Ao estudar substâncias químicas, conceitos importantes são quantidades como massa molar, densidade de uma substância e volume molar. Então, o que é o volume molar e como ele difere para substâncias em diferentes estados de agregação?

Volume molar: informações gerais

Para calcular o volume molar de uma substância química, é necessário dividir a massa molar dessa substância pela sua densidade. Assim, o volume molar é calculado pela fórmula:

onde Vm é o volume molar da substância, M é a massa molar, p é a densidade. No Sistema Internacional SI, este valor é medido em metro cúbico por mol (m 3 /mol).

Arroz. 1. Fórmula do volume molar.

O volume molar das substâncias gasosas difere das substâncias nos estados líquido e sólido porque um elemento gasoso com uma quantidade de 1 mol ocupa sempre o mesmo volume (se os mesmos parâmetros forem atendidos).

O volume do gás depende da temperatura e da pressão, portanto, ao calcular, deve-se considerar o volume do gás em condições normais. As condições normais são consideradas uma temperatura de 0 graus e uma pressão de 101,325 kPa.

O volume molar de 1 mol de gás em condições normais é sempre o mesmo e igual a 22,41 dm 3 /mol. Este volume é chamado de volume molar de um gás ideal. Ou seja, em 1 mol de qualquer gás (oxigênio, hidrogênio, ar) o volume é 22,41 dm 3 /m.

O volume molar em condições normais pode ser derivado usando a equação de estado para um gás ideal, chamada equação de Clayperon-Mendeleev:

onde R é a constante universal dos gases, R=8,314 J/mol*K=0,0821 l*atm/mol K

Volume de um mol de gás V=RT/P=8,314*273,15/101,325=22,413 l/mol, onde T e P são os valores de temperatura (K) e pressão em condições normais.

Arroz. 2. Tabela de volumes molares.

Lei de Avogrado

Em 1811, A. Avogadro apresentou a hipótese de que volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições (temperatura e pressão) contêm o mesmo número de moléculas. Mais tarde a hipótese foi confirmada e virou lei que leva o nome do grande cientista italiano.

Arroz. 3. Amedeo Avogrado.

A lei fica clara se lembrarmos que na forma gasosa a distância entre as partículas é incomparavelmente maior que o tamanho das próprias partículas.

Assim, as seguintes conclusões podem ser tiradas da lei de Avogadro:

• Volumes iguais de quaisquer gases obtidos à mesma temperatura e à mesma pressão contêm o mesmo número de moléculas.
• 1 mol de gases completamente diferentes nas mesmas condições ocupa o mesmo volume.
• Um mol de qualquer gás em condições normais ocupa um volume de 22,41 litros.

O corolário da lei de Avogadro e o conceito de volume molar baseiam-se no fato de que um mol de qualquer substância contém o mesmo número de partículas (para gases - moléculas), igual à constante de Avogadro.

Para saber o número de mols de soluto contidos em um litro de solução, é necessário determinar a concentração molar da substância usando a fórmula c = n/V, onde n é a quantidade de soluto, expressa em mols, V é o volume da solução, expresso em litros C é a molaridade.

O que aprendemos?

No currículo escolar de química do 8º ano, é estudado o tema “Volume molar”. Um mol de gás contém sempre o mesmo volume, igual a 22,41 metros cúbicos/mol. Este volume é chamado de volume molar do gás.

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Para descobrir a composição de qualquer substância gasosa, você deve ser capaz de operar com conceitos como volume molar, massa molar e densidade da substância. Neste artigo, veremos o que é o volume molar e como calculá-lo.

Quantidade de substância

Os cálculos quantitativos são realizados para realmente realizar um determinado processo ou para conhecer a composição e estrutura de uma determinada substância. Esses cálculos são inconvenientes para realizar com valores absolutos da massa de átomos ou moléculas devido ao fato de serem muito pequenos. As massas atômicas relativas também não podem ser usadas na maioria dos casos, uma vez que não estão relacionadas a medidas geralmente aceitas de massa ou volume de uma substância. Portanto, foi introduzido o conceito de quantidade de uma substância, que é denotada pela letra grega v (nu) ou n. A quantidade de uma substância é proporcional ao número de unidades estruturais (moléculas, partículas atômicas) contidas na substância.

A unidade de quantidade de uma substância é o mol.

Um mol é uma quantidade de substância que contém o mesmo número de unidades estruturais que o número de átomos contidos em 12 g de um isótopo de carbono.

