Jebkuras gāzes molārais tilpums ir vienāds. Gāzu molārā tilpuma noteikšana

Skābju nosaukumi veidojas no skābes centrālā atoma krievu valodas nosaukuma, pievienojot sufiksus un galotnes. Ja skābes centrālā atoma oksidācijas pakāpe atbilst Periodiskās sistēmas grupas numuram, tad nosaukumu veido, izmantojot vienkāršāko īpašības vārdu no elementa nosaukuma: H 2 SO 4 - sērskābe, HMnO 4 – permangānskābe. Ja skābi veidojošiem elementiem ir divi oksidācijas stāvokļi, tad starpposma oksidācijas pakāpi apzīmē ar sufiksu –ist-: H 2 SO 3 – sērskābe, HNO 2 – slāpekļskābe. Halogēnu skābju nosaukumiem, kam ir daudz oksidācijas pakāpju, tiek izmantoti dažādi sufiksi: tipiski piemēri ir HClO 4 - hlors. n skābe, HClO 3 – hlors novat skābe, HClO 2 – hlors ist skābe, HClO – hlors novatists ic acid (skābekli nesaturošu skābi HCl sauc par sālsskābi - parasti sālsskābi). Skābes var atšķirties pēc ūdens molekulu skaita, kas hidratē oksīdu. Skābes, kas satur lielākais skaitlisūdeņraža atomus sauc par ortoskābēm: H 4 SiO 4 ir ortosilicskābe, H 3 PO 4 ir ortofosforskābe. Skābes, kas satur 1 vai 2 ūdeņraža atomus, sauc par metaskābēm: H 2 SiO 3 - metasilīcijskābe, HPO 3 - metafosforskābe. Tiek sauktas skābes, kas satur divus centrālos atomus di skābes: H 2 S 2 O 7 – disērskābe, H 4 P 2 O 7 – difosforskābe.

Sarežģītu savienojumu nosaukumi tiek veidoti tāpat kā sāļu nosaukumi, bet kompleksajam katjonam vai anjonam tiek dots sistemātisks nosaukums, tas ir, tas tiek lasīts no labās puses uz kreiso: K 3 - kālija heksafluoroferāts(III), SO 4 - tetraamīna vara(II) sulfāts.

Oksīdu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu “oksīds” un oksīda centrālā atoma krievu nosaukuma ģenitīvu, vajadzības gadījumā norādot elementa oksidācijas stāvokli: Al 2 O 3 - alumīnija oksīds, Fe 2 O 3 - dzelzs (III) oksīds.

Bāžu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu "hidroksīds" un ģenitīvs gadījums Centrālā hidroksīda atoma krievu nosaukums, kas vajadzības gadījumā norāda elementa oksidācijas pakāpi: Al(OH) 3 – alumīnija hidroksīds, Fe(OH) 3 – dzelzs(III) hidroksīds.

Savienojumu ar ūdeņradi nosaukumi veidojas atkarībā no šo savienojumu skābju-bāzes īpašībām. Gāzveida skābi veidojošiem savienojumiem ar ūdeņradi izmanto šādus nosaukumus: H 2 S – sulfāns (sērūdeņradis), H 2 Se – selāns (ūdeņraža selenīds), HI – ūdeņraža jodīds; to šķīdumus ūdenī sauc attiecīgi par sērūdeņradi, hidroselēnskābi un jodūdeņražskābi. Dažiem savienojumiem ar ūdeņradi tiek izmantoti īpaši nosaukumi: NH 3 - amonjaks, N 2 H 4 - hidrazīns, PH 3 - fosfīns. Savienojumus ar ūdeņradi ar oksidācijas pakāpi –1 sauc par hidrīdiem: NaH ir nātrija hidrīds, CaH2 ir kalcija hidrīds.

Sāļu nosaukumi tiek veidoti no skābes atlikuma centrālā atoma latīņu nosaukuma, pievienojot priedēkļus un sufiksus. Bināro (divu elementu) sāļu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot sufiksu - eid: NaCl – nātrija hlorīds, Na 2 S – nātrija sulfīds. Ja skābekli saturoša skābā atlikuma centrālajam atomam ir divi pozitīvi oksidācijas stāvokļi, tad augstāko oksidācijas pakāpi apzīmē ar sufiksu – plkst: Na 2 SO 4 – sulf plkst nātrijs, KNO 3 – nitr plkst kālijs, un zemākais oksidācijas stāvoklis ir sufikss - to: Na 2 SO 3 – sulf to nātrijs, KNO 2 – nitr to kālijs Skābekli saturošu halogēnu sāļu nosaukšanai izmanto priedēkļus un sufiksus: KClO 4 – josla hlors plkst kālijs, Mg(ClO 3) 2 – hlors plkst magnijs, KClO 2 – hlors to kālijs, KClO - hipo hlors to kālijs

Kovalents piesātinājumsssavienojumsviņai– izpaužas ar to, ka s- un p-elementu savienojumos nav nepāra elektronu, tas ir, visi atomu nepāra elektroni veido savienojošus elektronu pārus (izņēmumi ir NO, NO 2, ClO 2 un ClO 3).

