A problémák megoldása előtt meg kell tanulnia a képleteket és szabályokat a gáz térfogatának meghatározásához. Emlékezz Avogadro törvényére. És maga a gáz térfogata több képlet segítségével is kiszámítható, kiválasztva a megfelelőt közülük. A megfelelő formula kiválasztásakor nagyon fontos környezeti feltételek, különösen a hőmérséklet és a nyomás.

Avogadro törvénye

Azt mondja, hogy ugyanazon a nyomáson és azonos hőmérsékleten, azonos térfogatú különböző gázok ugyanannyi molekulát tartalmaznak. Az egy mólban lévő gázmolekulák száma Avogadro száma. Ebből a törvényből következik, hogy: 1 Kmol (kilomol) ideális gáz, és bármely, azonos nyomáson és hőmérsékleten (760 Hgmm és t \u003d 0 * C) mindig egy térfogatot \u003d 22,4136 m3-t foglal el.

Hogyan határozzuk meg a gáz térfogatát

• A V=n*Vm képlet leggyakrabban a feladatokban található meg. Itt a gáz térfogata literben V, Vm a gáz moláris térfogata (l / mol), amely normál körülmények között = 22,4 l / mol, és n az anyag mennyisége molban. Amikor a feltételek között nincs anyagmennyiség, ugyanakkor tömeg van, akkor a következőképpen járunk el: n=m/M. Itt M g / mol (az anyag moláris tömege), és az anyag tömege grammban m. A periódusos rendszerben minden elem alá írjuk, mint annak atomtömeg. Adja össze az összes masszát, és kapja meg a kívánt mennyiséget.
• Tehát hogyan kell kiszámítani a gáz térfogatát. Íme a feladat: sósav oldjunk fel 10 g alumíniumot. Kérdés: mennyi hidrogén szabadulhat fel n. nál nél.? A reakcióegyenlet így néz ki: 2Al + 6HCl (pl.) = 2AlCl3 + 3H2. A legelején találunk alumíniumot (mennyiség), amely a következő képlet szerint reagált: n(Al)=m(Al)/M(Al). Az alumínium tömegét (moláris) az M periódusos rendszerből vesszük (Al) \u003d 27 g / mol. Helyettesítő: n(Al)=10/27=0,37mol. Tól től kémiai egyenlet látható, hogy 2 mol alumínium feloldásával 3 mol hidrogén keletkezett. Ki kell számolni, hogy 0,4 mol alumíniumból mennyi hidrogén szabadul fel: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Helyettesítse be az adatokat a képletben, és keresse meg ennek a gáznak a térfogatát. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

A Nemzetközi Mértékegységrendszer (SI) egyik alapegysége az az anyag mennyiségi egysége a mól.

anyajegy – ez egy olyan mennyiségű anyag, amely egy adott anyagból annyi szerkezeti egységet (molekulát, atomot, iont stb.) tartalmaz, ahány szénatom van 0,012 kg (12 g) szénizotópban 12 VAL VEL .

Tekintettel arra, hogy a szén abszolút atomtömegének értéke m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, kiszámolhatja a szénatomok számát N A 0,012 kg szénben található.

Bármely anyag egy mólja ugyanannyi részecskét (szerkezeti egységet) tartalmaz. Az egy mólnyi anyagban található szerkezeti egységek száma 6,02 10 23 és felhívott Avogadro száma (N A ).

Például egy mól réz 6,02 10 23 rézatomot (Cu) tartalmaz, egy mól hidrogén (H 2) pedig 6,02 10 23 hidrogénmolekulát tartalmaz.

moláris tömeg(M) egy 1 mol mennyiségben vett anyag tömege.

A moláris tömeget M betű jelöli, mértékegysége [g/mol]. A fizikában a [kg/kmol] dimenziót használják.

Általános esetben egy anyag moláris tömegének számértéke számszerűen egybeesik relatív molekula (relatív atom) tömegének értékével.