A massa de 1 átomo é 12 a. em, portanto, o número de átomos em 12 g de isótopo de carbono é igual a:

Na= 12g/12*1,66057*10 elevado à potência-24g=6,0221*10 elevado à potência de 23

A quantidade física Na é chamada de constante de Avogadro. Um mol de qualquer substância contém 6,02 * 10 elevado à potência de 23 partículas.

Arroz. 1. Lei de Avogrado.

Volume molar de gás

O volume molar de um gás é a razão entre o volume de uma substância e a quantidade dessa substância. Este valor é calculado dividindo a massa molar de uma substância pela sua densidade usando a seguinte fórmula:

onde Vm é o volume molar, M é a massa molar e p é a densidade da substância.

Arroz. 2. Fórmula do volume molar.

No sistema C internacional, o volume molar de substâncias gasosas é medido em metros cúbicos por mol (m 3 /mol)

O volume molar das substâncias gasosas difere das substâncias nos estados líquido e sólido porque um elemento gasoso com uma quantidade de 1 mol ocupa sempre o mesmo volume (se os mesmos parâmetros forem atendidos).

O volume do gás depende da temperatura e da pressão, portanto, ao calcular, deve-se considerar o volume do gás em condições normais. As condições normais são consideradas uma temperatura de 0 graus e uma pressão de 101,325 kPa. O volume molar de 1 mol de gás em condições normais é sempre o mesmo e igual a 22,41 dm 3 /mol. Este volume é chamado de volume molar de um gás ideal. Ou seja, em 1 mol de qualquer gás (oxigênio, hidrogênio, ar) o volume é 22,41 dm 3 /m.

Arroz. 3. Volume molar de gás em condições normais.

Tabela "volume molar de gases"

A tabela a seguir mostra o volume de alguns gases:

Gás	Volume molar, eu
H2	22,432
O2	22,391
Cl2	22,022
CO2	22,263
NH3	22,065
ASSIM 2	21,888
Ideal	22,41383

O que aprendemos?

O volume molar de um gás estudado em química (nota 8), juntamente com a massa molar e a densidade, são quantidades necessárias para determinar a composição de uma determinada substância química. Uma característica de um gás molar é que um mol de gás contém sempre o mesmo volume. Este volume é chamado de volume molar do gás.

Teste sobre o tema

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Onde m é massa, M é massa molar, V é volume.

4. Lei de Avogrado. Fundada pelo físico italiano Avogadro em 1811. Volumes idênticos de quaisquer gases, obtidos à mesma temperatura e à mesma pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

Assim, podemos formular o conceito de quantidade de uma substância: 1 mol de uma substância contém um número de partículas igual a 6,02 * 10 23 (chamada constante de Avogadro)

A consequência desta lei é que Em condições normais (P 0 =101,3 kPa e T 0 =298 K), 1 mol de qualquer gás ocupa um volume igual a 22,4 litros.

5. Lei Boyle-Mariotte

A temperatura constante, o volume de uma determinada quantidade de gás é inversamente proporcional à pressão sob a qual está localizado:

6. Lei de Gay-Lussac

A pressão constante, a mudança no volume do gás é diretamente proporcional à temperatura:

V/T = const.

7. A relação entre volume de gás, pressão e temperatura pode ser expressa lei combinada de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, que é usado para converter volumes de gás de uma condição para outra:

P 0 , V 0 , T 0 - pressão de volume e temperatura em condições normais: P 0 =760 mm Hg. Arte. ou 101,3 kPa; T 0 =273 K (0 0 C)

8. Avaliação independente do valor molecular massas M pode ser feito usando o chamado equações de estado de gases ideais ou equações de Clapeyron-Mendeleev :

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

Onde R - pressão do gás em um sistema fechado, V- volume do sistema, T - massa de gás, T - temperatura absoluta, R- constante universal dos gases.

Observe que o valor da constante R pode ser obtido substituindo valores que caracterizam um mol de gás em condições normais na equação (1.1):

R = (pV)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Exemplos de resolução de problemas

Exemplo 1. Trazendo o volume de gás às condições normais.

Que volume (n.s.) será ocupado por 0,4×10 -3 m 3 de gás localizado a 50 0 C e uma pressão de 0,954×10 5 Pa?

