Pred riešením problémov by ste sa mali naučiť vzorce a pravidlá, ako zistiť objem plynu. Pamätajte na Avogadrov zákon. A samotný objem plynu sa dá vypočítať pomocou niekoľkých vzorcov, pričom sa z nich vyberie ten správny. Pri výbere správneho vzorca veľký význam podmienky prostredia, najmä teplota a tlak.

Avogadrov zákon

Hovorí, že pri rovnakom tlaku a rovnakej teplote budú rovnaké objemy rôznych plynov obsahovať rovnaký počet molekúl. Počet molekúl plynu obsiahnutých v jednom mole je Avogadrovo číslo. Z tohto zákona vyplýva, že: 1 kmol (kilomol) ideálneho plynu a ktorýkoľvek z nich pri rovnakom tlaku a teplote (760 mm Hg a t \u003d 0 * C) vždy zaberá jeden objem \u003d 22,4136 m3.

Ako určiť objem plynu

• V úlohách najčastejšie nájdeme vzorec V=n*Vm. Tu je objem plynu v litroch V, Vm je molárny objem plynu (l / mol), ktorý za normálnych podmienok = 22,4 l / mol, a n je množstvo látky v móloch. Keď v podmienkach nie je žiadne množstvo hmoty, ale zároveň existuje hmotnosť hmoty, potom postupujeme takto: n=m/M. Tu je M g / mol (molárna hmotnosť látky) a hmotnosť látky v gramoch je m. V periodickej tabuľke je zapísaný pod každým prvkom, ako jeho atómová hmotnosť. Pridajte všetky hmoty a získajte požadované.
• Ako teda vypočítať objem plynu. Tu je úloha: kyselina chlorovodíková rozpustite 10 g hliníka. Otázka: koľko vodíka sa môže uvoľniť pri n. v.? Reakčná rovnica vyzerá takto: 2Al + 6HCl (napr.) = 2AlCl3 + 3H2. Hneď na začiatku nájdeme hliník (množstvo), ktorý reagoval podľa vzorca: n(Al)=m(Al)/M(Al). Hmotnosť hliníka (molárna) berieme z periodickej tabuľky M (Al) \u003d 27 g / mol. Substituent: n(Al)=10/27=0,37mol. Od chemická rovnica je vidieť, že 3 móly vodíka vznikli rozpustením 2 mólov hliníka. Malo by sa vypočítať, koľko vodíka sa uvoľní z 0,4 mólu hliníka: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Dosaďte údaje vo vzorci a nájdite objem tohto plynu. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

Jednou zo základných jednotiek v Medzinárodnej sústave jednotiek (SI) je jednotkou množstva látky je mol.

Krtko – je to také množstvo látky, ktoré obsahuje toľko štruktúrnych jednotiek danej látky (molekúl, atómov, iónov atď.), koľko je atómov uhlíka v 0,012 kg (12 g) izotopu uhlíka. 12 S .

Vzhľadom na to, že hodnota absolútnej atómovej hmotnosti pre uhlík je m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, môžete vypočítať počet atómov uhlíka N A obsiahnuté v 0,012 kg uhlíka.

Mol akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet častíc tejto látky (štrukturálnych jednotiek). Počet štruktúrnych jednotiek obsiahnutých v látke s množstvom jedného mólu je 6,02 10 23 a volal Avogadroovo číslo (N A ).

Napríklad jeden mól medi obsahuje 6,02 10 23 atómov medi (Cu) a jeden mól vodíka (H 2) obsahuje 6,02 10 23 molekúl vodíka.

molárna hmota(M) je hmotnosť látky prijatá v množstve 1 mol.

Molová hmotnosť sa označuje písmenom M a má jednotku [g/mol]. Vo fyzike sa používa rozmer [kg/kmol].

Vo všeobecnom prípade sa číselná hodnota molárnej hmotnosti látky číselne zhoduje s hodnotou jej relatívnej molekulovej (relatívnej atómovej) hmotnosti.