Például a víz relatív molekulatömege:

Mr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 am.u.

A víz moláris tömege azonos értékű, de g/mol-ban van kifejezve:

M (H2O) = 18 g/mol.

Így egy mól víz, amely 6,02 10 23 vízmolekulát (2 6,02 10 23 hidrogénatomot és 6,02 10 23 oxigénatomot) tartalmaz, tömege 18 gramm. 1 mol víz 2 mol hidrogénatomot és 1 mol oxigénatomot tartalmaz.

1.3.4. Az anyag tömege és mennyisége közötti kapcsolat

Ismerve egy anyag tömegét és kémiai képletét, és így értékét moláris tömeg, meghatározhatja az anyag mennyiségét, és fordítva, egy anyag mennyiségének ismeretében meghatározhatja a tömegét. Az ilyen számításokhoz a következő képleteket kell használnia:

ahol ν az anyag mennyisége, [mol]; m az anyag tömege [g] vagy [kg]; M az anyag moláris tömege [g/mol] vagy [kg/kmol].

Például, hogy megtaláljuk a nátrium-szulfát (Na 2 SO 4) tömegét 5 mol mennyiségben, azt találjuk:

1) a Na 2 SO 4 relatív molekulatömegének értéke, amely a relatív atomtömegek kerekített értékeinek összege:

Mr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) az anyag móltömegének értéke számszerűen ezzel egyenlő:

M (Na 2SO 4) = 142 g/mol,

3) és végül 5 mol nátrium-szulfát tömege:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Válasz: 710.

1.3.5. Egy anyag térfogata és mennyisége közötti kapcsolat

Normál körülmények között (n.o.), pl. nyomáson R 101325 Pa (760 Hgmm), és a hőmérséklet T, 273,15 K (0 С), egy mól különböző gázok és gőzök ugyanazt a térfogatot foglalják el, egyenlő 22,4 l.

Az 1 mól gáz vagy gőz által elfoglalt térfogatot n.o-n nevezzük moláris térfogatgáz, mérete pedig egy liter/mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

A gáz halmazállapotú anyag mennyiségének ismeretében (ν ) És moláris térfogatérték (V mol) normál körülmények között kiszámíthatja térfogatát (V):

V = ν V mol,

ahol ν az anyag mennyisége [mol]; V a gáz halmazállapotú anyag térfogata [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Ezzel szemben a hangerő ismeretében ( V) gáz halmazállapotú anyag normál körülmények között, kiszámíthatja mennyiségét (ν) :

A savak nevei a központi savatom orosz nevéből képződnek utótagok és végződések hozzáadásával. Ha a sav központi atomjának oxidációs állapota megfelel a periódusos rendszer csoportszámának, akkor a név az elem nevéből a legegyszerűbb melléknévvel keletkezik: H 2 SO 4 - kénsav, HMnO 4 - mangánsav. Ha a savképző elemeknek két oxidációs állapota van, akkor a közbenső oxidációs állapotot az -ist- utótag jelzi: H 2 SO 3 - kénsav, HNO 2 - salétromsav. A sok oxidációs állapotú halogénsavak neveihez különféle utótagokat használnak: tipikus példák - HClO 4 - klór n th sav, HClO 3 - klór novat th sav, HClO 2 - klór ist sav, HClO - klór novatista sav (az anoxikus savat HCl nevezik sósavnak – általában sósavnak). A savak eltérőek lehetnek az oxidot hidratáló vízmolekulák számában. savakat tartalmazó legnagyobb számban a hidrogénatomokat ortosavnak nevezzük: H 4 SiO 4 - ortokovasav, H 3 PO 4 - foszforsav. Az 1 vagy 2 hidrogénatomot tartalmazó savakat metasavnak nevezzük: H 2 SiO 3 - metakovasav, HPO 3 - metafoszforsav. A két központi atomot tartalmazó savakat nevezzük di savak: H 2 S 2 O 7 - dikénsav, H 4 P 2 O 7 - difoszforsav.

