Enne ülesannete lahendamist peaksite õppima gaasi mahu leidmise valemeid ja reegleid. Pidage meeles Avogadro seadust. Ja gaasi enda mahtu saab arvutada mitme valemi abil, valides nende hulgast sobiva. Õige valemi valimisel suur tähtsus keskkonnatingimused, eelkõige temperatuur ja rõhk.
Avogadro seadus
See ütleb, et sama rõhu ja sama temperatuuri juures sisaldavad samad kogused erinevaid gaase sama palju molekule. Ühes moolis sisalduvate gaasimolekulide arv on Avogadro arv. Sellest seadusest järeldub, et: 1 Kmol (kilomool) ideaalset gaasi ja ükskõik milline, samal rõhul ja temperatuuril (760 mm Hg ja t \u003d 0 * C) võtab alati ühe mahu \u003d 22,4136 m3.
Kuidas määrata gaasi mahtu
- Valemit V=n*Vm leidub ülesannetes kõige sagedamini. Siin on gaasi maht liitrites V, Vm on gaasi molaarmaht (l / mol), mis tavatingimustes = 22,4 l / mol, ja n on aine kogus moolides. Kui tingimustes pole ainehulka, kuid samas on aine mass, siis toimime järgmiselt: n=m/M. Siin on M g / mol (aine molaarmass) ja aine mass grammides on m. Perioodilises tabelis kirjutatakse see iga elemendi alla oma aatommass. Lisage kõik massid ja saate soovitud.
- Niisiis, kuidas arvutada gaasi mahtu. Siin on ülesanne: vesinikkloriidhape lahustage 10 g alumiiniumi. Küsimus: kui palju vesinikku saab eralduda n juures. juures.? Reaktsioonivõrrand näeb välja selline: 2Al + 6HCl (näit.) = 2AlCl3 + 3H2. Kohe alguses leiame alumiiniumi (kogus), mis reageeris valemi järgi: n(Al)=m(Al)/M(Al). Alumiiniumi massi (molaarne) võtame perioodilisustabelist M (Al) \u003d 27 g / mol. Asendusaine: n(Al)=10/27=0,37mol. Alates keemiline võrrand on näha, et 2 mooli alumiiniumi lahustamisel tekkis 3 mooli vesinikku. Tuleks välja arvutada, kui palju vesinikku eraldub 0,4 moolist alumiiniumist: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Asendage valemis olevad andmed ja leidke selle gaasi maht. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.
Rahvusvahelise mõõtühikute süsteemi (SI) üks põhiühikuid on aine koguseühikuks on mool.
sünnimärk – see on selline kogus ainet, mis sisaldab nii palju antud aine struktuuriüksusi (molekule, aatomeid, ioone jne), kui palju on süsinikuaatomeid 0,012 kg (12 g) süsiniku isotoobis 12 KOOS .
Arvestades, et süsiniku absoluutse aatommassi väärtus on m(C) \u003d 1,99 10 26 kg, saate arvutada süsinikuaatomite arvu N A sisaldub 0,012 kg süsinikus.
Mis tahes aine mool sisaldab sama palju selle aine osakesi (struktuuriüksusi). Ühe mooli kogusega aines sisalduvate struktuuriüksuste arv on 6,02 10 23 ja helistas Avogadro number (N A ).
Näiteks üks mool vaske sisaldab 6,02 10 23 vaseaatomit (Cu) ja üks mool vesinikku (H 2) sisaldab 6,02 10 23 vesinikuaatomit.
molaarmass(M) on aine mass, mis on võetud koguses 1 mol.
Molaarmassi tähistatakse tähega M ja selle ühik [g/mol]. Füüsikas kasutatakse mõõtu [kg/kmol].
Üldjuhul langeb aine molaarmassi arvväärtus arvuliselt kokku selle suhtelise molekulaarmassi (suhtelise aatommassi) väärtusega.
Näiteks vee suhteline molekulmass on:
Hr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 am.u.