Napríklad relatívna molekulová hmotnosť vody je:

Mr (H20) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18:00 hod.

Molárna hmotnosť vody má rovnakú hodnotu, ale vyjadruje sa v g/mol:

M (H20) = 18 g/mol.

Mol vody obsahujúci 6,02 10 23 molekúl vody (v tomto poradí 2 6,02 10 23 atómov vodíka a 6,02 10 23 atómov kyslíka) má teda hmotnosť 18 gramov. 1 mól vody obsahuje 2 móly atómov vodíka a 1 mól atómov kyslíka.

1.3.4. Vzťah medzi hmotnosťou látky a jej množstvom

Poznať hmotnosť látky a jej chemický vzorec, a teda aj jej hodnotu molárna hmota, viete určiť množstvo látky a naopak, pri znalosti množstva látky viete určiť jej hmotnosť. Na takéto výpočty by ste mali použiť vzorce:

kde ν je látkové množstvo [mol]; m je hmotnosť látky [g] alebo [kg]; M je molárna hmotnosť látky [g/mol] alebo [kg/kmol].

Napríklad, aby sme našli hmotnosť síranu sodného (Na 2 SO 4) v množstve 5 mol, nájdeme:

1) hodnota relatívnej molekulovej hmotnosti Na2S04, ktorá je súčtom zaokrúhlených hodnôt relatívnych atómových hmotností:

Mr (Na2S04) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) hodnota molárnej hmotnosti látky, ktorá sa jej číselne rovná:

M (Na2S04) = 142 g/mol,

3) a nakoniec hmotnosť 5 mol síranu sodného:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Odpoveď: 710.

1.3.5. Vzťah medzi objemom látky a jej množstvom

Za normálnych podmienok (n.o.), t.j. pri tlaku R rovná 101325 Pa (760 mm Hg) a teplote T, rovná 273,15 K (0 С), jeden mól rôznych plynov a pár zaberá rovnaký objem, rovnajúci sa 22,4 l.

Objem, ktorý zaberá 1 mól plynu alebo pary pri n.o molárny objemplynu a má rozmer liter na mól.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Poznať množstvo plynnej látky (ν ) A hodnota molárneho objemu (V mol) môžete vypočítať jeho objem (V) za normálnych podmienok:

V = ν V mol,

kde ν je látkové množstvo [mol]; V je objem plynnej látky [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Naopak, znalosť hlasitosti ( V) plynnej látky za normálnych podmienok môžete vypočítať jej množstvo (ν) :

Názvy kyselín sú tvorené z ruského názvu centrálneho atómu kyseliny s pridaním prípon a koncoviek. Ak oxidačný stav centrálneho atómu kyseliny zodpovedá číslu skupiny periodického systému, názov sa vytvorí pomocou najjednoduchšieho prídavného mena z názvu prvku: H 2 SO 4 - kyselina sírová, HMnO 4 - kys. mangán. Ak majú kyselinotvorné prvky dva oxidačné stavy, potom sa stredný oxidačný stav označuje príponou -ist-: H 2 SO 3 - kyselina sírová, HNO 2 - kyselina dusitá. Pre názvy halogénových kyselín s mnohými oxidačnými stavmi sa používajú rôzne prípony: typické príklady - HClO 4 - chlór n kyselina, HClO 3 - chlór novovať kyselina, HClO 2 - chlór ist kyselina, HClO - chlór novátor kyselina (anoxická kyselina HCl sa nazýva kyselina chlorovodíková - zvyčajne kyselina chlorovodíková). Kyseliny sa môžu líšiť v počte molekúl vody, ktoré hydratujú oxid. obsahujúce kyseliny najväčší počet atómy vodíka sa nazývajú ortokyseliny: H 4 SiO 4 - kyselina ortokremičitá, H 3 PO 4 - kyselina fosforečná. Kyseliny obsahujúce 1 alebo 2 atómy vodíka sa nazývajú metakyseliny: H 2 SiO 3 - kyselina metakremičitá, HPO 3 - kyselina metafosforečná. Kyseliny obsahujúce dva centrálne atómy sa nazývajú di kyseliny: H 2 S 2 O 7 - kyselina disírová, H 4 P 2 O 7 - kyselina difosforečná.