Solução. Para trazer o volume de gás às condições normais, use uma fórmula geral que combina as leis de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

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

O volume do gás (n.s.) é igual a , onde T 0 = 273 K; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

m 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

Em (norma) o gás ocupa um volume igual a 0,32×10 -3 m 3 .

Exemplo 2. Cálculo da densidade relativa de um gás a partir do seu peso molecular.

Calcule a densidade do etano C 2 H 6 com base no hidrogênio e no ar.

Solução. Da lei de Avogadro segue-se que a densidade relativa de um gás para outro é igual à razão entre as massas moleculares ( M h) desses gases, ou seja, D=M 1 /M 2. Se M1 C2H6 = 30, M2 H2 = 2, o peso molecular médio do ar é 29, então a densidade relativa do etano em relação ao hidrogênio é D H2 = 30/2 =15.

Densidade relativa do etano no ar: D ar= 30/29 = 1,03, ou seja o etano é 15 vezes mais pesado que o hidrogênio e 1,03 vezes mais pesado que o ar.

Exemplo 3. Determinação do peso molecular médio de uma mistura de gases por densidade relativa.

Calcule o peso molecular médio de uma mistura de gases composta por 80% de metano e 20% de oxigênio (em volume), usando as densidades relativas desses gases em relação ao hidrogênio.

Solução. Muitas vezes os cálculos são feitos de acordo com a regra de mistura, que afirma que a proporção dos volumes de gases em uma mistura de gases de dois componentes é inversamente proporcional às diferenças entre a densidade da mistura e as densidades dos gases que compõem esta mistura . Vamos denotar a densidade relativa da mistura de gases em relação ao hidrogênio por D H2. será maior que a densidade do metano, mas menor que a densidade do oxigênio:

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

A densidade do hidrogênio desta mistura de gases é 9,6. peso molecular médio da mistura gasosa M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Exemplo 4. Cálculo da massa molar de um gás.

A massa de 0,327×10 -3 m 3 de gás a 13 0 C e uma pressão de 1,040×10 5 Pa é igual a 0,828×10 -3 kg. Calcule a massa molar do gás.

Solução. A massa molar de um gás pode ser calculada usando a equação de Mendeleev-Clapeyron:

Onde eu– massa de gás; M– massa molar do gás; R– constante molar (universal) do gás, cujo valor é determinado pelas unidades de medida aceitas.

Se a pressão for medida em Pa e o volume em m3, então R=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

Para material teórico, consulte a página “Volume molar de gás”.

Fórmulas e conceitos básicos:

Da lei de Avogadro, por exemplo, segue-se que, nas mesmas condições, 1 litro de hidrogénio e 1 litro de oxigénio contêm o mesmo número de moléculas, embora os seus tamanhos variem muito.

Primeiro corolário da lei de Avogadro:

O volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em condições normais (n.s.) é de 22,4 litros e é denominado volume molar de gás(Vm).

V m =V/ν (m 3 /mol)

O que são chamadas de condições normais (n.s.):

• temperatura normal = 0°C ou 273 K;
• pressão normal = 1 atm ou 760 mm Hg. ou 101,3 kPa

Do primeiro corolário da lei de Avogadro segue-se que, por exemplo, 1 mol de hidrogénio (2 g) e 1 mol de oxigénio (32 g) ocupam o mesmo volume, igual a 22,4 litros ao nível do solo.

Conhecendo V m, você pode encontrar o volume de qualquer quantidade (ν) e qualquer massa (m) de gás:

V=Vm ·ν V=Vm ·(m/M)

Problema típico 1: Qual é o volume no no. ocupa 10 moles de gás?

V=Vm ·ν=22,4·10=224 (l/mol)

Problema típico 2: Qual é o volume no no. ocupa 16 g de oxigênio?

V(O 2)=V m ·(m/M) M r (O 2)=32; M(O 2)=32 g/mol V(O 2)=22,4·(16/32)=11,2 l

Segundo corolário da lei de Avogadro:

Conhecendo a densidade do gás (ρ=m/V) em condições normais, podemos calcular a massa molar deste gás: M=22,4·ρ

A densidade (D) de um gás é também chamada de razão entre a massa de um certo volume do primeiro gás e a massa de um volume semelhante do segundo gás, tomada nas mesmas condições.

Tarefa típica 3: Determinar a densidade relativa do dióxido de carbono em comparação com o hidrogênio e o ar.