Vee molaarmassil on sama väärtus, kuid seda väljendatakse g/mol:
M (H2O) = 18 g/mol.
Seega on 6,02 10 23 veemolekuli (vastavalt 2 6,02 10 23 vesinikuaatomit ja 6,02 10 23 hapnikuaatomit) sisaldava veemooli mass 18 grammi. 1 mool vett sisaldab 2 mooli vesinikuaatomeid ja 1 mooli hapnikuaatomeid.
1.3.4. Aine massi ja selle koguse vaheline seos
Teades aine massi ja selle keemilist valemit ning seega ka selle väärtust molaarmass, saate määrata aine koguse ja vastupidi, teades aine kogust, saate määrata selle massi. Selliste arvutuste tegemiseks peaksite kasutama valemeid:
kus ν on aine kogus [mol]; m on aine mass [g] või [kg]; M on aine molaarmass [g/mol] või [kg/kmol].
Näiteks naatriumsulfaadi (Na 2 SO 4) massi leidmiseks koguses 5 mol leiame:
1) Na 2 SO 4 suhtelise molekulmassi väärtus, mis on suhteliste aatommasside ümardatud väärtuste summa:
Hr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,
2) sellega arvuliselt võrdne aine molaarmassi väärtus:
M (Na2SO4) = 142 g/mol,
3) ja lõpuks 5 mooli naatriumsulfaadi mass:
m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g
Vastus: 710.
1.3.5. Aine mahu ja koguse seos
Tavatingimustes (n.o.), s.o. rõhul R , võrdne 101325 Pa (760 mm Hg) ja temperatuur T, võrdne 273,15 K (0 С), hõivab üks mool erinevaid gaase ja aure sama ruumala, võrdne 22,4 l.
Nimetatakse ruumala, mille hõivab 1 mool gaasi või auru n.o molaarne mahtgaas ja selle mõõtmed on liiter mooli kohta.
V mol \u003d 22,4 l / mol.
Teades gaasilise aine kogust (ν ) Ja molaarmahu väärtus (V mol) saate arvutada selle mahu (V) tavatingimustes:
V = ν V mol,
kus ν on aine kogus [mol]; V on gaasilise aine maht [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.
Ja vastupidi, teades helitugevust ( V) gaasilise aine normaaltingimustes, saate arvutada selle koguse (ν) :
Hapete nimetused moodustuvad tsentraalse happeaatomi venekeelsest nimetusest koos sufiksite ja lõppude lisamisega. Kui happe keskse aatomi oksüdatsiooniaste vastab perioodilise süsteemi rühmanumbrile, moodustatakse nimi elemendi nimest pärit kõige lihtsama omadussõna abil: H 2 SO 4 - väävelhape, HMnO 4 - mangaanhape. Kui hapet moodustavatel elementidel on kaks oksüdatsiooniastet, siis vahepealset oksüdatsiooniastet tähistab järelliide -ist-: H 2 SO 3 - väävelhape, HNO 2 - lämmastikhape. Paljude oksüdatsiooniastmetega halogeenhapete nimetuste jaoks kasutatakse erinevaid järelliiteid: tüüpilised näited - HClO 4 - kloor n th hape, HClO 3 - kloor novat th hape, HClO 2 - kloor ist hape, HClO - kloor novatist hape (anoksiidhapet HCl nimetatakse vesinikkloriidhappeks - tavaliselt vesinikkloriidhappeks). Happed võivad oksiidi hüdraativate veemolekulide arvu poolest erineda. sisaldavad happeid suurim arv vesiniku aatomeid nimetatakse ortohapeteks: H 4 SiO 4 - ortosänihape, H 3 PO 4 - fosforhape. 1 või 2 vesinikuaatomit sisaldavaid happeid nimetatakse metahapeteks: H 2 SiO 3 - metaränihape, HPO 3 - metafosforhape. Happeid, mis sisaldavad kahte tsentraalset aatomit, nimetatakse di happed: H 2 S 2 O 7 - diväävelhape, H 4 P 2 O 7 - difosforhape.