Az összetett vegyületek nevei ugyanúgy keletkeznek, mint sónevek, de a komplex kationnak vagy anionnak szisztematikus nevet adunk, vagyis jobbról balra olvassuk: K 3 - kálium-hexafluoroferrát (III), SO 4 - tetraamin réz(II)-szulfát.

Az oxidok nevei az "oxid" szó és a központi oxidatom orosz nevének genitív kisbetűje felhasználásával jönnek létre, szükség esetén jelezve az elem oxidációs fokát: Al 2 O 3 - alumínium-oxid, Fe 2 O 3 - vas-oxid (III).

Alapnevek a "hidroxid" szóval képzett és birtokos A központi hidroxid atom orosz neve, amely szükség esetén jelzi az elem oxidációs fokát: Al (OH) 3 - alumínium-hidroxid, Fe (OH) 3 - vas (III) hidroxid.

A hidrogénnel rendelkező vegyületek nevei ezeknek a vegyületeknek a sav-bázis tulajdonságaitól függően keletkeznek. A hidrogénnel gáznemű savképző vegyületek esetében a következő neveket használjuk: H 2 S - szulfán (hidrogén-szulfid), H 2 Se - szelán (hidrogén-szelenid), HI - hidrogén-jód; vizes oldataikat hidrogén-szulfidnak, hidroszelénsavnak, illetve hidrogén-jodidnak nevezik. Néhány hidrogénnel rendelkező vegyület esetében speciális neveket használnak: NH 3 - ammónia, N 2 H 4 - hidrazin, PH 3 - foszfin. A –1 oxidációs állapotú hidrogént tartalmazó vegyületeket hidrideknek nevezzük: NaH nátrium-hidrid, CaH 2 kalcium-hidrid.

A sók nevei a savmaradék központi atomjának latin nevéből jönnek létre elő- és utótagok hozzáadásával. A bináris (két elemű) sók nevét a - utótaggal képezzük id: NaCl - nátrium-klorid, Na 2 S - nátrium-szulfid. Ha egy oxigéntartalmú savmaradék központi atomjának két pozitív oxidációs állapota van, akkor legmagasabb fokozat az oxidációt az utótag jelzi - nál nél: Na 2 SO 4 - szulf nál nél nátrium, KNO 3 - nitr nál nél kálium, és a legalacsonyabb oxidációs állapot - az utótag - azt: Na 2 SO 3 - szulf azt nátrium, KNO 2 - nitr azt kálium. A halogének oxigéntartalmú sóinak elnevezésére elő- és utótagokat használnak: KClO 4 - sáv klór nál nél kálium, Mg (ClO 3) 2 - klór nál nél magnézium, KClO 2 - klór azt kálium, KClO - hypo klór azt kálium.

Kovalens telítésskapcsolatneki- abban nyilvánul meg, hogy az s- és p-elemek vegyületeiben nincs párosítatlan elektronok, azaz az atomok összes párosítatlan elektronja kötőelektronpárt alkot (kivétel a NO, NO 2, ClO 2 és ClO 3).

A magányos elektronpárok (LEP) olyan elektronok, amelyek párban foglalják el az atompályákat. A NEP jelenléte meghatározza az anionok vagy molekulák azon képességét, hogy elektronpárok donorjaként donor-akceptor kötéseket hozzanak létre.

Páratlan elektronok - egy atom elektronjai, amelyek egyenként vannak a pályán. Az s- és p-elemeknél a párosítatlan elektronok száma határozza meg, hogy egy adott atom hány kötő elektronpárt tud kialakítani más atomokkal a cseremechanizmus révén. A vegyértékkötés módszere azt feltételezi, hogy a párosítatlan elektronok száma megosztatlan elektronpárokkal növelhető, ha a vegyértékelektronikus szinten üres pályák vannak. A legtöbb s- és p-elemből álló vegyületben nincsenek párosítatlan elektronok, mivel az atomok minden páratlan elektronja kötést alkot. Léteznek azonban párosítatlan elektronokat tartalmazó molekulák, például NO, NO 2, nagyon reaktívak és hajlamosak N 2 O 4 típusú dimereket képezni a párosítatlan elektronok miatt.