Názvy komplexných zlúčenín sa tvoria rovnakým spôsobom ako názvy solí, ale komplexný katión alebo anión má systematický názov, to znamená, že sa číta sprava doľava: K 3 - hexafluoroželezitan draselný (III), SO 4 - tetraammín meďnatý (II) síran.

Názvy oxidov sú tvorené pomocou slova „oxid“ a genitívu ruského názvu centrálneho atómu oxidu, ktorý v prípade potreby označuje stupeň oxidácie prvku: Al 2 O 3 - oxid hlinitý, Fe 2 O 3 - oxid železa (III).

Základné mená tvorený slovom "hydroxid" a genitív Ruský názov centrálneho atómu hydroxidu označujúci v prípade potreby stupeň oxidácie prvku: Al (OH) 3 - hydroxid hlinitý, Fe (OH) 3 - hydroxid železitý.

Názvy zlúčenín s vodíkom vznikajú v závislosti od acidobázických vlastností týchto zlúčenín. Pre plynné kyselinotvorné zlúčeniny s vodíkom sa používajú názvy: H 2 S - sulfán (sírovodík), H 2 Se - selán (selenovodík), HI - jódovodík; ich roztoky vo vode sa nazývajú sulfidové, hydroselénové a jodovodíkové kyseliny. Pre niektoré zlúčeniny s vodíkom sa používajú špeciálne názvy: NH 3 - amoniak, N 2 H 4 - hydrazín, PH 3 - fosfín. Zlúčeniny s vodíkom s oxidačným stavom –1 sa nazývajú hydridy: NaH je hydrid sodný, CaH2 je hydrid vápenatý.

Názvy solí vznikajú z latinského názvu centrálneho atómu zvyšku kyseliny s pridaním predpôn a prípon. Názvy binárnych (dvojprvkových) solí sa tvoria pomocou prípony - id: NaCl - chlorid sodný, Na 2 S - sulfid sodný. Ak má centrálny atóm kyslého zvyšku obsahujúceho kyslík dva pozitívne oxidačné stavy, potom najvyšší stupeň oxidácia je označená príponou - pri: Na2S04 - sulf pri sodík, KNO 3 - dus pri draslík a najnižší oxidačný stav - prípona - to: Na2S03 - sulf to sodík, KNO 2 - dus to draslík. Pre názov solí halogénov obsahujúcich kyslík sa používajú predpony a prípony: KClO 4 - pruhu chlór pri draslík, Mg (ClO 3) 2 - chlór pri horčík, KClO 2 - chlór to draslík, KClO - hypo chlór to draslík.

Sýtosť kovalentnásspojeniejej- sa prejavuje tým, že v zlúčeninách s- a p-prvkov nie sú č nepárové elektróny, teda všetky nepárové elektróny atómov tvoria väzbové elektrónové páry (výnimkou sú NO, NO 2, ClO 2 a ClO 3).

Osamelé elektrónové páry (LEP) sú elektróny, ktoré obsadzujú atómové orbitály v pároch. Prítomnosť NEP určuje schopnosť aniónov alebo molekúl tvoriť donor-akceptorové väzby ako donory elektrónových párov.

Nespárované elektróny - elektróny atómu, obsiahnuté jeden po druhom v orbitáli. Pre s- a p-prvky počet nespárovaných elektrónov určuje, koľko väzbových elektrónových párov môže daný atóm vytvoriť s inými atómami mechanizmom výmeny. Metóda valenčnej väzby predpokladá, že počet nespárovaných elektrónov sa môže zvýšiť nezdieľanými elektrónovými pármi, ak sú na valenčnej elektronickej úrovni prázdne orbitály. Vo väčšine zlúčenín s- a p-prvkov nie sú žiadne nepárové elektróny, pretože všetky nespárované elektróny atómov tvoria väzby. Existujú však molekuly s nespárovanými elektrónmi, napríklad NO, NO 2, sú vysoko reaktívne a majú tendenciu vytvárať diméry typu N 2 O 4 v dôsledku nespárovaných elektrónov.