Kompleksühendite nimed moodustatakse samamoodi nagu soola nimed, kuid komplekskatioonile või anioonile antakse süstemaatiline nimi, see tähendab, et seda loetakse paremalt vasakule: K 3 - kaaliumheksafluoroferraat (III), SO 4 - tetraamiinvask (II) sulfaat.
Oksiidide nimed on moodustatud sõna "oksiid" ja keskse oksiidi aatomi venekeelse nimetuse genitiivi abil, mis näitab vajadusel elemendi oksüdatsiooniastet: Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid, Fe 2 O 3 - raudoksiid (III).
Põhinimed moodustatud sõnaga "hüdroksiid" ja genitiiv Tsentraalse hüdroksiidi aatomi venekeelne nimetus, mis näitab vajaduse korral elemendi oksüdatsiooniastet: Al (OH) 3 - alumiiniumhüdroksiid, Fe (OH) 3 - raud (III) hüdroksiid.
Vesinikuga ühendite nimetused moodustuvad sõltuvalt nende ühendite happe-aluse omadustest. Vesinikuga gaasiliste hapet moodustavate ühendite puhul kasutatakse nimetusi: H 2 S - sulfaan (vesiniksulfiid), H 2 Se - selaan (vesinikseleniid), HI - vesinikjood; nende lahuseid vees nimetatakse vastavalt vesiniksulfiid-, hüdroseleen- ja vesinikjodiidhappeks. Mõnede vesinikuga ühendite jaoks kasutatakse spetsiaalseid nimetusi: NH 3 - ammoniaak, N 2 H 4 - hüdrasiin, PH 3 - fosfiin. Vesinikuga ühendeid, mille oksüdatsiooniaste on –1, nimetatakse hüdriidideks: NaH on naatriumhüdriid, CaH2 on kaltsiumhüdriid.
Soolade nimetused on moodustatud happejäägi keskse aatomi ladinakeelsest nimetusest koos ees- ja järelliidete lisamisega. Binaarsete (kaheelemendiliste) soolade nimed moodustatakse järelliide abil - id: NaCl - naatriumkloriid, Na 2 S - naatriumsulfiid. Kui hapnikku sisaldava happejäägi keskaatomil on kaks positiivset oksüdatsiooniastet, siis kõrgeim aste oksüdatsiooni tähistab järelliide - juures: Na 2SO 4 - sulf juures naatrium, KNO 3 - nitr juures kaalium ja madalaim oksüdatsiooniaste - järelliide - seda: Na 2SO 3 - sulf seda naatrium, KNO 2 - nitr seda kaalium. Halogeenide hapnikku sisaldavate soolade nimetuse jaoks kasutatakse eesliiteid ja järelliiteid: KClO 4 - sõidurada kloor juures kaalium, Mg (ClO 3) 2 - kloor juures magneesium, KClO 2 - kloor seda kaalium, KClO - hüpo kloor seda kaalium.
Kovalentne küllastussühendustalle- avaldub selles, et s- ja p-elementide ühendites puuduvad paarimata elektronid st kõik aatomite paarimata elektronid moodustavad siduvaid elektronpaare (erandiks on NO, NO 2, ClO 2 ja ClO 3).
Üksikud elektronpaarid (LEP) on elektronid, mis hõivavad paarikaupa aatomiorbitaale. NEP olemasolu määrab anioonide või molekulide võime moodustada elektronpaaride doonoriteks doonor-aktseptor sidemeid.
Paarimata elektronid - aatomi elektronid, mis sisalduvad ükshaaval orbitaalil. S- ja p-elementide puhul määrab paaritute elektronide arv, mitu siduvat elektronpaari võib antud aatom vahetusmehhanismi abil moodustada teiste aatomitega. Valentssideme meetod eeldab, et paaritute elektronide arvu saab suurendada jagamata elektronpaaride abil, kui valentselektroonilisel tasemel on vabu orbitaale. Enamikus s- ja p-elementide ühendites pole paarituid elektrone, kuna kõik aatomite paarimata elektronid moodustavad sidemeid. Siiski eksisteerivad paaritute elektronidega molekulid, näiteks NO, NO 2, need on väga reaktiivsed ja kipuvad paaritute elektronide tõttu moodustama N 2 O 4 tüüpi dimeere.