Normál koncentráció - az anyajegyek száma egyenértékűek 1 liter oldatban.

Normál körülmények - hőmérséklet 273K (0 o C), nyomás 101,3 kPa (1 atm).

A kémiai kötésképződés csere- és donor-akceptor mechanizmusai. Oktatás kovalens kötések az atomok között kétféleképpen fordulhat elő. Ha a kötő elektronpár kialakulása mindkét kötött atom párosítatlan elektronjai miatt következik be, akkor a kötő elektronpár képzésének ezt a módját cseremechanizmusnak nevezzük - az atomok elektronokat cserélnek, ráadásul a kötő elektronok mindkét kötött atomhoz tartoznak. . Ha a kötő elektronpár az egyik atom magányos elektronpárja és egy másik atom üres pályája miatt jön létre, akkor a kötő elektronpár ilyen kialakulása donor-akceptor mechanizmus (lásd az 1. ábrát). vegyértékkötés módszer).

Reverzibilis ionos reakciók - ezek olyan reakciók, amelyek során olyan termékek keletkeznek, amelyek képesek kiindulási anyagok képzésére (ha az írott egyenletet tartjuk szem előtt, akkor a reverzibilis reakciókról azt mondhatjuk, hogy mindkét irányban lezajlhatnak gyenge elektrolitok vagy rosszul oldódó vegyületek) . A reverzibilis ionos reakciókat gyakran a nem teljes átalakulás jellemzi; hiszen egy reverzibilis ionos reakció során olyan molekulák vagy ionok képződnek, amelyek a kezdeti reakciótermékek felé eltolódást okoznak, vagyis mintegy „lelassítják” a reakciót. A reverzibilis ionos reakciókat a ⇄ jellel, az irreverzibilis reakciókat a → jellel írjuk le. Reverzibilis ionos reakcióra példa a H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, az irreverzibilisre pedig az S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidálószerek – olyan anyagok, amelyekben a redoxreakciók során egyes elemek oxidációs állapota csökken.

Redox kettősség - az anyagok hatásos képessége redox reakciók oxidálószerként vagy redukálószerként, partnertől függően (például H 2 O 2, NaNO 2).

Redox reakciók(OVR) - Ezek olyan kémiai reakciók, amelyek során a reaktánsok elemeinek oxidációs állapota megváltozik.

Redoxpotenciál - olyan érték, amely mind az oxidálószer, mind a redukálószer redox képességét (erősségét) jellemzi, amelyek a megfelelő félreakciót alkotják. Így a Cl 2 /Cl - pár redox potenciálja, amely 1,36 V, a molekuláris klórt oxidálószerként, a kloridiont pedig redukálószerként jellemzi.

oxidok - elemek oxigénnel alkotott vegyületei, amelyekben az oxigén oxidációs állapota -2.

Orientációs interakciók– poláris molekulák intermolekuláris kölcsönhatásai.

ozmózis - az oldószermolekulák féligáteresztő (csak oldószeráteresztő) membránon történő átvitelének jelensége az alacsonyabb oldószerkoncentráció felé.

ozmotikus nyomás - Az oldatok fizikai-kémiai tulajdonságai, mivel a membránok csak az oldószermolekulákat képesek átadni. A kevésbé tömény oldat oldaláról fellépő ozmotikus nyomás kiegyenlíti az oldószermolekulák behatolási sebességét a membrán mindkét oldalán. Egy oldat ozmózisnyomása megegyezik egy olyan gáz nyomásával, amelyben a molekulák koncentrációja megegyezik az oldatban lévő részecskék koncentrációjával.

Alapok Arrhenius szerint - olyan anyagok, amelyek az elektrolitikus disszociáció során hidroxidionokat hasítanak le.