Normálna koncentrácia - je počet krtkov ekvivalenty v 1 litri roztoku.

Normálne podmienky - teplota 273K (0 o C), tlak 101,3 kPa (1 atm).

Výmenné a donor-akceptorové mechanizmy tvorby chemickej väzby. Vzdelávanie Kovalentné väzby medzi atómami sa môže vyskytovať dvoma spôsobmi. Ak k vytvoreniu väzbového elektrónového páru dôjde v dôsledku nespárovaných elektrónov oboch viazaných atómov, potom sa tento spôsob vytvorenia väzbového elektrónového páru nazýva výmenný mechanizmus - atómy si vymieňajú elektróny, navyše väzbové elektróny patria obom viazaným atómom . Ak je väzbový elektrónový pár vytvorený v dôsledku osamelého elektrónového páru jedného atómu a prázdneho orbitálu iného atómu, potom je takáto tvorba väzbového elektrónového páru mechanizmom donor-akceptor (pozri obr. metóda valenčnej väzby).

Reverzibilné iónové reakcie - sú to reakcie, pri ktorých vznikajú produkty, ktoré sú schopné tvoriť východiskové látky (ak máme na pamäti napísanú rovnicu, tak o reverzibilných reakciách môžeme povedať, že môžu prebiehať oboma smermi za vzniku slabých elektrolytov alebo slabo rozpustných zlúčenín) . Reverzibilné iónové reakcie sú často charakterizované neúplnou konverziou; keďže počas reverzibilnej iónovej reakcie vznikajú molekuly alebo ióny, ktoré spôsobujú posun smerom k počiatočným reakčným produktom, čiže reakciu akoby „spomalia“. Reverzibilné iónové reakcie sú opísané znakom ⇄ a ireverzibilné reakcie sú opísané znakom →. Príkladom reverzibilnej iónovej reakcie je reakcia H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + a príkladom ireverzibilnej reakcie je S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidačné činidlá – látky, v ktorých pri redoxných reakciách klesajú oxidačné stavy niektorých prvkov.

Redoxná dualita - schopnosť látok pôsobiť redoxné reakcie ako oxidačné činidlo alebo redukčné činidlo, v závislosti od partnera (napríklad H 2 O 2, NaNO 2).

Redoxné reakcie(OVR) - Ide o chemické reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy prvkov reaktantov.

Redoxný potenciál - hodnota, ktorá charakterizuje redoxnú schopnosť (pevnosť) oxidačného činidla aj redukčného činidla, ktoré tvoria zodpovedajúcu polovičnú reakciu. Redoxný potenciál páru Cl2/Cl - rovný 1,36 V teda charakterizuje molekulárny chlór ako oxidačné činidlo a chloridový ión ako redukčné činidlo.

Oxidy - zlúčeniny prvkov s kyslíkom, v ktorých má kyslík oxidačný stav -2.

Orientačné interakcie– medzimolekulové interakcie polárnych molekúl.

Osmóza - fenomén prenosu molekúl rozpúšťadla na semipermeabilnú (len pre rozpúšťadlo) membránu smerom k nižšej koncentrácii rozpúšťadla.

Osmotický tlak - fyzikálno-chemická vlastnosť roztokov v dôsledku schopnosti membrán prepúšťať iba molekuly rozpúšťadla. Osmotický tlak zo strany menej koncentrovaného roztoku vyrovnáva rýchlosti prieniku molekúl rozpúšťadla na oboch stranách membrány. Osmotický tlak roztoku sa rovná tlaku plynu, v ktorom je koncentrácia molekúl rovnaká ako koncentrácia častíc v roztoku.