Vientuļie elektronu pāri (LEP) ir elektroni, kas pa pāriem aizņem atomu orbitāles. NEP klātbūtne nosaka anjonu vai molekulu spēju veidot donora-akceptora saites kā elektronu pāru donorus.

Nesapārotie elektroni ir atoma elektroni, kas atrodas orbitālē. S- un p-elementiem nepāra elektronu skaits nosaka, cik saišu elektronu pāru dotais atoms var izveidot ar citiem atomiem, izmantojot apmaiņas mehānismu. Valences saites metode pieņem, ka nepāra elektronu skaitu var palielināt ar vientuļajiem elektronu pāriem, ja valences elektronu līmenī ir brīvas orbitāles. Lielākajā daļā s- un p-elementu savienojumu nav nepāra elektronu, jo visi atomu nepāra elektroni veido saites. Tomēr pastāv molekulas ar nepāra elektroniem, piemēram, NO, NO 2, tām ir paaugstināta reaktivitāte un tām ir tendence veidot dimērus, piemēram, N 2 O 4 nepāra elektronu dēļ.

Normāla koncentrācija - tas ir molu skaits ekvivalenti 1 litrā šķīduma.

Normāli apstākļi - temperatūra 273K (0 o C), spiediens 101,3 kPa (1 atm).

Ķīmisko saišu veidošanās apmaiņas un donorakceptora mehānismi. Kovalento saišu veidošanās starp atomiem var notikt divos veidos. Ja savienojošā elektronu pāra veidošanās notiek abu saistīto atomu nepāra elektronu dēļ, tad šo savienojošā elektronu pāra veidošanās metodi sauc par apmaiņas mehānismu – atomi apmainās ar elektroniem, un saistošie elektroni pieder abiem saistītiem atomiem. Ja saistošais elektronu pāris veidojas viena atoma vientuļā elektronu pāra un cita atoma brīvās orbitāles dēļ, tad šāda savienojošā elektronu pāra veidošanās ir donora-akceptora mehānisms (sk. valences saites metode).

Atgriezeniskas jonu reakcijas - tās ir reakcijas, kurās veidojas produkti, kas spēj veidot izejvielas (ja paturam prātā uzrakstīto vienādojumu, tad par atgriezeniskām reakcijām var teikt, ka tās var noritēt vienā vai otrā virzienā, veidojoties vājiem elektrolītiem vai slikti šķīstošiem savienojumi). Atgriezeniskas jonu reakcijas bieži raksturo nepilnīga konversija; jo atgriezeniskas jonu reakcijas laikā veidojas molekulas vai joni, kas izraisa nobīdi uz sākotnējiem reakcijas produktiem, tas ir, šķiet, ka tie "palēnina" reakciju. Atgriezeniskas jonu reakcijas tiek aprakstītas, izmantojot zīmi ⇄, bet neatgriezeniskas - → zīmi. Atgriezeniskas jonu reakcijas piemērs ir reakcija H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, bet neatgriezeniskas reakcijas piemērs ir S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oksidētāji – vielas, kurās redoksreakciju laikā dažu elementu oksidācijas pakāpe samazinās.

Redox dualitāte - vielu spēja iedarboties redoksreakcijas kā oksidētājs vai reducētājs atkarībā no partnera (piemēram, H 2 O 2, NaNO 2).

Redoksreakcijas(OVR) - Tās ir ķīmiskas reakcijas, kuru laikā mainās reaģējošo vielu elementu oksidācijas pakāpe.

Oksidācijas-reducēšanās potenciāls - vērtība, kas raksturo gan oksidētāja, gan reducētāja, kas veido atbilstošo pusreakciju, redoksspēju (stiprību). Tādējādi Cl 2 /Cl - pāra redokspotenciāls, kas vienāds ar 1,36 V, raksturo molekulāro hloru kā oksidētāju un hlorīda jonu kā reducētāju.

Oksīdi - elementu savienojumi ar skābekli, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –2.

Orientācijas mijiedarbība– polāro molekulu starpmolekulārā mijiedarbība.

Osmoze -šķīdinātāja molekulu pārneses parādība uz puscaurlaidīgas (tikai šķīdinātāju caurlaidīgas) membrānas uz zemāku šķīdinātāja koncentrāciju.

Osmotiskais spiediens -šķīdumu fizikāli ķīmiskās īpašības, kas saistītas ar membrānu spēju šķērsot tikai šķīdinātāja molekulas. Osmotiskais spiediens no mazāk koncentrēta šķīduma izlīdzina šķīdinātāja molekulu iekļūšanas ātrumu abās membrānas pusēs. Šķīduma osmotiskais spiediens ir vienāds ar tādas gāzes spiedienu, kurā molekulu koncentrācija ir tāda pati kā daļiņu koncentrācija šķīdumā.

Arrēnija bāzes - vielas, kas elektrolītiskās disociācijas laikā atdala hidroksīda jonus.

Bronsteda bāzes - savienojumi (S 2-, HS tipa molekulas vai joni), kas var piesaistīt ūdeņraža jonus.