D hidrogênio (CO 2) = Mr (CO 2)/M r (H 2) = 44/2 = 22 D ar = 44/29 = 1,5

• um volume de hidrogênio e um volume de cloro dão dois volumes de cloreto de hidrogênio: H 2 +Cl 2 =2HCl
• dois volumes de hidrogênio e um volume de oxigênio fornecem dois volumes de vapor d'água: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Tarefa 1. Quantos moles e moléculas estão contidos em 44 g de dióxido de carbono?

Solução:

M(CO 2) = 12+16 2 = 44 g/mol ν = m/M = 44/44 = 1 mol N(CO 2) = ν N A = 1 6,02 10 23 = 6,02 ·10 23

Tarefa 2. Calcule a massa de uma molécula de ozônio e um átomo de argônio.

Solução:

M(O 3) = 16 3 = 48 g m(O 3) = M(O 3)/N A = 48/(6,02 10 23) = 7,97 10 -23 g M(Ar) = 40 g m(Ar) = M( Ar)/NA = 40/(6,02 10 23) = 6,65 10 -23 g

Tarefa 3. Qual é o volume em condições padrão? ocupa 2 moles de metano.

Solução:

ν = V/22,4 V(CH 4) = ν 22,4 = 2 22,4 = 44,8 l

Tarefa 4. Determine a densidade e a densidade relativa do monóxido de carbono (IV) do hidrogênio, metano e ar.

Solução:

Mr (CO 2)=12+16·2=44; M(CO 2)=44 g/mol M r (CH 4)=12+1·4=16; M(CH 4)=16 g/mol M r (H 2)=1·2=2; M(H2)=2 g/mol Mr (ar)=29; M(ar)=29 g/mol ρ=m/V ρ(CO 2)=44/22,4=1,96 g/mol D(CH 4)=M(CO 2)/M(CH 4)= 44/16= 2,75 D(H 2)=M(CO 2)/M(H 2)=44/2=22 D(ar)=M(CO 2)/M(ar)=44/24= 1,52

Tarefa 5. Determine a massa da mistura gasosa, que inclui 2,8 metros cúbicos de metano e 1,12 metros cúbicos de monóxido de carbono.

Solução:

Mr (CO 2)=12+16·2=44; M(CO 2)=44 g/mol M r (CH 4)=12+1·4=16; M(CH 4) = 16 g/mol 22,4 metros cúbicos CH 4 = 16 kg 2,8 metros cúbicos CH 4 = x m(CH 4) = x = 2,8 16/22,4 = 2 kg 22,4 metros cúbicos CO 2 = 28 kg 1,12 metros cúbicos CO 2 = x m(CO 2)=x=1,12·28/22,4=1,4 kg m(CH 4)+m(CO 2)=2+1, 4=3,4 kg

Tarefa 6. Determine os volumes de oxigênio e ar necessários para queimar 112 metros cúbicos de monóxido de carbono divalente quando ele contém impurezas não combustíveis em uma fração volumétrica de 0,50.

Solução:

• determine o volume de CO puro na mistura: V(CO)=112·0,5=66 metros cúbicos
• determine o volume de oxigênio necessário para queimar 66 metros cúbicos de CO: 2CO+O 2 =2CO 2 2mol+1mol 66m 3 +X m 3 V(CO)=2·22,4 = 44,8 m 3 V(O 2)=22 . 4 m 3 66/44,8 = X/22,4 X = 66 22,4/44,8 = 33 m 3 ou 2V(CO)/V(O 2) = V 0 (CO)/V 0 (O 2) V - volumes molares V 0 - volumes calculados V 0 (O 2) = V(O 2)·(V 0 (CO)/2V(CO))

Tarefa 7. Como a pressão mudará em um recipiente cheio de gases hidrogênio e cloro depois que eles reagirem? É o mesmo para hidrogênio e oxigênio?

Solução:

• H 2 +Cl 2 =2HCl - como resultado da interação de 1 mol de hidrogênio e 1 mol de cloro, obtêm-se 2 mols de cloreto de hidrogênio: 1 (mol) + 1 (mol) = 2 (mol), portanto, a pressão não mudará, pois o volume resultante da mistura gasosa é igual à soma dos volumes dos componentes que reagiram.
• 2H 2 + O 2 = 2H 2 O - 2 (mol) + 1 (mol) = 2 (mol) - a pressão no vaso diminuirá uma vez e meia, pois a partir de 3 volumes dos componentes que reagiram, 2 volumes da mistura gasosa são obtidos.