Základy podľa Arrhenia - látky, ktoré v procese elektrolytickej disociácie odštiepujú hydroxidové ióny.

Základy podľa Bronsteda - zlúčeniny (molekuly alebo ióny ako S2-, HS-), ktoré môžu pripojiť vodíkové ióny.

základy podľa Lewisa (základne Lewis) – zlúčeniny (molekuly alebo ióny) s nezdieľanými elektrónovými pármi schopnými vytvárať väzby donor-akceptor. Najbežnejšou Lewisovou bázou sú molekuly vody, ktoré majú silné donorové vlastnosti.

Kde m je hmotnosť, M je molárna hmotnosť, V je objem.

4. Zákon Avogadro. Založil ho taliansky fyzik Avogadro v roku 1811. Rovnaké objemy akýchkoľvek plynov odobratých pri rovnakej teplote a rovnakom tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl.

Koncepciu množstva látky možno teda sformulovať: 1 mol látky obsahuje počet častíc rovný 6,02 * 10 23 (nazýva sa Avogadrova konštanta)

Dôsledkom tohto zákona je to 1 mol akéhokoľvek plynu zaberá za normálnych podmienok (P 0 \u003d 101,3 kPa a T0 \u003d 298 K) objem rovnajúci sa 22,4 litrom.

5. Zákon Boyle-Mariotte

Pri konštantnej teplote je objem daného množstva plynu nepriamo úmerný tlaku, pod ktorým je:

6. Gay-Lussacov zákon

Pri konštantnom tlaku je zmena objemu plynu priamo úmerná teplote:

V/T = konšt.

7. Dá sa vyjadriť vzťah medzi objemom plynu, tlakom a teplotou kombinovaný zákon Boyle-Mariotte a Gay-Lussac, ktorý sa používa na prenos objemov plynu z jedného stavu do druhého:

P 0, V 0 ,T 0 - objemový tlak a teplota za normálnych podmienok: P 0 =760 mm Hg. čl. alebo 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Nezávislé posúdenie hodnoty molekul omši M možno vykonať pomocou tzv stavové rovnice pre ideálny plyn alebo Clapeyron-Mendelejevove rovnice :

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

Kde R - tlak plynu v uzavretom systéme, V- objem systému, T - hmotnosť plynu T - absolútna teplota, R- univerzálna plynová konštanta.

Všimnite si, že hodnota konštanty R možno získať dosadením hodnôt charakterizujúcich jeden mól plynu pri NC do rovnice (1.1):

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

Príklady riešenia problémov

Príklad 1 Uvedenie objemu plynu do normálnych podmienok.

Aký objem (n.o.) zaberie 0,4×10 -3 m 3 plynu pri 50 0 C a tlaku 0,954×10 5 Pa?

Riešenie. Ak chcete uviesť objem plynu do normálnych podmienok, použite všeobecný vzorec, ktorý kombinuje zákony Boyle-Mariotte a Gay-Lussac:

pV/T = p0Vo/To.

Objem plynu (n.o.) je, kde T 0 \u003d 273 K; p 0 \u003d 1,013 × 105 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.

Keď (n.o.) plyn zaberá objem rovnajúci sa 0,32×10-3 m3.

Príklad 2 Výpočet relatívnej hustoty plynu z jeho molekulovej hmotnosti.

Vypočítajte hustotu etánu C 2 H 6 z vodíka a vzduchu.

Riešenie. Z Avogadrovho zákona vyplýva, že relatívna hustota jedného plynu nad druhým sa rovná pomeru molekulových hmotností ( M h) týchto plynov, t.j. D=M1/M2. Ak M 1С2Н6 = 30, M 2 H2 = 2, priemerná molekulová hmotnosť vzduchu je 29, potom je relatívna hustota etánu vzhľadom na vodík D H2 = 30/2 =15.

Relatívna hustota etánu vo vzduchu: D vzduch= 30/29 = 1,03, t.j. etán je 15-krát ťažší ako vodík a 1,03-krát ťažší ako vzduch.