Iemesli saskaņā ar Lūisa (Lūisa bāzes) – savienojumi (molekulas vai joni) ar vientuļiem elektronu pāriem, kas spēj veidot donora-akceptora saites. Visizplatītākā Lūisa bāze ir ūdens molekulas, kurām ir spēcīgas donora īpašības.

P1V1=P2V2 vai, kas ir tas pats, PV=const (Boila-Mariota likums). Pie nemainīga spiediena tilpuma un temperatūras attiecība paliek nemainīga: V/T=const (Geja-Lusaka likums). Ja labojam skaļumu, tad P/T=const (Čārlza likums). Apvienojot šos trīs likumus, tiek iegūts universāls likums, kas nosaka, ka PV/T=konst. Šo vienādojumu 1834. gadā izveidoja franču fiziķis B. Klepeirons.

Konstantes vērtību nosaka tikai vielas daudzums gāze. DI. Mendeļejevs 1874. gadā atvasināja vienādojumu vienam molam. Tātad tā ir universālās konstantes vērtība: R=8,314 J/(mol∙K). Tātad PV=RT. Patvaļīga daudzuma gadījumā gāzeνPV=νRT. Pašas vielas daudzumu var atrast no masas līdz molmasai: ν=m/M.

Molārā masa ir skaitliski vienāda ar relatīvo molekulmasu. Pēdējo var atrast no periodiskās tabulas, kā likums, tas ir norādīts elementa šūnā. Molekulmasa ir vienāda ar to veidojošo elementu molekulmasu summu. Dažādu valenču atomu gadījumā ir nepieciešams indekss. Ieslēgts plkst mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Normāli apstākļi gāzēm plkst Parasti tiek pieņemts, ka P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatūra T0 = 273,15 K = 0 °C. Tagad jūs varat atrast viena mola tilpumu gāze plkst normāli nosacījumiem: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Šī tabulas vērtība ir molārais tilpums.

Normālos apstākļos nosacījumiem daudzums attiecībā pret tilpumu gāze līdz molārajam tilpumam: ν=V/Vm. Par patvaļīgu nosacījumiem jums tieši jāizmanto Mendeļejeva-Klepeirona vienādojums: ν=PV/RT.

Tādējādi, lai atrastu apjomu gāze plkst normāli nosacījumiem, jums ir nepieciešams vielas daudzums (molu skaits) no šī gāze reizina ar molāro tilpumu, kas vienāds ar 22,4 l/mol. Izmantojot apgriezto darbību, jūs varat atrast vielas daudzumu no noteiktā tilpuma.

Lai atrastu viena mola vielas tilpumu cietā vai šķidrā stāvoklī, atrodiet to molārā masa un dala ar blīvumu. Viens mols jebkuras gāzes normāli apstākļi tilpums ir 22,4 litri. Ja apstākļi mainās, aprēķiniet viena mola tilpumu, izmantojot Klapeirona-Mendeļejeva vienādojumu.

Jums būs nepieciešams

• Mendeļejeva periodiskā tabula, vielu blīvuma tabula, manometrs un termometrs.

Norādījumi

Viena mola vai cietas vielas tilpuma noteikšana
Definējiet ķīmiskā formula cieta vai šķidra, kas tiek pētīta. Pēc tam, izmantojot periodiskā tabula Atrodi Mendeļejevu atomu masas elementi, kas iekļauti formulā. Ja viens ir iekļauts formulā vairāk nekā vienu reizi, reiziniet tā atommasu ar šo skaitli. Saskaitiet atomu masas un iegūstiet molekulmasu, no kuras tā sastāv ciets vai šķidrums. Tas skaitliski būs vienāds ar molāro masu, ko mēra gramos uz molu.

Izmantojot vielu blīvuma tabulu, atrodiet šo vērtību pētāmā ķermeņa vai šķidruma materiālam. Pēc tam molāro masu dala ar vielas blīvumu, ko mēra g/cm³ V=M/ρ. Rezultāts ir viena mola tilpums cm³. Ja viela paliks nezināma, nebūs iespējams noteikt viena mola tilpumu.

1 mola vielas tilpumu sauc par 1 mola ūdens molāro masu = 18 g/mol 18 g ūdens aizņem 18 ml tilpumu. Tas nozīmē, ka ūdens molārais tilpums ir 18 ml. 18 g ūdens aizņem tilpumu, kas vienāds ar 18 ml, jo ūdens blīvums ir 1 g/ml SECINĀJUMS: Molārais tilpums ir atkarīgs no vielas blīvuma (šķidrumiem un cietām vielām).