Normaalne kontsentratsioon - on moolide arv ekvivalendid 1 liitris lahuses.
Tavalised tingimused - temperatuur 273K (0 o C), rõhk 101,3 kPa (1 atm).
Keemiliste sidemete moodustumise vahetus- ja doonor-aktseptormehhanismid. Haridus kovalentsed sidemed aatomite vahel võib toimuda kahel viisil. Kui siduva elektronpaari moodustumine toimub mõlema seotud aatomi paaritute elektronide tõttu, siis seda sideelektronipaari moodustamise meetodit nimetatakse vahetusmehhanismiks – aatomid vahetavad elektrone, pealegi kuuluvad sideelektronid mõlemale seotud aatomile. . Kui siduv elektronpaar moodustub ühe aatomi üksiku elektronpaari ja teise aatomi vaba orbitaali tõttu, siis selline siduva elektronpaari moodustumine on doonor-aktseptor mehhanism (vt joonis 1). valentssideme meetod).
Pöörduvad ioonreaktsioonid - need on reaktsioonid, mille käigus tekivad produktid, mis on võimelised moodustama lähteaineid (kui pidada meeles kirjapandud võrrandit, siis pöörduvate reaktsioonide kohta võib öelda, et need võivad kulgeda mõlemas suunas nõrkade elektrolüütide või halvasti lahustuvate ühendite moodustumisega) . Pöörduvaid ioonreaktsioone iseloomustab sageli mittetäielik muundamine; kuna pöörduva ioonreaktsiooni käigus tekivad molekulid või ioonid, mis põhjustavad nihke algreaktsiooni produktide suunas ehk „aeglustavad” reaktsiooni justkui. Pöörduvaid ioonreaktsioone kirjeldatakse märgiga ⇄ ja pöördumatuid reaktsioone → märgiga. Pöörduva ioonse reaktsiooni näide on reaktsioon H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + ja pöördumatu näide on S 2- + Fe 2+ → FeS.
Oksüdeerijad – ained, milles redoksreaktsioonide käigus mõne elemendi oksüdatsiooniaste väheneb.
Redoks duaalsus - ainete toimevõime redoksreaktsioonid oksüdeeriva ainena või redutseerijana, olenevalt partnerist (näiteks H 2 O 2, NaNO 2).
Redoksreaktsioonid(OVR) - Need on keemilised reaktsioonid, mille käigus muutuvad reagentide elementide oksüdatsiooniastmed.
Redokspotentsiaal - väärtus, mis iseloomustab nii oksüdeerija kui ka redutseerija redoksvõimet (tugevust), mis moodustavad vastava poolreaktsiooni. Seega iseloomustab Cl 2 /Cl - paari redokspotentsiaal, mis on võrdne 1,36 V, molekulaarset kloori oksüdeeriva ainena ja kloriidiooni kui redutseerijat.
Oksiidid - elementide ühendid hapnikuga, milles hapniku oksüdatsiooniaste on -2.
Orientatsiooni interaktsioonid– polaarsete molekulide molekulidevahelised vastasmõjud.
Osmoos - nähtus, kus lahusti molekulid kanduvad poolläbilaskval (ainult lahustit läbilaskval) membraanil madalama lahusti kontsentratsiooni suunas.
Osmootne rõhk - lahuste füüsikalis-keemilised omadused, mis on tingitud membraanide võimest läbida ainult lahusti molekule. Vähem kontsentreeritud lahuse küljelt tulev osmootne rõhk võrdsustab lahusti molekulide läbitungimiskiirused mõlemal pool membraani. Lahuse osmootne rõhk on võrdne gaasi rõhuga, milles molekulide kontsentratsioon on sama, mis osakeste kontsentratsioon lahuses.