Bronsted szerinti alapok - olyan vegyületek (molekulák vagy ionok, mint pl. S 2-, HS -), amelyek hidrogénionokat tudnak kötni.

Alapok Lewis szerint (Lewis-bázisok) – nem megosztott elektronpárokkal rendelkező vegyületek (molekulák vagy ionok), amelyek képesek donor-akceptor kötések kialakítására. A leggyakoribb Lewis-bázis a vízmolekulák, amelyek erős donor tulajdonságokkal rendelkeznek.

Ahol m a tömeg, M a moláris tömeg, V a térfogat.

4. Avogadro törvénye. Avogadro olasz fizikus alapította 1811-ben. Bármely gáz azonos térfogata, azonos hőmérsékleten és nyomáson mérve, ugyanannyi molekulát tartalmaz.

Így az anyag mennyiségének fogalma megfogalmazható: 1 mól anyag 6,02 * 10 23-nak megfelelő számú részecskét tartalmaz (ezt Avogadro-állandónak nevezik)

Ennek a törvénynek az a következménye 1 mol gáz normál körülmények között (P 0 \u003d 101,3 kPa és T 0 \u003d 298 K) 22,4 liternek megfelelő térfogatot foglal el.

5. Boyle-Mariotte törvény

Állandó hőmérsékleten egy adott mennyiségű gáz térfogata fordítottan arányos azzal a nyomással, amely alatt:

6. Meleg-Lussac törvénye

Állandó nyomáson a gáz térfogatának változása egyenesen arányos a hőmérséklettel:

V/T = állandó.

7. A gáz térfogata, nyomása és hőmérséklete közötti összefüggés kifejezhető Boyle-Mariotte és Gay-Lussac egyesített törvénye, amelyet arra használnak, hogy a gázmennyiséget egyik állapotból a másikba vigyék át:

P 0, V 0,T 0 - térfogati nyomás és hőmérséklet normál körülmények között: P 0 =760 Hgmm. Művészet. vagy 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. A molekuláris érték független felmérése tömegek M segítségével lehet elvégezni az ún állapotegyenletek ideális gázra vagy a Clapeyron-Mengyelejev egyenletek :

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

Ahol R - gáznyomás zárt rendszerben, V- a rendszer térfogata, T - gáz tömege T - abszolút hőmérséklet, R- univerzális gázállandó.

Vegye figyelembe, hogy az állandó értéke Rúgy kaphatjuk meg, hogy az (1.1) egyenletbe behelyettesítjük az egy mól gázt N.C.-on jellemző értékeket:

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

Példák problémamegoldásra

1. példa A gáz térfogatának normalizálása.

Mekkora térfogatú (n.o.) fog elfoglalni 0,4×10 -3 m 3 gázt 50 0 C-on és 0,954×10 5 Pa nyomáson?

Megoldás. A gáz térfogatának normál állapotba hozásához használja az általános képletet, amely egyesíti Boyle-Mariotte és Gay-Lussac törvényeit:

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

A gáz térfogata (n.o.) ahol 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.

Amikor (n.o.) gáz 0,32×10 -3 m 3 térfogatot foglal el.

2. példa Egy gáz relatív sűrűségének kiszámítása a molekulatömegéből.

Számítsa ki az etán C 2 H 6 sűrűségét hidrogénből és levegőből!

Megoldás. Avogadro törvényéből következik, hogy az egyik gáz relatív sűrűsége a másikhoz képest egyenlő a molekulatömegek arányával ( M h) ezen gázok közül, azaz D=M1/M2. Ha M 1С2Н6 = 30, M 2 H2 = 2, a levegő átlagos molekulatömege 29, akkor az etán hidrogénhez viszonyított relatív sűrűsége D H2 = 30/2 =15.

Az etán relatív sűrűsége levegőben: D levegő= 30/29 = 1,03, azaz Az etán 15-ször nehezebb a hidrogénnél és 1,03-szor nehezebb a levegőnél.