Tarefa 8. 12 litros de uma mistura gasosa de amônia e monóxido de carbono tetravalente no. tem massa de 18 g. Quanto de cada gás existe na mistura?

Solução:

V(NH 3)=x l V(CO 2)=y l M(NH 3)=14+1 3=17 g/mol M(CO 2)=12+16 2=44 g/mol m( NH 3)= x/(22,4·17) g m(CO 2)=y/(22,4·44) g Sistema de equações volume da mistura: x+y=12 massa da mistura: x/(22,4· 17)+y/(22,4· 44)=18 Depois de resolver obtemos: x=4,62 l y=7,38 l

Tarefa 9. Que quantidade de água será obtida pela reação de 2 g de hidrogênio e 24 g de oxigênio?

Solução:

2H 2 +O 2 =2H 2 O

A partir da equação de reação fica claro que o número de reagentes não corresponde à razão dos coeficientes estequiométricos na equação. Nesses casos, os cálculos são feitos com uma substância menos abundante, ou seja, essa substância acabará primeiro durante a reação. Para determinar qual dos componentes está deficiente, é necessário prestar atenção ao coeficiente na equação da reação.

Quantidades de componentes iniciais ν(H 2)=4/2=2 (mol) ν(O 2)=48/32=1,5 (mol)

No entanto, não há necessidade de pressa. No nosso caso, para reagir com 1,5 moles de oxigênio, são necessários 3 moles de hidrogênio (1,5 2), mas só temos 2 moles, ou seja, falta 1 mol de hidrogênio para que todos os um mol e meio de oxigênio reajam. Portanto, calcularemos a quantidade de água usando hidrogênio:

ν(H 2 O)=ν(H 2)=2 mol m(H 2 O) = 2 18=36 g

Problema 10. A uma temperatura de 400 K e uma pressão de 3 atmosferas, o gás ocupa um volume de 1 litro. Que volume esse gás ocupará no nível zero?

Solução:

Da equação de Clapeyron:

P·V/T = Pn ·Vn/Tn Vn = (PVT n)/(Pn T) Vn = (3·1·273)/(1·400) = 2,05 l

Juntamente com a massa e o volume, os cálculos químicos costumam usar a quantidade de uma substância proporcional ao número de unidades estruturais contidas na substância. Em cada caso, deve-se indicar quais unidades estruturais (moléculas, átomos, íons, etc.) se referem. A unidade de quantidade de uma substância é o mol.

Mol é a quantidade de substância que contém tantas moléculas, átomos, íons, elétrons ou outras unidades estruturais quantos átomos existem em 12 g do isótopo de carbono 12C.

O número de unidades estruturais contidas em 1 mol de uma substância (constante de Avogadro) é determinado com grande precisão; em cálculos práticos é considerado igual a 6,02 1024 mol -1.

Não é difícil mostrar que a massa de 1 mol de uma substância (massa molar), expressa em gramas, é numericamente igual à massa molecular relativa dessa substância.

Assim, o peso molecular relativo (ou, abreviadamente, peso molecular) do cloro livre C1g é 70,90. Portanto, a massa molar do cloro molecular é 70,90 g/mol. No entanto, a massa molar dos átomos de cloro é a metade (45,45 g/mol), uma vez que 1 mol de moléculas de cloro Cl contém 2 moles de átomos de cloro.

De acordo com a lei de Avogadro, volumes iguais de quaisquer gases obtidos à mesma temperatura e à mesma pressão contêm o mesmo número de moléculas. Em outras palavras, o mesmo número de moléculas de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições. Ao mesmo tempo, 1 mol de qualquer gás contém o mesmo número de moléculas. Conseqüentemente, nas mesmas condições, 1 mol de qualquer gás ocupa o mesmo volume. Este volume é denominado volume molar do gás e em condições normais (0°C, pressão 101, 425 kPa) é igual a 22,4 litros.

Por exemplo, a afirmação “o teor de dióxido de carbono do ar é 0,04% (vol.)” significa que a uma pressão parcial de CO 2 igual à pressão do ar e à mesma temperatura, o dióxido de carbono contido no ar irá absorver até 0,04% do volume total ocupado pelo ar.

Tarefa de teste

1. Compare o número de moléculas contidas em 1 g de NH 4 e em 1 g de N 2. Em que caso e quantas vezes o número de moléculas é maior?