1 mols jebkuras gāzes normālos apstākļos aizņem tādu pašu tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem. Normālie apstākļi un to apzīmējumi Nr. (0 0 C un 760 mmHg; 1 atm.; 101,3 kPa). Gāzes tilpumu ar 1 molu vielas sauc par molāro tilpumu un apzīmē ar – V m

Problēmu risināšana 1. uzdevums Dots: V(NH 3) n.s. = 33,6 m 3 Atrast: m - ? Risinājums: 1. Aprēķiniet amonjaka molāro masu: M(NH 3) = = 17 kg/kmol

SECINĀJUMI 1. Vielas 1 mola tilpumu sauc par molāro tilpumu V m 2. Šķidrām un cietām vielām molārais tilpums ir atkarīgs no to blīvuma 3. V m = 22,4 l/mol 4. Normāli apstākļi (n.s.): un spiediens 760 mmHg, jeb 101,3 kPa 5. Molārais tilpums gāzveida vielas izteikts l/mol, ml/mmol,

Gāzes grammolekulas tilpums, tāpat kā grama molekulas masa, ir atvasināta mērvienība un tiek izteikta kā tilpuma vienību attiecība - litri vai mililitri pret molu. Tāpēc grammolekulārā tilpuma izmērs ir vienāds ar l/mol vai ml/mol. Tā kā gāzes tilpums ir atkarīgs no temperatūras un spiediena, gāzes grammolekulārais tilpums mainās atkarībā no apstākļiem, bet, tā kā visu vielu grammolekulas satur vienādu molekulu skaitu, visu vielu grammolekulas. vienādi apstākļi aizņem tādu pašu apjomu. Normālos apstākļos. = 22,4 l/mol vai 22 400 ml/mol. Gāzes grammolekulārā tilpuma pārvēršana normālos apstākļos tilpumā noteiktos ražošanas apstākļos. aprēķina pēc vienādojuma: J-t-tr, no kura izriet, ka kur Vo ir gāzes grammolekulārais tilpums normālos apstākļos, Umol ir vēlamais gāzes grammolekulārais tilpums. Piemērs. Aprēķiniet gāzes grammolekulāro tilpumu pie 720 mmHg. Art. un 87°C. Risinājums. Svarīgākie aprēķini, kas saistīti ar gāzes grammolekulāro tilpumu a) Gāzes tilpuma pārvēršana molu skaitā un molu skaita pārvēršana gāzes tilpumā. Piemērs 1. Aprēķiniet, cik molu ir 500 litros gāzes normālos apstākļos. Risinājums. 2. piemērs. Aprēķiniet 3 molu gāzes tilpumu pie 27*C 780 mm Hg. Art. Risinājums. Mēs aprēķinām gāzes grammolekulāro tilpumu noteiktos apstākļos: V - ™ ** RP st. - 22.A l/mol. 300 g = 94 p --273 vrad 780 mm Hg."ap.--24"° Aprēķināt 3 molu tilpumu GĀZES MOLEKULĀRAIS TILPUMS V = 24,0 l/mol 3 moli = 72 l b) Pārvēršot gāzes masu. līdz tā tilpumam un gāzes tilpumam pēc tās masas. Pirmajā gadījumā vispirms aprēķiniet gāzes molu skaitu no tās masas un pēc tam gāzes tilpumu no atrastā molu skaita. Otrajā gadījumā vispirms aprēķiniet gāzes molu skaitu no tās tilpuma un pēc tam no atrastā molu skaita aprēķiniet gāzes masu. 1. piemērs. Aprēķiniet, cik lielu tilpumu (pie nulles) aizņems 5,5 g oglekļa dioksīda CO*. |icoe ■= 44 g/mol V = 22,4 l/mol 0,125 mol 2,80 l Piemērs 2. Aprēķiniet 800 ml (pie nulles) oglekļa monoksīda CO masu. Risinājums. |*co => 28 g/mol m « 28 g/lnm 0,036 did* =» 1,000 g Ja gāzes masu izsaka nevis gramos, bet kilogramos vai tonnās, un tās tilpumu izsaka nevis litros vai mililitros , bet kubikmetros , tad šiem aprēķiniem ir iespējama divkārša pieeja: vai nu sadaliet augstākos mērus zemākos, vai arī aprēķiniet ae ar moliem un ar kilogramiem-molekulām vai tonnmolekulām, izmantojot šādas attiecības: normālā stāvoklī. nosacījumi 1 kilograms-molekula-22 400 l/kmol , 1 tonna molekula - 22 400 m*/tmol. Izmēri: kilograms-molekula - kg/kmol, tonna-molekula - t/tmol. Piemērs 1. Aprēķiniet 8,2 tonnu skābekļa tilpumu. Risinājums. 1 tonna molekula Oa » 32 t/tmol. Mēs atrodam skābekļa molekulu skaitu tonnās, ko satur 8,2 tonnas skābekļa: 32 t/tmol ** 0,1 Mēs aprēķinām skābekļa tilpumu: Uo, = 22 400 m*/tmol 0,1 t/mol = 2240 l" 2. piemērs. Aprēķiniet 1000 -k* amonjaka masa (standarta apstākļos). Risinājums. Aprēķinām tonmolekulu skaitu norādītajā amonjaka daudzumā: "-stag5JT-0,045 t/mol Aprēķinām amonjaka masu: 1 tonna-molekula NH, 17 t/mol tyv, = 17 t/mol 0,045 t/ mol * 0,765 t Vispārējais aprēķinu princips attiecībā uz gāzu maisījumiem ir tāds, ka aprēķinus, kas attiecas uz atsevišķām sastāvdaļām, veic atsevišķi, un pēc tam rezultātus summē 1. piemērs. Aprēķiniet, cik lielu tilpumu tas aizņems normālos apstākļos. gāzes maisījums, kas sastāv no 140 g slāpekļa un 30 g ūdeņraža. Risinājums. Mēs aprēķinām maisījumā esošo slāpekļa un ūdeņraža molu skaitu (Nr. "= 28 e/mol; cn, = 2 g/mol): 140 £ 30 in 28 g/mol W Kopā 20 mol. GĀZES MOLEKULĀRAIS TILPUMS GRAMMS Aprēķināt maisījuma tilpumu: Satur 22"4 AlnoAb 20 mol « 448 l 2. piemērs. Aprēķināt 114 maisījuma masu (pie nulles) oglekļa monoksīda un oglekļa dioksīds, kura tilpuma sastāvu izsaka ar attiecību: /lso: /iso, = 8:3. Risinājums. Autors katras gāzes tilpumus atrodam ar proporcionālās dalīšanas metodi, pēc kā aprēķinām atbilstošo molu skaitu: t/ II l» 8 Q »» 11 J 8 Q Kcoe 8 + 3 8 * Va>"a & + & * VCQM grfc -0"36 ^- grfc "" 0,134 zhas* Aprēķinot! katras gāzes masu no katras atrastā molu skaita. 1 "co 28 g/mol moo " 28 e! mol 0,36 mol "South tso . g -f 5,9 g = 15,9 e Gāzes molekulmasas aprēķins uz gramu -molekulārā tilpuma Mēs apspriedām metodi, kā aprēķināt gāzes molekulmasu pēc relatīvā blīvuma. Tagad mēs apsvērsim molekulmasas aprēķināšanas metodi gāze pēc grama-molekulāra tilpuma Aprēķinot, mēs pieņemam, ka gāzes masa un tilpums ir tieši proporcionāli viens otram - gāzes molekulārais tilpums atbilst tās grammolekulārajai masai, ko matemātiskā formā izsaka šādi: molekulmasa. Līdz ar to _ Uiol t r? Apskatīsim aprēķina metodi, izmantojot konkrētu piemēru. "Piemērs. 34 $ ju gāzes masa pie 740 mm Hg, pi un 21 ° C ir vienāda ar 0,604 g. Aprēķiniet gāzes molekulmasu. Risinājums. Lai atrisinātu, jums jāzina gāzes grammolekulārais tilpums. gāze, pirms turpināt aprēķinus, ir jāapstājas pie noteikta gāzes molekulārā tilpuma, kas ir vienāds ar 22,4 l/mol Problēmas paziņojumā norādītais gāzes daudzums ir jāsamazina līdz normāliem apstākļiem, bet jūs, gluži pretēji, varat aprēķināt gāzes molekulāro tilpumu uzdevumā norādītajos apstākļos, izmantojot pirmo aprēķina metodi : 740 * mHg 340 ml - 273 grādi ^ Q ^ 0 760 mm Hg 294 grādi ™ 1 - 22,4 l/mol 0,604 v _ s i,pya -tp-8 = 44 g, M0 atrast: V - 22 "4 A! mol Nr. mm Hg -29A deg 0A77 l1ylv. Uiol 273 vrad 740 mm Hg ~ R*0** Abos gadījumos mēs aprēķinām grama molekulas masu, bet tā kā grama molekula ir skaitliski vienāds ar molekulmasu, tādējādi mēs atrodam molekulmasu.