3. példa Gázelegy átlagos molekulatömegének meghatározása relatív sűrűséggel.

Számítsa ki a 80% metánt és 20% oxigént tartalmazó gázkeverék átlagos molekulatömegét (térfogat szerint) a gázok hidrogénhez viszonyított relatív sűrűségének értékeivel.

Megoldás. A számításokat gyakran a keverési szabály szerint végzik, amely az, hogy egy kétkomponensű gázelegyben a gázok térfogatának aránya fordítottan arányos a keverék sűrűsége és a keveréket alkotó gázok sűrűsége közötti különbségekkel. . Jelöljük a gázelegy relatív sűrűségét az átmenő hidrogénhez viszonyítva D H2. nagyobb lesz, mint a metán sűrűsége, de kisebb, mint az oxigén sűrűsége:

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

Ennek a gázelegynek a hidrogénsűrűsége 9,6. a gázelegy átlagos molekulatömege M H2 = 2 D H2 = 9,6 × 2 = 19,2.

4. példa A gáz moláris tömegének kiszámítása.

A 0,327 × 10 -3 m 3 gáz tömege 13 0 C-on és 1,040 × 10 5 Pa nyomáson 0,828 × 10 -3 kg. Számítsa ki a gáz moláris tömegét!

Megoldás. A Mengyelejev-Clapeyron egyenlet segítségével kiszámíthatja a gáz moláris tömegét:

Ahol m a gáz tömege; M a gáz moláris tömege; R- moláris (univerzális) gázállandó, melynek értékét az elfogadott mértékegységek határozzák meg.

Ha a nyomást Pa-ban, a térfogatot m 3 -ben mérjük, akkor R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

3.1. A légköri levegő, a munkaterület levegőjének, valamint az ipari kibocsátások és a gázvezetékekben lévő szénhidrogének mérése során probléma merül fel a mért levegő mennyiségének normál (standard) állapotba hozásával. A gyakorlatban a levegőminőségi mérések során gyakran nem alkalmazzák a mért koncentrációk normál körülményekre való átszámítását, ami megbízhatatlan eredményeket eredményez.

Íme egy részlet a szabványból:

"A méréseket a következő képlet segítségével állítják szabványos feltételekre:

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

ahol: C 0 - az eredmény tömegegységben egységnyi levegőtérfogatban kifejezve, kg / cu. m, vagy az egységnyi levegő térfogatára jutó anyag mennyisége, mol / cu. m, normál hőmérsékleten és nyomáson;

C 1 - az eredmény tömegegységben kifejezve egységnyi levegőtérfogatban, kg / cu. m, vagy az egységnyi térfogatra eső anyagmennyiség

levegő, mol/cu. m, T 1, K hőmérsékleten és P 1 nyomáson, kPa.

A normál feltételekhez való hozzáigazítás képlete egyszerűsített formában a következő: (2)

C 1 \u003d C 0 * f, ahol f = P 1 T 0 / P 0 T 1

standard konverziós tényező a normalizáláshoz. A levegő és a szennyeződések paramétereit különböző hőmérsékleteken, nyomásokon és páratartalom mellett mérik. Az eredmények standard feltételekhez vezetnek a különböző helyeken és különböző éghajlatokon mért levegőminőségi paraméterek összehasonlításához.

3.2 Ipari normál körülmények

A normál körülmények azok a standard fizikai feltételek, amelyekkel az anyagok tulajdonságai általában korrelálnak (standard hőmérséklet és nyomás, STP). A normál körülményeket az IUPAC (International Union of Practical and Applied Chemistry) a következőképpen határozza meg: Légköri nyomás 101325 Pa = 760 Hgmm Levegő hőmérséklet 273,15 K = 0° C.

A szabványos feltételek (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) a normál környezeti hőmérséklet és nyomás: nyomás 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. St.; hőmérséklet 298,15 K = 25 °C.