2. Expresse a massa de uma molécula de dióxido de enxofre em gramas.

4. Quantas moléculas existem em 5,00 ml de cloro em condições padrão?

4. Que volume em condições normais é ocupado por 27 10 21 moléculas de gás?

5. Expresse a massa de uma molécula de NO 2 em gramas -

6. Qual é a proporção dos volumes ocupados por 1 mol de O2 e 1 mol de Oz (as condições são as mesmas)?

7. Massas iguais de oxigênio, hidrogênio e metano são obtidas nas mesmas condições. Encontre a proporção dos volumes de gases retirados.

8. À questão de quanto volume 1 mol de água ocupará em condições normais, a resposta foi: 22,4 litros. Esta é a resposta correta?

9. Expresse a massa de uma molécula de HCl em gramas.

Quantas moléculas de dióxido de carbono existem em 1 litro de ar se o conteúdo volumétrico de CO 2 for 0,04% (condições normais)?

10. Quantos mols estão contidos em 1 m 4 de qualquer gás em condições normais?

11. Expresse em gramas a massa de uma molécula de H 2 O-

12. Quantos mols de oxigênio existem em 1 litro de ar, se o volume

14. Quantos moles de nitrogênio existem em 1 litro de ar se seu conteúdo volumétrico for 78% (condições normais)?

14. Massas iguais de oxigênio, hidrogênio e nitrogênio são obtidas nas mesmas condições. Encontre a proporção dos volumes de gases retirados.

15. Compare o número de moléculas contidas em 1 g de NO 2 e em 1 g de N 2. Em que caso e quantas vezes o número de moléculas é maior?

16. Quantas moléculas estão contidas em 2,00 ml de hidrogênio em condições padrão?

17. Expresse em gramas a massa de uma molécula de H 2 O-

18. Qual é o volume ocupado por 17 10 21 moléculas de gás em condições normais?

TAXA DE REAÇÕES QUÍMICAS

Ao definir o conceito taxa de reação químicaé necessário distinguir entre reações homogêneas e heterogêneas. Se uma reação ocorre em um sistema homogêneo, por exemplo, em uma solução ou em uma mistura de gases, ela ocorre em todo o volume do sistema. Velocidade de reação homogêneaé a quantidade de uma substância que reage ou é formada como resultado de uma reação por unidade de tempo por unidade de volume do sistema. Como a razão entre o número de moles de uma substância e o volume em que ela está distribuída é a concentração molar da substância, a taxa de uma reação homogênea também pode ser definida como mudança na concentração por unidade de tempo de qualquer uma das substâncias: o reagente inicial ou o produto da reação. Para garantir que o resultado do cálculo seja sempre positivo, independentemente de ser baseado em um reagente ou em um produto, utiliza-se o sinal “±” na fórmula:

Dependendo da natureza da reação, o tempo pode ser expresso não apenas em segundos, conforme exigido pelo sistema SI, mas também em minutos ou horas. Durante a reação, a magnitude de sua velocidade não é constante, mas muda continuamente: diminui à medida que as concentrações das substâncias iniciais diminuem. O cálculo acima fornece o valor médio da taxa de reação durante um certo intervalo de tempo Δτ = τ 2 – τ 1. A velocidade verdadeira (instantânea) é definida como o limite para o qual a razão Δ tende COM/ Δτ em Δτ → 0, ou seja, a velocidade verdadeira é igual à derivada da concentração em relação ao tempo.

Para uma reação cuja equação contém coeficientes estequiométricos diferentes da unidade, os valores das taxas expressos para diferentes substâncias não são os mesmos. Por exemplo, para a reação A + 4B = D + 2E, o consumo da substância A é de um mol, o da substância B é de três mols e o fornecimento da substância E é de dois mols. É por isso υ (UMA) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) ou υ (E). = ⅔ υ (EM) .

Se ocorrer uma reação entre substâncias localizadas em diferentes fases de um sistema heterogêneo, ela só poderá ocorrer na interface entre essas fases. Por exemplo, a interação entre uma solução ácida e um pedaço de metal ocorre apenas na superfície do metal. Velocidade de reação heterogêneaé a quantidade de uma substância que reage ou é formada como resultado de uma reação por unidade de tempo por unidade de superfície de interface:

.