Kopā ar masu un tilpumu in ķīmiskie aprēķini Bieži tiek izmantots vielas daudzums, kas ir proporcionāls vielā esošo struktūrvienību skaitam. Katrā gadījumā jānorāda, kādas struktūrvienības (molekulas, atomi, joni utt.) ir domātas. Vielas daudzuma vienība ir mols.

Mols ir vielas daudzums, kas satur tik daudz molekulu, atomu, jonu, elektronu vai citu strukturālo vienību, cik atomu ir 12 g 12C oglekļa izotopa.

Ar lielu precizitāti nosaka struktūrvienību skaitu, ko satur 1 mols vielas (Avogadro konstante); praktiskos aprēķinos pieņemts vienāds ar 6,02 1024 mol -1.

Nav grūti parādīt, ka vielas 1 mola masa (molmasa), kas izteikta gramos, ir skaitliski vienāda ar šīs vielas relatīvo molekulmasu.

Tādējādi brīvā hlora C1g relatīvā molekulmasa (vai, īsi sakot, molekulmasa) ir 70,90. Tāpēc molekulārā hlora molārā masa ir 70,90 g/mol. Tomēr hlora atomu molārā masa ir uz pusi mazāka (45,45 g/mol), jo 1 mols Cl hlora molekulu satur 2 molus hlora atomu.

Saskaņā ar Avogadro likumu, vienādos apjomos Jebkura gāze, kas ņemta vienā un tajā pašā temperatūrā un spiedienā, satur vienādu molekulu skaitu. Citiem vārdiem sakot, vienāds daudzums jebkuras gāzes molekulu vienādos apstākļos aizņem tādu pašu tilpumu. Tajā pašā laikā 1 mols jebkuras gāzes satur tikpat daudz molekulu. Līdz ar to tādos pašos apstākļos 1 mols jebkuras gāzes aizņem tādu pašu tilpumu. Šo tilpumu sauc par gāzes molāro tilpumu un normālos apstākļos (0°C, spiediens 101, 425 kPa) ir vienāds ar 22,4 litriem.