Más területek.

Levegőminőség mérések.

A munkaterület levegőjében lévő káros anyagok koncentrációjának mérési eredményei a következő feltételekhez vezetnek: 293 K (20°C) hőmérséklet és 101,3 kPa (760 Hgmm) nyomás.

A szennyezőanyag-kibocsátás aerodinamikai paramétereit a mindenkori állami szabványoknak megfelelően kell mérni. A műszeres mérések eredményeiből kapott kipufogógáz-térfogatot normál állapotra kell állítani (n.s.): 0 °C, 101,3 kPa ..

Repülés.

nemzetközi szervezet polgári repülés(ICAO) határozza meg a nemzetközi szabványos légkört (ISA) tengerszinten 15°C hőmérsékleten, 101325 Pa légköri nyomáson és 0%-os relatív páratartalom mellett. Ezeket a paramétereket a repülőgépek mozgásának kiszámításakor használják.

Gázgazdaság.

Gázipar Orosz Föderáció fogyasztókkal rendelkező településeken a GOST 2939-63 szerinti légköri feltételeket használja: hőmérséklet 20 ° C (293,15 K); nyomás 760 Hgmm. Művészet. (101325 N/m²); páratartalom 0. Így egy köbméter gáz tömege a GOST 2939-63 szerint valamivel kisebb, mint „kémiai” normál körülmények között.

Tesztek

Gépek, műszerek és egyéb műszaki termékek tesztelésekor az alábbiakat veszik az éghajlati tényezők normál értékének a termékek tesztelésekor (normál klimatikus vizsgálati körülmények):

Hőmérséklet - plusz 25°±10°С; Relatív páratartalom - 45-80%

Légköri nyomás 84-106 kPa (630-800 Hgmm)

Mérőműszerek hitelesítése

A leggyakoribb normál befolyásoló mennyiségek névleges értékei a következők szerint vannak kiválasztva: Hőmérséklet - 293 K (20°C), légköri nyomás - 101,3 kPa (760 Hgmm).

Jegyrendszer

A levegőminőségi szabványok meghatározására vonatkozó irányelvek azt jelzik, hogy a környezeti levegő MPC-it normál beltéri körülmények között állítják be, pl. 20 C és 760 mm. rt. Művészet.

^ Egy anyag moláris tömege és moláris térfogata. A moláris tömeg az anyag egy móljának tömege. Kiszámítása az anyag tömege és mennyisége alapján történik a következő képlet szerint:

Mv \u003d K · Mr (1)

Ahol: K - arányossági együttható, egyenlő 1g / mol.

Valójában a szénizotóp 12 6 С Ar = 12, és az atomok moláris tömege (a „mol” fogalmának meghatározása szerint) 12 g / mol. Következésképpen a két tömeg számértéke megegyezik, tehát K = 1. Ebből következik, hogy az anyag gramm/mol-ban kifejezett moláris tömege ugyanazzal a számértékkel rendelkezik, mint a relatív molekulatömege(atom) súly.Így az atomos hidrogén moláris tömege 1,008 g/mol, a hidrogén molekulatömege 2,016 g/mol, és a molekuláris oxigén 31,999 g/mol.

Avogadro törvénye szerint bármely gázból ugyanannyi molekula azonos térfogatot foglal el azonos körülmények között. Másrészt bármely anyag 1 mólja (definíció szerint) ugyanannyi részecskét tartalmaz. Ebből következik, hogy egy bizonyos hőmérsékleten és nyomáson 1 mól bármely gáz halmazállapotú anyagból azonos térfogatot foglal el.