Príklad 3 Stanovenie priemernej molekulovej hmotnosti zmesi plynov relatívnou hustotou.

Vypočítajte priemernú molekulovú hmotnosť zmesi plynov pozostávajúcej z 80 % metánu a 20 % kyslíka (objemovo) pomocou hodnôt relatívnej hustoty týchto plynov vzhľadom na vodík.

Riešenie. Výpočty sa často robia podľa zmiešavacieho pravidla, ktoré spočíva v tom, že pomer objemov plynov v dvojzložkovej zmesi plynov je nepriamo úmerný rozdielom medzi hustotou zmesi a hustotami plynov, ktoré tvoria túto zmes. . Označme relatívnu hustotu zmesi plynov vzhľadom na priechod vodíka D H2. bude väčšia ako hustota metánu, ale menšia ako hustota kyslíka:

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

Hustota vodíka tejto zmesi plynov je 9,6. priemerná molekulová hmotnosť plynnej zmesi M H2 = 2 D H2 = 9,6 x 2 = 19,2.

Príklad 4 Výpočet molárnej hmotnosti plynu.

Hmotnosť 0,327 × 10 -3 m 3 plynu pri 13 0 C a tlaku 1,040 × 10 5 Pa je 0,828 × 10 -3 kg. Vypočítajte molárnu hmotnosť plynu.

Riešenie. Molárnu hmotnosť plynu môžete vypočítať pomocou Mendelejevovej-Clapeyronovej rovnice:

Kde m je hmotnosť plynu; M je molárna hmotnosť plynu; R- molárna (univerzálna) plynová konštanta, ktorej hodnota je určená prijatými meracími jednotkami.

Ak sa tlak meria v Pa a objem v m 3, potom R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

3.1. Pri vykonávaní meraní atmosférického vzduchu, ovzdušia pracovného priestoru, ako aj priemyselných emisií a uhľovodíkov v plynovodoch vzniká problém uviesť objemy meraného vzduchu do normálnych (štandardných) podmienok. V praxi sa často pri vykonávaní meraní kvality ovzdušia nepoužíva prevod nameraných koncentrácií na normálne podmienky, výsledkom čoho sú nespoľahlivé výsledky.

Tu je úryvok zo štandardu:

„Merania sa prevedú na štandardné podmienky pomocou nasledujúceho vzorca:

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

kde: C 0 - výsledok vyjadrený v jednotkách hmotnosti na jednotku objemu vzduchu, kg / cu. m, alebo množstvo látky na jednotku objemu vzduchu, mol / cu. m, pri štandardnej teplote a tlaku;

C 1 - výsledok vyjadrený v jednotkách hmotnosti na jednotku objemu vzduchu, kg / cu. m, alebo množstvo látky na jednotku objemu

vzduch, mol/cu. m, pri teplote T 1, K a tlaku P 1, kPa.

Vzorec na uvedenie do normálnych podmienok v zjednodušenej forme má tvar (2)

C 1 \u003d C 0 * f, kde f \u003d P 1 T 0 / P 0 T 1

štandardný konverzný faktor pre normalizáciu. Parametre vzduchu a nečistôt sa merajú pri rôznych teplotách, tlakoch a vlhkosti. Výsledky vedú k štandardným podmienkam na porovnanie nameraných parametrov kvality ovzdušia v rôznych lokalitách a rôznych klimatických podmienkach.

3.2 Normálne podmienky v odvetví

Normálne podmienky sú štandardné fyzikálne podmienky, s ktorými vlastnosti látok zvyčajne korelujú (štandardná teplota a tlak, STP). Normálne podmienky definuje IUPAC (International Union of Practical and Applied Chemistry) nasledovne: Atmosférický tlak 101325 Pa = 760 mm Hg Teplota vzduchu 273,15 K = 0 °C.

Štandardné podmienky (štandardná okolitá teplota a tlak, SATP) sú normálna okolitá teplota a tlak: tlak 1 bar = 105 Pa = 750,06 mm T. St.; teplota 298,15 K = 25 °C.