Piemēram, apgalvojums "oglekļa dioksīda saturs gaisā ir 0,04% (tilp.)" nozīmē, ka pie CO 2 daļējā spiediena, kas vienāds ar gaisa spiedienu un tajā pašā temperatūrā, gaisā esošais oglekļa dioksīds par 0,04% no kopējā gaisa aizņemtā apjoma.

Pārbaudes uzdevums

1. Salīdziniet molekulu skaitu, ko satur 1 g NH 4 un 1 g N 2. Kādā gadījumā un cik reizes molekulu skaits ir lielāks?

2. Izsaka vienas sēra dioksīda molekulas masu gramos.

4. Cik molekulu ir 5,00 ml hlora standarta apstākļos?

4. Kādu tilpumu normālos apstākļos aizņem 27 10 21 gāzes molekula?

5. Izsaka vienas NO 2 molekulas masu gramos -

6. Kāda ir 1 mola O2 un 1 mola Oz aizņemto tilpumu attiecība (apstākļi ir vienādi)?

7. Vienādos apstākļos tiek ņemtas vienādas skābekļa, ūdeņraža un metāna masas. Atrodiet ņemto gāzu tilpumu attiecību.

8. Uz jautājumu, cik lielu tilpumu normālos apstākļos aizņems 1 mols ūdens, atbilde bija: 22,4 litri. Vai šī ir pareizā atbilde?

9. Izsaka vienas HCl molekulas masu gramos.

Cik oglekļa dioksīda molekulu ir 1 litrā gaisa, ja CO 2 tilpuma saturs ir 0,04% (normālos apstākļos)?

10. Cik molu normālos apstākļos satur 1 m 4 jebkuras gāzes?

11. Izteikt vienas H 2 O molekulas masu gramos.

12. Cik molu skābekļa ir 1 litrā gaisa, ja tilpums

14. Cik molu slāpekļa ir 1 litrā gaisa, ja tā tilpuma saturs ir 78% (normālos apstākļos)?

14. Vienādos apstākļos tiek ņemtas vienādas skābekļa, ūdeņraža un slāpekļa masas. Atrodiet ņemto gāzu tilpumu attiecību.

15. Salīdziniet molekulu skaitu, ko satur 1 g NO 2 un 1 g N 2. Kādā gadījumā un cik reizes molekulu skaits ir lielāks?

16. Cik molekulu standarta apstākļos ir 2,00 ml ūdeņraža?

17. Izteikt vienas H 2 O molekulas masu gramos.

18. Kādu tilpumu normālos apstākļos aizņem 17 10 21 gāzes molekula?

ĶĪMISKO REAKCIJU ĀTRUMS

Definējot jēdzienu ātrumu ķīmiskā reakcija nepieciešams atšķirt homogēnas un neviendabīgas reakcijas. Ja reakcija notiek viendabīgā sistēmā, piemēram, šķīdumā vai gāzu maisījumā, tad tā notiek visā sistēmas tilpumā. Viendabīgas reakcijas ātrums ir vielas daudzums, kas reaģē vai veidojas reakcijas rezultātā laika vienībā uz sistēmas tilpuma vienību. Tā kā vielas molu skaita attiecība pret tilpumu, kurā tā ir sadalīta, ir vielas molārā koncentrācija, homogēnas reakcijas ātrumu var definēt arī kā jebkuras vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā: sākotnējā reaģenta vai reakcijas produkta. Lai nodrošinātu, ka aprēķina rezultāts vienmēr ir pozitīvs neatkarīgi no tā, vai tas ir balstīts uz reaģentu vai produktu, formulā tiek izmantota zīme “±”:

Atkarībā no reakcijas rakstura laiku var izteikt ne tikai sekundēs, kā to prasa SI sistēma, bet arī minūtēs vai stundās. Reakcijas laikā tā ātruma lielums nav nemainīgs, bet nepārtraukti mainās: tas samazinās, samazinoties izejvielu koncentrācijām. Iepriekš minētais aprēķins dod reakcijas ātruma vidējo vērtību noteiktā laika intervālā Δτ = τ 2 – τ 1. Patiesais (momentānais) ātrums ir definēts kā robeža, līdz kurai tiecas attiecība Δ AR/ Δτ pie Δτ → 0, t.i., patiesais ātrums ir vienāds ar koncentrācijas atvasinājumu attiecībā pret laiku.

Reakcijai, kuras vienādojums satur stehiometriskos koeficientus, kas atšķiras no vienības, ātruma vērtības, kas izteiktas kā dažādas vielas, nav vienādi. Piemēram, reakcijai A + 4B = D + 2E vielas A patēriņš ir viens mols, vielas B patēriņš ir trīs moli, un vielas E padeve ir divi moli. Tieši tāpēc υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = ½ υ (E) vai υ (E) . = ⅔ υ (IN) .