Vundamendid Arrheniuse järgi - ained, mis elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus eraldavad hüdroksiidioonid.
Vundamendid Bronstedi järgi -ühendid (molekulid või ioonid nagu S 2-, HS -), mis võivad siduda vesinikioone.
Vundamendid Lewise järgi (Lewise alused) – ühendid (molekulid või ioonid), millel on jagamata elektronpaarid, mis on võimelised moodustama doonor-aktseptor sidemeid. Levinumad Lewise alused on veemolekulid, millel on tugevad doonoromadused.
Kus m on mass, M on molaarmass, V on ruumala.
4. Avogadro seadus. Asutas Itaalia füüsik Avogadro 1811. aastal. Mis tahes gaaside samad mahud, võetuna samal temperatuuril ja samal rõhul, sisaldavad sama arvu molekule.
Seega võib aine koguse mõiste sõnastada: 1 mool ainet sisaldab osakeste arvu, mis on võrdne 6,02 * 10 23 (nimetatakse Avogadro konstandiks)
Selle seaduse tagajärg on see 1 mool mis tahes gaasi hõivab tavatingimustes (P 0 \u003d 101,3 kPa ja T 0 \u003d 298 K) mahu, mis on võrdne 22,4 liitriga.
5. Boyle-Mariotte'i seadus
Konstantsel temperatuuril on antud gaasikoguse maht pöördvõrdeline rõhuga, mille all see on:
6. Gay-Lussaci seadus
Konstantsel rõhul on gaasi ruumala muutus otseselt võrdeline temperatuuriga:
V/T = konst.
7. Gaasi mahu, rõhu ja temperatuuri seost saab väljendada Boyle-Mariotte ja Gay-Lussaci kombineeritud seadus, mida kasutatakse gaasikoguste viimiseks ühest seisundist teise:
P 0, V 0,T 0 - mahurõhk ja temperatuur normaaltingimustes: P 0 =760 mm Hg. Art. või 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)
8. Molekulaarse väärtuse sõltumatu hindamine massid M saab teha kasutades nn ideaalse gaasi olekuvõrrandid või Clapeyroni-Mendelejevi võrrandid :
pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)
Kus R - gaasirõhk suletud süsteemis, V- süsteemi maht, T - gaasi mass T - absoluutne temperatuur, R- universaalne gaasikonstant.
Pange tähele, et konstandi väärtus R võib saada, asendades võrrandiga (1.1) väärtused, mis iseloomustavad ühte mooli N.C. gaasi:
r = (p V) / (T) \u003d (101,325 kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8,31J / mol.K)
Näited probleemide lahendamisest
Näide 1 Gaasi mahu viimine normaaltingimustesse.
Millise mahuga (n.o.) võtab temperatuuril 50 0 C ja rõhul 0,954 × 10 5 Pa 0,4 × 10 -3 m 3 gaasi?
Lahendus. Gaasi mahu normaalseks muutmiseks kasutage üldvalemit, mis ühendab Boyle-Mariotte ja Gay-Lussaci seadused:
pV/T = p 0 V 0 / T 0 .
Gaasi maht (n.o.) on, kus 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.
Kui (n.o.) gaas võtab enda alla 0,32×10 -3 m 3 .
Näide 2 Gaasi suhtelise tiheduse arvutamine selle molekulmassi järgi.
Arvutage etaani C 2 H 6 tihedus vesinikust ja õhust.
Lahendus. Avogadro seadusest järeldub, et ühe gaasi suhteline tihedus teise suhtes on võrdne molekulmasside suhtega ( K h) nendest gaasidest, s.o. D=M1/M2. Kui M 1С2Н6 = 30, M 2 H2 = 2, õhu keskmine molekulmass on 29, siis etaani suhteline tihedus vesiniku suhtes on D H2 = 30/2 =15.
Etaani suhteline tihedus õhus: D õhk= 30/29 = 1,03, s.o. etaan on 15 korda raskem kui vesinik ja 1,03 korda raskem kui õhk.