Ostatné oblasti.

Merania kvality ovzdušia.

Výsledky meraní koncentrácií škodlivých látok v ovzduší pracovného priestoru vedú k nasledujúcim podmienkam: teplota 293 K (20°C) a tlak 101,3 kPa (760 mm Hg).

Aerodynamické parametre emisií znečisťujúcich látok sa musia merať v súlade s platnými štátnymi normami. Objemy výfukových plynov získané z výsledkov prístrojových meraní sa musia uviesť do normálnych podmienok (n.s.): 0 °C, 101,3 kPa ..

letectva.

Medzinárodná organizácia civilné letectvo(ICAO) definuje medzinárodnú štandardnú atmosféru (ISA) na úrovni mora s teplotou 15°C, atmosférickým tlakom 101325 Pa a relatívnou vlhkosťou 0%. Tieto parametre sa používajú pri výpočte pohybu lietadiel.

Plynové hospodárstvo.

Plynárenský priemysel Ruská federácia v osadách so spotrebiteľmi používa atmosférické podmienky v súlade s GOST 2939-63: teplota 20 ° C (293,15 K); tlak 760 mm Hg. čl. (101325 N/m2); vlhkosť je 0. Hmotnosť kubického metra plynu podľa GOST 2939-63 je teda o niečo menšia ako za „chemických“ normálnych podmienok.

Testy

Pre testovanie strojov, prístrojov a iných technických produktov sa pri testovaní produktov (bežné klimatické testovacie podmienky) berú za normálne hodnoty klimatických faktorov nasledovné:

Teplota - plus 25°±10°С; Relatívna vlhkosť - 45-80%

Atmosférický tlak 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Overovanie meracích prístrojov

Nominálne hodnoty najbežnejších normálnych ovplyvňujúcich veličín sú zvolené nasledovne: Teplota - 293 K (20°C), atmosférický tlak - 101,3 kPa (760 mmHg).

Prideľovanie

Usmernenia pre stanovenie noriem kvality ovzdušia uvádzajú, že MPC v okolitom ovzduší sú nastavené za normálnych vnútorných podmienok, t.j. 20 °C a 760 mm. rt. čl.

^ Molová hmotnosť a molárny objem látky. Molová hmotnosť je hmotnosť mólu látky. Vypočítava sa prostredníctvom hmotnosti a množstva látky podľa vzorca:

Mv \u003d K · Mr (1)

Kde: K - koeficient úmernosti, rovný 1g / mol.

V skutočnosti pre izotop uhlíka 12 6 С Ar = 12 a molárna hmotnosť atómov (podľa definície pojmu „mol“) je 12 g / mol. V dôsledku toho sú číselné hodnoty týchto dvoch hmotností rovnaké, a teda K = 1. Z toho vyplýva, že molárna hmotnosť látky vyjadrená v gramoch na mol má rovnakú číselnú hodnotu ako jej relatívna molekulová hmotnosť(atómový) hmotnosť. Molárna hmotnosť atómového vodíka je teda 1,008 g/mol, molekulárneho vodíka 2,016 g/mol a molekulárneho kyslíka 31,999 g/mol.

Podľa Avogadrovho zákona rovnaký počet molekúl akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem za rovnakých podmienok. Na druhej strane 1 mol akejkoľvek látky obsahuje (podľa definície) rovnaký počet častíc. Z toho vyplýva, že pri určitej teplote a tlaku zaberá 1 mol akejkoľvek látky v plynnom stave rovnaký objem.

Pomer objemu látky k jej množstvu sa nazýva molárny objem látky. Za normálnych podmienok (101,325 kPa; 273 K) je molárny objem akéhokoľvek plynu 22,4l/mol(presnejšie Vn = 22,4 l/mol). Toto tvrdenie platí pre taký plyn, keď iné typy interakcie jeho molekúl medzi sebou, okrem ich elastickej zrážky, možno zanedbať. Takéto plyny sa nazývajú ideálne. Lebo nie ideálne plyny, nazývané skutočné, molárne objemy sú odlišné a trochu odlišné od presnej hodnoty. Vo väčšine prípadov sa však rozdiel týka iba štvrtého a nasledujúceho platného čísla.