Ja reakcija notiek starp vielām, kas atrodas dažādās neviendabīgas sistēmas fāzēs, tad tā var notikt tikai saskarnē starp šīm fāzēm. Piemēram, mijiedarbība starp skābes šķīdumu un metāla gabalu notiek tikai uz metāla virsmas. Neviendabīgas reakcijas ātrums ir vielas daudzums, kas reaģē vai veidojas reakcijas rezultātā laika vienībā uz saskarnes virsmas vienību:

.

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no reaģentu koncentrācijas izsaka likums aktīvās masas: nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu molāro koncentrāciju reizinājumam, kas palielināts līdz jaudām, kas vienādas ar koeficientiem šo vielu formulās reakcijas vienādojumā.. Tad par reakciju

2A + B → produkti

attiecība ir derīga υ ~ · AR A 2 · AR B, un pārejai uz vienlīdzību tiek ieviests proporcionalitātes koeficients k, zvanīja reakcijas ātruma konstante:

υ = k· AR A 2 · AR B = k· [A] 2 · [B]

(molārās koncentrācijas formulās var apzīmēt ar burtu AR ar atbilstošo indeksu un vielas formulu kvadrātiekavās). Reakcijas ātruma konstantes fizikālā nozīme ir reakcijas ātrums pie visu reaģentu koncentrācijām, kas vienādas ar 1 mol/l. Reakcijas ātruma konstantes izmērs ir atkarīgs no faktoru skaita vienādojuma labajā pusē un var būt c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2) utt., tas ir, tāda, ka jebkurā gadījumā aprēķinos reakcijas ātrumu izsaka mol · l –1 · s –1.

Neviendabīgām reakcijām masas iedarbības likuma vienādojums ietver tikai to vielu koncentrācijas, kas atrodas gāzes fāzē vai šķīdumā. Vielas koncentrācija cietajā fāzē ir nemainīga vērtība un ir iekļauta ātruma konstantē, piemēram, ogļu sadegšanas procesam C + O 2 = CO 2 masas iedarbības likums ir uzrakstīts:

υ = k I·const··= k·,

Kur k= k I konst.

Sistēmās, kurās viena vai vairākas vielas ir gāzes, reakcijas ātrums ir atkarīgs arī no spiediena. Piemēram, ja ūdeņradis mijiedarbojas ar joda tvaikiem H 2 + I 2 = 2HI, ķīmiskās reakcijas ātrumu noteiks izteiksme:

υ = k··.

Palielinot spiedienu, piemēram, 4 reizes, tad sistēmas aizņemtais tilpums samazināsies par tādu pašu daudzumu, un līdz ar to katras reaģējošās vielas koncentrācija palielināsies par tādu pašu daudzumu. Reakcijas ātrums šajā gadījumā palielināsies 9 reizes

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras apraksta van Hofa noteikums: ar katriem 10 grādu temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes. Tas nozīmē, ka, paaugstinoties temperatūrai aritmētiskā progresijaķīmiskās reakcijas ātrums palielinās eksponenciāli. Bāze progresēšanas formulā ir reakcijas ātruma temperatūras koeficientsγ, kas parāda, cik reizes palielinās dotās reakcijas ātrums (vai, kas ir tas pats, ātruma konstante), temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem. Matemātiski Van Hofa likumu izsaka ar formulām:

vai

kur un ir reakcijas ātrumi, attiecīgi, sākumā t 1 un pēdējais t 2 temperatūras. Van Hofa likumu var izteikt arī ar šādām attiecībām:

; ; ; ,

kur un ir attiecīgi reakcijas ātrums un ātruma konstante temperatūrā t; un – vienādas vērtības temperatūrā t +10n; n– “desmit grādu” intervālu skaits ( n =(t 2 –t 1)/10), par kuru temperatūra ir mainījusies (var būt vesels vai daļskaitlis, pozitīvs vai negatīvs).

Pārbaudes uzdevums

1. Atrodiet ātruma konstantes vērtību reakcijai A + B -> AB, ja pie vielu A un B koncentrācijām attiecīgi 0,05 un 0,01 mol/l reakcijas ātrums ir 5 10 -5 mol/(l) -min).

2. Cik reizes mainīsies reakcijas 2A + B -> A2B ātrums, ja vielas A koncentrāciju palielina 2 reizes, bet vielas B koncentrāciju samazina 2 reizes?

4. Cik reizes jāpalielina vielas B 2 koncentrācija sistēmā 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g), lai, A vielas koncentrācijai samazinoties 4 reizes. , tiešās reakcijas ātrums nemainās ?

4. Kādu laiku pēc reakcijas sākuma 3A+B->2C+D vielu koncentrācijas bija: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Kādas ir vielu A un B sākotnējās koncentrācijas?

5. Sistēmā CO + C1 2 = COC1 2 koncentrācija tika palielināta no 0,04 līdz 0,12 mol/l, un hlora koncentrācija palielināta no 0,02 līdz 0,06 mol/l. Cik reizes palielinājās uz priekšu vērstās reakcijas ātrums?