Näide 3 Gaasisegu keskmise molekulmassi määramine suhtelise tiheduse järgi.
Arvutage 80% metaanist ja 20% hapnikust (mahu järgi) koosneva gaasisegu keskmine molekulmass, kasutades nende gaaside suhtelise tiheduse väärtusi vesiniku suhtes.
Lahendus. Sageli tehakse arvutused segamisreegli järgi, mille kohaselt on gaaside mahtude suhe kahekomponendilises gaasisegus pöördvõrdeline segu tiheduse ja selle segu moodustavate gaaside tiheduste erinevustega. . Tähistagem gaasisegu suhtelist tihedust läbiva vesiniku suhtes D H2. see on suurem kui metaani tihedus, kuid väiksem kui hapniku tihedus:
80D H2 – 640 = 320–20 D H2; D H2 = 9,6.
Selle gaasisegu vesiniku tihedus on 9,6. gaasisegu keskmine molekulmass M H2 = 2 D H2 = 9,6 × 2 = 19,2.
Näide 4 Gaasi molaarmassi arvutamine.
0,327 × 10 -3 m 3 gaasi mass temperatuuril 13 0 C ja rõhul 1,040 × 10 5 Pa on 0,828 × 10 -3 kg. Arvutage gaasi molaarmass.
Lahendus. Mendelejevi-Clapeyroni võrrandi abil saate arvutada gaasi molaarmassi:
Kus m on gaasi mass; M on gaasi molaarmass; R- molaarne (universaalne) gaasikonstant, mille väärtus määratakse aktsepteeritud mõõtühikutega.
Kui rõhku mõõdetakse Pa ja mahtu m 3, siis R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).
3.1. Atmosfääriõhu, tööpiirkonna õhu, aga ka tööstusheitmete ja gaasitorustike süsivesinike mõõtmisel tekib probleem mõõdetud õhu mahtude viimisel normaalsetesse (standardsetesse) tingimustesse. Sageli ei kasutata praktikas õhukvaliteedi mõõtmisel mõõdetud kontsentratsioonide teisendamist normaaltingimustesse, mille tulemuseks on ebausaldusväärsed tulemused.
Siin on väljavõte standardist:
"Mõõtmised viiakse standardtingimustesse järgmise valemi abil:
C 0 \u003d C 1 * P 0 T 1 / R 1 T 0
kus: C 0 - tulemus, väljendatuna massiühikutes õhu ruumalaühiku kohta, kg / cu. m või aine kogus õhu ruumalaühiku kohta, mol / cu. m, standardtemperatuuril ja rõhul;
C 1 - tulemus, väljendatuna massiühikutes õhu ruumalaühiku kohta, kg / cu. m või aine kogus mahuühiku kohta
õhk, mol/cu. m, temperatuuril T 1, K ja rõhul P 1, kPa.
Lihtsustatud kujul normaaltingimustesse viimise valem on kujul (2)
C 1 \u003d C 0 * f, kus f \u003d P 1 T 0 / P 0 T 1
standardne teisendustegur normaliseerimiseks. Õhu ja lisandite parameetreid mõõdetakse erinevatel temperatuuridel, rõhkudel ja niiskusel. Tulemused viivad standardtingimusteni mõõdetud õhukvaliteedi parameetrite võrdlemiseks erinevates kohtades ja erinevates kliimates.
3.2 Tööstuse tavatingimused
Normaaltingimused on standardsed füüsikalised tingimused, millega ainete omadused on tavaliselt korrelatsioonis (standardtemperatuur ja rõhk, STP). Normaalsed tingimused on IUPAC (Rahvusvaheline Praktilise ja Rakenduskeemia Liit) defineeritud järgmiselt: Atmosfäärirõhk 101325 Pa = 760 mm Hg Õhutemperatuur 273,15 K = 0° C.
Standardtingimused (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) on normaalne ümbritseva õhu temperatuur ja rõhk: rõhk 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. St.; temperatuur 298,15 K = 25 °C.