A dependência da taxa de uma reação química na concentração de reagentes é expressa pela lei da ação das massas: a uma temperatura constante, a taxa de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares das substâncias reagentes elevadas a potências iguais aos coeficientes nas fórmulas dessas substâncias na equação de reação. Então para a reação

2A + B → produtos

a proporção é válida υ ~ · COM Um 2 · COM B, e para a transição para a igualdade é introduzido um coeficiente de proporcionalidade k, chamado constante de taxa de reação:

υ = k· COM Um 2 · COM B = k·[A]2 ·[B]

(as concentrações molares nas fórmulas podem ser indicadas pela letra COM com o índice correspondente e a fórmula da substância entre colchetes). O significado físico da constante de taxa de reação é a taxa de reação em concentrações de todos os reagentes iguais a 1 mol/l. A dimensão da constante de velocidade de reação depende do número de fatores no lado direito da equação e pode ser c –1; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2), etc., ou seja, tal que em qualquer caso, nos cálculos, a taxa de reação é expressa em mol · l –1 · s –1.

Para reações heterogêneas, a equação da lei da ação das massas inclui as concentrações apenas das substâncias que estão na fase gasosa ou em solução. A concentração de uma substância na fase sólida é um valor constante e está incluída na constante de velocidade, por exemplo, para o processo de combustão do carvão C + O 2 = CO 2, a lei da ação das massas está escrita:

υ = ok, eu·const··= k·,

Onde k= ok, eu const.

Em sistemas onde uma ou mais substâncias são gases, a taxa de reação também depende da pressão. Por exemplo, quando o hidrogênio interage com o vapor de iodo H 2 + I 2 = 2HI, a taxa da reação química será determinada pela expressão:

υ = k··.

Se aumentarmos a pressão, por exemplo, em 4 vezes, o volume ocupado pelo sistema diminuirá na mesma proporção e, conseqüentemente, as concentrações de cada uma das substâncias reagentes aumentarão na mesma proporção. A taxa de reação neste caso aumentará 9 vezes

Dependência da taxa de reação da temperatura descrito pela regra de van't Hoff: a cada aumento de 10 graus na temperatura, a taxa de reação aumenta de 2 a 4 vezes. Isto significa que à medida que a temperatura aumenta numa progressão aritmética, a taxa de uma reação química aumenta exponencialmente. A base da fórmula de progressão é coeficiente de temperatura da taxa de reaçãoγ, mostrando quantas vezes a taxa de uma determinada reação aumenta (ou, o que é a mesma coisa, a constante de velocidade) com um aumento na temperatura em 10 graus. Matematicamente, a regra de Van't Hoff é expressa pelas fórmulas:

ou

onde e são as taxas de reação, respectivamente, no início t 1 e último t 2 temperaturas. A regra de Van't Hoff também pode ser expressa pelas seguintes relações:

; ; ; ,

onde e são, respectivamente, a taxa e a constante de velocidade da reação à temperatura t; e – os mesmos valores em temperatura t +10n; n– número de intervalos de “dez graus” ( n =(t 2 –t 1)/10), pelo qual a temperatura mudou (pode ser um número inteiro ou fracionário, positivo ou negativo).

Tarefa de teste

1. Encontre o valor da constante de velocidade para a reação A + B -> AB, se em concentrações das substâncias A e B iguais a 0,05 e 0,01 mol/l, respectivamente, a taxa de reação é 5 10 -5 mol/(l -min).

2. Quantas vezes a taxa de reação 2A + B -> A2B mudará se a concentração da substância A aumentar 2 vezes e a concentração da substância B diminuir 2 vezes?

4. Quantas vezes a concentração da substância B 2 no sistema 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g) deve ser aumentada para que quando a concentração da substância A diminua em 4 vezes , a taxa da reação direta não muda?

4. Algum tempo após o início da reação 3A+B->2C+D, as concentrações das substâncias eram: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] =0,008 mol/l. Quais são as concentrações iniciais das substâncias A e B?

5. No sistema CO + C1 2 = COC1 2, a concentração foi aumentada de 0,04 para 0,12 mol/l, e a concentração de cloro foi aumentada de 0,02 para 0,06 mol/l. Quantas vezes a taxa da reação direta aumentou?

6. A reação entre as substâncias A e B é expressa pela equação: A + 2B → C. As concentrações iniciais são: [A] 0 = 0,04 mol/l, [B] o = 0,05 mol/l. A constante de taxa de reação é 0,4. Encontre a taxa de reação inicial e a taxa de reação após algum tempo, quando a concentração da substância A diminui em 0,01 mol/l.

