spiegare l'elevata forza di legame tra gli atomi nella molecola di azoto N2 e la forza significativamente inferiore nella molecola di fosforo P4?

16 . Che tipo di legame è chiamato legame idrogeno? Perché si formano le molecole di H2S e HC1, a differenza di H2O e HF legami di idrogeno non tipico?

17. Quale legame è chiamato ionico? Un legame ionico ha le proprietà di saturazione e direzionalità? Perché è un caso estremo di legame covalente?

18. Che tipo di legame c'è nelle molecole NaCl, N 2, Cl 2?