Az anyag által elfoglalt térfogat és mennyiség arányát az anyag moláris térfogatának nevezzük. Normál körülmények között (101,325 kPa; 273 K) bármely gáz moláris térfogata 22,4l/mol(pontosabban Vn = 22,4 l/mol). Ez az állítás egy olyan gázra igaz, amikor molekuláinak más típusú kölcsönhatása egymással, kivéve rugalmas ütközésüket, elhanyagolható. Az ilyen gázokat ideálisnak nevezzük. Mert nem ideális gázok, amelyet valósnak neveznek, a moláris térfogatok eltérnek és némileg eltérnek a pontos értéktől. A legtöbb esetben azonban a különbség csak a negyedik és az azt követő jelentős számokat érinti.

A gázmennyiség mérését általában a szokásostól eltérő körülmények között végzik. A gáz térfogatának normál állapotba állításához használhatja a kombinált egyenletet gáztörvények Boyle – Mariotte és Gay – Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

ahol: V a gáz térfogata p nyomáson és T hőmérsékleten;

V 0 a gáz térfogata normál nyomáson p 0 (101,325 kPa) és T 0 hőmérsékleten (273,15 K).

A gázok moláris tömege az ideális gáz állapotegyenletével is kiszámítható - a Clapeyron-Mendeleev egyenlet segítségével:

pV = m B RT / M B ,

ahol: p – gáznyomás, Pa;

V a térfogata, m 3;

M B - anyag tömege, g;

M B a moláris tömege, g/mol;

T az abszolút hőmérséklet, K;

R az univerzális gázállandó, egyenlő 8,314 J / (mol K).

Ha a gáz térfogatát és nyomását más mértékegységekben fejezzük ki, akkor a Clapeyron-Mendeleev egyenletben a gázállandó értéke más értéket vesz fel. Kiszámítható a következő képlettel: a gáz halmazállapotának kombinált törvénye egy mól anyagra normál körülmények között egy mól gázra:

R = (p 0 V 0 / T 0)

1. példa Mólban kifejezve: a) 6,0210 21 CO 2 molekula; b) 1,2010 24 oxigénatom; c) 2,0010 23 vízmolekula. Mekkora ezeknek az anyagoknak a moláris tömege?

Megoldás. A mól egy anyag azon mennyisége, amely az Avogadro-állandóval megegyező számú részecskét tartalmaz. Ezért a) 6,0210 21 i.e. 0,01 mol; b) 1,2010 24 , azaz. 2 mol; c) 2,0010 23 , azaz. 1/3 mol. Egy anyag móljának tömegét kg/mol-ban vagy g/mol-ban fejezzük ki. Egy anyag grammban kifejezett moláris tömege számszerűen megegyezik relatív molekula (atom) tömegével, atomtömeg egységekben (a.m.u.) kifejezve.

Mivel a CO 2 és H 2 O molekulatömege és az oxigén atomtömege rendre 44; 18 és 16 amu, akkor moláris tömegük: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

2. példa Számítsd ki a kénsavmolekula abszolút tömegét grammban!

Megoldás. Bármely anyag egy mólja (lásd az 1. példát) tartalmazza a szerkezeti egységek (példánkban a molekulák) Avogadro-állandóját, N A-t. A H 2 SO 4 moláris tömege 98,0 g/mol. Ezért egy molekula tömege 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Moláris térfogat- egy mól anyag térfogata, a moláris tömeg és a sűrűség elosztásával kapott érték. A molekulák tömörítési sűrűségét jellemzi.

Jelentése N A = 6,022…×10 23 Avogadro-számnak hívják Amedeo Avogadro olasz vegyész után. Ez egy univerzális állandó bármely anyag legkisebb részecskéire.

Ez a számú molekula tartalmaz 1 mol oxigént O 2, ugyanennyi atomot 1 mol vasban (Fe), molekulákat 1 mol vízben H 2 O stb.

Avogadro törvénye szerint 1 mol ideális gáz at normál körülmények között azonos hangerővel rendelkezik Vm\u003d 22.413 996 (39) l. Normál körülmények között a legtöbb gáz közel áll az ideálishoz, tehát minden referencia Információk a moláris térfogatról kémiai elemek A kifejezés kondenzált fázisaira utal, hacsak másképp nem jelezzük