7. Como a taxa da reação 2CO + O2 = 2CO2, ocorrendo em um recipiente fechado, mudará se a pressão for duplicada?

8. Calcule quantas vezes a taxa de reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 20 °C para 100 °C, tomando o valor do coeficiente de temperatura da taxa de reação igual a 4.

9. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) mudará se a pressão no sistema for aumentada em 4 vezes;

10. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) mudará se o volume do sistema for reduzido em 4 vezes?

11. Como a taxa da reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) mudará se a concentração de NO for aumentada em 4 vezes?

12. Qual é o coeficiente de temperatura da taxa de reação se, com um aumento de 40 graus na temperatura, a taxa de reação

aumenta 15,6 vezes?

14. . Encontre o valor da constante de velocidade para a reação A + B -> AB, se em concentrações das substâncias A e B iguais a 0,07 e 0,09 mol/l, respectivamente, a taxa de reação é 2,7 · 10 -5 mol/(l-min ).

14. A reação entre as substâncias A e B é expressa pela equação: A + 2B → C. As concentrações iniciais são: [A] 0 = 0,01 mol/l, [B] o = 0,04 mol/l. A constante de taxa de reação é 0,5. Encontre a taxa de reação inicial e a taxa de reação após algum tempo, quando a concentração da substância A diminui em 0,01 mol/l.

15. Como a taxa de reação 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) mudará se a pressão no sistema for duplicada;

16. No sistema CO + C1 2 = COC1 2, a concentração foi aumentada de 0,05 para 0,1 mol/l, e a concentração de cloro foi aumentada de 0,04 para 0,06 mol/l. Quantas vezes a taxa da reação direta aumentou?

17. Calcule quantas vezes a taxa de reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 20 °C para 80 °C, tomando o valor do coeficiente de temperatura da taxa de reação igual a 2.

18. Calcule quantas vezes a taxa de reação aumentará se a temperatura do sistema aumentar de 40 °C para 90 °C, tomando o valor do coeficiente de temperatura da taxa de reação igual a 4.

LIGAÇÃO QUÍMICA. FORMAÇÃO E ESTRUTURA DE MOLÉCULAS

1.Que tipos de ligações químicas você conhece? Dê um exemplo da formação de uma ligação iônica usando o método da ligação de valência.

2. Qual ligação química é chamada de covalente? O que é característico do tipo de ligação covalente?

4. Quais propriedades são caracterizadas por uma ligação covalente? Mostre isso com exemplos específicos.

4. Que tipo de ligação química existe nas moléculas de H2; Cl2HC1?

5.Qual é a natureza das ligações nas moléculas? NCI 4 CS2, CO2? Indique para cada um deles a direção do deslocamento do par de elétrons comum.

6. Qual ligação química é chamada de iônica? O que é característico do tipo de ligação iônica?

7. Que tipo de ligação existe nas moléculas de NaCl, N 2, Cl 2?

8. Desenhe todas as formas possíveis de sobreposição do orbital s com o orbital p;. Indique a direção da comunicação neste caso.

9. Explique o mecanismo doador-aceitador de ligações covalentes usando o exemplo da formação do íon fosfônio [PH 4 ]+.

10. Nas moléculas de CO, C0 2, a ligação é polar ou apolar? Explicar. Descreva a ligação de hidrogênio.

11. Por que algumas moléculas que possuem ligações polares são geralmente apolares?

12. O tipo de ligação covalente ou iônica é típico dos seguintes compostos: Nal, S0 2, KF? Por que uma ligação iônica é um caso extremo de ligação covalente?

14. O que é uma ligação metálica? Como é diferente de uma ligação covalente? Que propriedades dos metais ele determina?

14. Qual é a natureza das ligações entre os átomos nas moléculas; KHF 2, H 2 0, HNO ?

15. Como podemos explicar a alta força de ligação entre os átomos na molécula de nitrogênio N2 e a força significativamente menor na molécula de fósforo P4?

16. Que tipo de ligação é chamada de ligação de hidrogênio? Por que a formação de ligações de hidrogênio não é típica para moléculas de H2S e HC1, ao contrário de H2O e HF?

17. Qual ligação é chamada de iônica? Uma ligação iônica tem propriedades de saturação e direcionalidade? Por que é um caso extremo de ligação covalente?

18. Que tipo de ligação existe nas moléculas NaCl, N 2, Cl 2?