Muud alad.
Õhukvaliteedi mõõtmised.
Tööpiirkonna õhus leiduvate kahjulike ainete kontsentratsioonide mõõtmise tulemused toovad kaasa järgmised tingimused: temperatuur 293 K (20°C) ja rõhk 101,3 kPa (760 mm Hg).
Saasteainete heitkoguste aerodünaamilisi parameetreid tuleb mõõta vastavalt kehtivatele riigistandarditele. Instrumentaalmõõtmiste tulemustest saadud heitgaaside mahud tuleb viia normaaltingimustesse (n.s.): 0 ° C, 101,3 kPa ..
Lennundus.
rahvusvaheline organisatsioon tsiviillennundus(ICAO) defineerib rahvusvahelise standardatmosfääri (ISA) merepinnal temperatuuril 15°C, atmosfäärirõhul 101325 Pa ja suhtelise õhuniiskusega 0%. Neid parameetreid kasutatakse õhusõiduki liikumise arvutamisel.
Gaasimajandus.
Gaasitööstus Venemaa Föderatsioon tarbijatega arveldades kasutab see atmosfääritingimusi vastavalt standardile GOST 2939-63: temperatuur 20 ° C (293,15 K); rõhk 760 mm Hg. Art. (101325 N/m²); õhuniiskus on 0. Seega on GOST 2939-63 järgi ühe kuupmeetri gaasi mass mõnevõrra väiksem kui “keemilistes” tavatingimustes.
Testid
Masinate, instrumentide ja muude tehniliste toodete testimisel võetakse toodete testimisel kliimategurite normaalväärtusteks (tavalised kliimakatsetingimused):
Temperatuur - pluss 25°±10°С; Suhteline õhuniiskus - 45-80%
Atmosfäärirõhk 84-106 kPa (630-800 mmHg)
Mõõtevahendite kontrollimine
Enamlevinud normaalmõjutavate suuruste nimiväärtused valitakse järgmiselt: Temperatuur - 293 K (20°C), atmosfäärirõhk - 101,3 kPa (760 mmHg).
Ratings
Õhukvaliteedi standardite kehtestamise juhised näitavad, et välisõhu MPC-d seatakse normaalsetes sisetingimustes, s.o. 20 C ja 760 mm. rt. Art.
^ Aine molaarmass ja molaarmaht. Molaarmass on aine mooli mass. See arvutatakse aine massi ja koguse kaudu järgmise valemi järgi:Mv \u003d K · Hr (1)
Kus: K - proportsionaalsuskoefitsient, võrdne 1g / mol.
Tõepoolest, süsiniku isotoobi 12 6 С Ar = 12 ja aatomite molaarmass (vastavalt mõiste "mol" määratlusele) on 12 g / mol. Järelikult on kahe massi arvväärtused samad ja seega K = 1. Sellest järeldub, et aine molaarmassil, väljendatuna grammides mooli kohta, on sama arvväärtus kui selle suhtelisel molekulmassil(aatomi) kaal. Seega on vesiniku aatommass 1,008 g/mol, molekulaarne vesinik 2,016 g/mol ja molekulaarne hapnik 31,999 g/mol.
Avogadro seaduse kohaselt hõivab samadel tingimustel sama arv molekule mis tahes gaasis sama ruumala. Teisest küljest sisaldab 1 mool mis tahes ainet (definitsiooni järgi) sama palju osakesi. Sellest järeldub, et teatud temperatuuril ja rõhul hõivab 1 mool mis tahes gaasilises olekus olevat ainet sama mahu.
Aine hõivatud ruumala ja selle koguse suhet nimetatakse aine molaarmahuks. Normaaltingimustes (101,325 kPa; 273 K) on iga gaasi molaarmaht 22,4l/mol(täpsemalt Vn = 22,4 l/mol). See väide kehtib sellise gaasi kohta, kui selle molekulide muud tüüpi vastastikmõju, välja arvatud nende elastne kokkupõrge, võib tähelepanuta jätta. Selliseid gaase nimetatakse ideaalseteks. Sest mitte ideaalsed gaasid, mida nimetatakse reaalseks, on molaarmahud erinevad ja erinevad mõnevõrra täpsest väärtusest. Kuid enamikul juhtudel mõjutab erinevus ainult neljandat ja järgnevaid olulisi arve.