6. Reakciju starp vielām A un B izsaka ar vienādojumu: A + 2B → C. Sākotnējās koncentrācijas ir: [A] 0 = 0,04 mol/l, [B] o = 0,05 mol/l. Reakcijas ātruma konstante ir 0,4. Atrast sākotnējais ātrums reakcijas un reakcijas ātrums pēc kāda laika, kad vielas A koncentrācija samazinās par 0,01 mol/l.

7. Kā mainīsies reakcijas 2CO + O2 = 2CO2 ātrums, kas notiek slēgtā traukā, ja spiediens tiek dubultots?

8. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 20 °C līdz 100 °C, ņemot reakcijas ātruma temperatūras koeficienta vērtību, kas vienāda ar 4.

9. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.), ja spiediens sistēmā tiks palielināts 4 reizes;

10. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.), ja sistēmas tilpums tiks samazināts 4 reizes?

11. Kā mainīsies reakcijas 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) ātrums, ja NO koncentrāciju palielinās 4 reizes?

12. Kāds ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, ja, temperatūrai paaugstinoties par 40 grādiem, reakcijas ātrums

palielinās 15,6 reizes?

14. . Atrodiet ātruma konstantes vērtību reakcijai A + B -> AB, ja pie vielu A un B koncentrācijām, kas vienādas attiecīgi ar 0,07 un 0,09 mol/l, reakcijas ātrums ir 2,7 10 -5 mol/(l-min ).

14. Reakciju starp vielām A un B izsaka ar vienādojumu: A + 2B → C. Sākotnējās koncentrācijas ir: [A] 0 = 0,01 mol/l, [B] o = 0,04 mol/l. Reakcijas ātruma konstante ir 0,5. Atrodiet sākotnējo reakcijas ātrumu un reakcijas ātrumu pēc kāda laika, kad vielas A koncentrācija samazinās par 0,01 mol/l.

15. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.), ja spiediens sistēmā tiks dubultots;

16. Sistēmā CO + C1 2 = COC1 2 koncentrācija tika palielināta no 0,05 līdz 0,1 mol/l, un hlora koncentrācija palielināta no 0,04 līdz 0,06 mol/l. Cik reizes palielinājās uz priekšu vērstās reakcijas ātrums?

17. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 20 °C līdz 80 °C, ņemot reakcijas ātruma temperatūras koeficienta vērtību, kas vienāda ar 2.

18. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 40 °C līdz 90 °C, ņemot reakcijas ātruma temperatūras koeficienta vērtību, kas vienāda ar 4.

ĶĪMISKĀ SAITE. MOLEKULU VEIDOŠANĀS UN UZBŪVE

1. Kādus ķīmisko saišu veidus jūs zināt? Sniedziet piemēru jonu saites veidošanai, izmantojot valences saites metodi.

2. Kuru ķīmiskā saite sauc par kovalentu? Kas ir raksturīgs kovalentās saites veidam?

4. Kādas īpašības raksturo kovalentā saite? Parādiet to ar konkrētiem piemēriem.

4. Kāda veida ķīmiskā saite ir H2 molekulās; Cl 2 HC1?

5.Kāda ir saišu būtība molekulās? NCI 4 CS 2, CO 2? Katram no tiem norādiet kopējā elektronu pāra pārvietošanās virzienu.

6. Kādu ķīmisko saiti sauc par jonu? Kas ir raksturīgs jonu veida saitei?

7. Kāda veida saite ir molekulās NaCl, N 2, Cl 2?

8. Iztēlojies visu iespējamie veidi s-orbitāles pārklāšanās ar p-orbitāli;. Šajā gadījumā norādiet saziņas virzienu.

9. Izskaidrojiet donora-akceptora mehānismu kovalentā saite izmantojot fosfonija jonu [PH 4 ]+ veidošanās piemēru.

10. Vai CO molekulās C0 2 saite ir polāra vai nepolāra? Paskaidrojiet. Aprakstiet ūdeņraža saiti.

11. Kāpēc dažas molekulas, kurām ir polārās saites, parasti ir nepolāras?

12.Kovalentais vai jonu tips komunikācija ir raksturīga sekojoši savienojumi: Nal, S0 2 , KF? Kāpēc jonu saite vai ierobežojošais gadījums ir kovalenta?

14. Kas ir metāla savienojums? Kā tas atšķiras no kovalentās saites? Kādas metālu īpašības tas nosaka?

14. Kādas ir saites starp atomiem molekulās; KHF 2, H 2 0, HNO ?

15. Kā izskaidrot lielo saišu stiprību starp atomiem slāpekļa molekulā N2 un ievērojami mazāko stiprību fosfora molekulā P4?

16. Kādu saiti sauc par ūdeņraža saiti? Kāpēc veidojas H2S un HC1 molekulas, atšķirībā no H2O un HF? ūdeņraža saites nav tipiski?

17. Kādu saiti sauc par jonu? Vai jonu saitei ir piesātinājuma un virziena īpašības? Kāpēc tas ir ārkārtējs kovalentās saites gadījums?

18. Kāda veida saite ir molekulās NaCl, N 2, Cl 2?