Merania objemov plynu sa zvyčajne vykonávajú za iných ako normálnych podmienok. Ak chcete uviesť objem plynu do normálnych podmienok, môžete použiť rovnicu, ktorá sa kombinuje plynové zákony Boyle - Mariotte a Gay - Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Kde: V je objem plynu pri tlaku p a teplote T;

V 0 je objem plynu pri normálnom tlaku p 0 (101,325 kPa) a teplote T 0 (273,15 K).

Molové hmotnosti plynov je možné vypočítať aj pomocou stavovej rovnice ideálneho plynu - Clapeyronovej-Mendelejevovej rovnice:

pV = mB RT / MB,

Kde: p – tlak plynu, Pa;

V je jeho objem, m 3;

MB - hmotnosť látky, g;

MB je jeho molárna hmotnosť, g/mol;

T je absolútna teplota, K;

R je univerzálna plynová konštanta rovná 8,314 J / (mol K).

Ak sú objem a tlak plynu vyjadrené v iných jednotkách, potom hodnota plynovej konštanty v Clapeyronovej-Mendelejevovej rovnici nadobudne inú hodnotu. Môže sa vypočítať podľa vzorca, ktorý vyplýva z kombinovaného zákona o plynnom stave pre mól látky za normálnych podmienok pre jeden mól plynu:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Príklad 1 Vyjadrite v móloch: a) 6,0210 21 molekúl CO 2; b) 1,201024 atómov kyslíka; c) 2,0010 23 molekúl vody. Aká je molárna hmotnosť týchto látok?

Riešenie. Mol je množstvo látky, ktoré obsahuje počet častíc akéhokoľvek konkrétneho druhu, ktorý sa rovná Avogadrovej konštante. Preto a) 6,0210 21 t.j. 0,01 mol; b) 1,2010 24 , t.j. 2 mol; c) 2,0010 23 , t.j. 1/3 mol. Hmotnosť mólu látky sa vyjadruje v kg/mol alebo g/mol. Molárna hmotnosť látky v gramoch sa číselne rovná jej relatívnej molekulovej (atómovej) hmotnosti, vyjadrenej v jednotkách atómovej hmotnosti (am.m.u.)

Pretože molekulové hmotnosti C02 a H20 a atómová hmotnosť kyslíka sú 44; 18 a 16 amu, potom ich molárne hmotnosti sú: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Príklad 2 Vypočítajte absolútnu hmotnosť molekuly kyseliny sírovej v gramoch.

Riešenie. Mol akejkoľvek látky (pozri príklad 1) obsahuje Avogadrovu konštantu N A štruktúrnych jednotiek (v našom príklade molekúl). Molárna hmotnosť H2S04 je 98,0 g/mol. Preto je hmotnosť jednej molekuly 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Molárny objem- objem jedného mólu látky, hodnota získaná vydelením molárnej hmotnosti hustotou. Charakterizuje hustotu balenia molekúl.

Význam N A = 6,022…×10 23 Volá sa Avogadro číslo podľa talianskeho chemika Amedea Avogadra. Toto je univerzálna konštanta pre najmenšie častice akejkoľvek látky.

Práve tento počet molekúl obsahuje 1 mól kyslíka O 2, rovnaký počet atómov v 1 móle železa (Fe), molekúl v 1 móle vody H 2 O atď.

Podľa Avogadrovho zákona 1 mol ideálneho plynu pri normálnych podmienkach má rovnaký objem Vm\u003d 22 413 996 (39) l. Za normálnych podmienok sa väčšina plynov blíži k ideálu, teda všetky referenčné informácie o molárnom objeme chemické prvky sa vzťahuje na ich kondenzované fázy, pokiaľ nie je uvedené inak