Gaasi mahtude mõõtmine toimub tavaliselt tavapärastel tingimustel. Gaasi mahu normaalseks muutmiseks võite kasutada võrrandit, mis ühendab gaasiseadused Boyle – Mariotte ja Gay – Lussac:
pV / T = p 0 V 0 / T 0
kus: V on gaasi maht rõhul p ja temperatuuril T;
V 0 on gaasi maht normaalrõhul p 0 (101,325 kPa) ja temperatuuril T 0 (273,15 K).
Gaaside molaarmassi saab arvutada ka ideaalse gaasi olekuvõrrandi abil - Clapeyron-Mendelejevi võrrandiga:
pV = m B RT / M B ,
Kus: p – gaasirõhk, Pa;
V on selle maht, m 3;
M B - aine mass, g;
M B on selle molaarmass, g/mol;
T on absoluutne temperatuur, K;
R on universaalne gaasikonstant, võrdne 8,314 J / (mol K).
Kui gaasi ruumala ja rõhk on väljendatud teistes ühikutes, saab gaasikonstandi väärtus Clapeyron-Mendelejevi võrrandis teistsuguse väärtuse. Seda saab arvutada valemiga, mis tuleneb gaasilise oleku kombineeritud seadusest aine mooli kohta tavatingimustes ühe mooli gaasi kohta:
R = (p 0 V 0 / T 0)
Näide 1 Väljendage moolides: a) 6,0210 21 CO 2 molekuli; b) 1,2010 24 hapnikuaatomit; c) 2,0010 23 veemolekuli. Mis on nende ainete molaarmass?
Lahendus. Mool on aine kogus, mis sisaldab mis tahes konkreetset tüüpi osakesi, mis on võrdne Avogadro konstandiga. Seega a) 6.0210 21 s.o. 0,01 mol; b) 1,2010 24, s.o. 2 mol; c) 2,0010 23, s.o. 1/3 mol. Aine mooli massi väljendatakse ühikutes kg/mol või g/mol. Aine molaarmass grammides on arvuliselt võrdne selle suhtelise molekulmassiga (aatommassiga), mida väljendatakse aatommassi ühikutes (a.m.u.).
Kuna CO 2 ja H 2 O molekulmassid ning hapniku aatommass on vastavalt 44; 18 ja 16 amu, siis on nende molaarmassid: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.
Näide 2 Arvutage väävelhappe molekuli absoluutmass grammides.
Lahendus. Mis tahes aine mool (vt näide 1) sisaldab struktuuriüksuste (meie näites molekulide) Avogadro konstanti N A. H2SO4 molaarmass on 98,0 g/mol. Seetõttu on ühe molekuli mass 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.
Molaarne maht- aine ühe mooli ruumala, väärtus, mis saadakse molaarmassi jagamisel tihedusega. Iseloomustab molekulide pakkimistihedust.
Tähendus N A = 6,022… × 10 23 Seda nimetatakse Avogadro numbriks Itaalia keemiku Amedeo Avogadro järgi. See on universaalne konstant mis tahes aine väikseimate osakeste jaoks.
Just see molekulide arv sisaldab 1 mooli hapnikku O 2, sama palju aatomeid 1 moolis rauas (Fe), molekule 1 moolis vees H 2 O jne.
Avogadro seaduse kohaselt 1 mool ideaalset gaasi kl normaalsetes tingimustes on sama helitugevusega Vm\u003d 22.413 996 (39) l. Tavatingimustes on enamik gaase ideaalilähedased, seega kõik viiteteave molaarmahu kohta keemilised elemendid Termin "kondenseeritud faasid" viitab nende kondenseerunud faasidele, kui pole öeldud teisiti
