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

4. Lei de Avogadro. Fundada pelo físico italiano Avogadro em 1811. Os mesmos volumes de quaisquer gases, tomados 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 dessa lei é que 1 mol de qualquer gás ocupa em condições normais (P 0 \u003d 101,3 kPa e T 0 \u003d 298 K) um volume igual a 22,4 litros.

5. Lei Boyle-Mariotte

À temperatura constante, o volume de uma dada quantidade de gás é inversamente proporcional à pressão sob a qual ele está:

6. Lei de Gay-Lussac

A pressão constante, a variação no volume de um gás é diretamente proporcional à temperatura:

V/T = const.

7. A relação entre volume de gás, pressão e temperatura pode ser expressa a lei combinada de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, que é usado para trazer 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 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Avaliação independente do valor de molecular massas M pode ser feito usando o chamado equações de estado para um gás ideal ou as 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 de gás universal.

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

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

Exemplos de resolução de problemas

Exemplo 1 Trazendo o volume de gás para condições normais.

Que volume (n.o.) ocupará 0,4 × 10 -3 m 3 de gás a 50 0 C e uma pressão de 0,954 × 10 5 Pa?

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

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

O volume de gás (n.o.) é , onde T 0 = 273 K; p 0 \u003d 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

m 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.

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

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

Calcule a densidade do etano C 2 H 6 a partir do hidrogênio e do ar.

Decisão. Segue-se da lei de Avogadro que a densidade relativa de um gás sobre o outro é igual à razão das massas moleculares ( M h) desses gases, ou seja, D=M 1 /M 2. Se um M 1С2-6 = 30, M 2 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 os valores da densidade relativa desses gases em relação ao hidrogênio.

Decisão. Muitas vezes os cálculos são feitos de acordo com a regra de mistura, que é a razão entre os volumes de gases em uma mistura gasosa de dois componentes é inversamente proporcional às diferenças entre a densidade da mistura e as densidades dos gases que compõem essa mistura. . Vamos denotar a densidade relativa da mistura gasosa em relação ao hidrogênio através de 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 dessa 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 0,828 × 10 -3 kg. Calcule a massa molar do gás.

Decisão. Você pode calcular a massa molar de um gás usando a equação de Mendeleev-Clapeyron:

Onde mé a massa do gás; Mé a massa molar do gás; R- constante de gás molar (universal), cujo valor é determinado pelas unidades de medida aceitas.

Se a pressão é medida em Pa e o volume em m 3, então R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

A massa de 1 mol de uma substância é chamada de massa molar. Como se chama o volume de 1 mol de uma substância? Obviamente, também é chamado de volume molar.

Qual é o volume molar da água? Quando medimos 1 mol de água, não pesamos 18 g de água na balança - isso é inconveniente. Usamos utensílios de medição: um cilindro ou um béquer, pois sabíamos que a densidade da água é de 1 g/ml. Portanto, o volume molar de água é 18 ml/mol. Para líquidos e sólidos, o volume molar depende de sua densidade (Fig. 52, a). Outra coisa para gases (Fig. 52, b).

Arroz. 52.
Volumes molares (n.a.):
a - líquidos e sólidos; b - substâncias gasosas

Se tomarmos 1 mol de hidrogênio H 2 (2 g), 1 mol de oxigênio O 2 (32 g), 1 mol de ozônio O 3 (48 g), 1 mol de dióxido de carbono CO 2 (44 g) e até 1 mol de vapor de água H 2 O (18 g) nas mesmas condições, por exemplo, normal (em química, costuma-se chamar de condições normais (n.a.) uma temperatura de 0 ° C e uma pressão de 760 mm Hg, ou 101,3 kPa), verifica-se que 1 mol de qualquer um dos gases ocupará o mesmo volume, igual a 22,4 litros, e conterá o mesmo número de moléculas - 6 × 10 23.

E se tomarmos 44,8 litros de gás, quanto de sua substância será retirado? Claro, 2 mol, já que o volume dado é o dobro do volume molar. Conseqüentemente:

onde V é o volume do gás. Daqui

O volume molar é uma quantidade física igual à razão entre o volume de uma substância e a quantidade de uma substância.

O volume molar de substâncias gasosas é expresso em l/mol. Vm - 22,4 l/mol. O volume de um quilomol é chamado de quilomolar e é medido em m 3 / kmol (Vm = 22,4 m 3 / kmol). Assim, o volume milimolar é de 22,4 ml/mmol.

Tarefa 1. Encontre a massa de 33,6 m 3 de amônia NH 3 (n.a.).

Tarefa 2. Encontre a massa e o volume (n.s.) que 18 × 10 20 moléculas de sulfeto de hidrogênio H 2 S têm.

Ao resolver o problema, vamos prestar atenção ao número de moléculas 18 × 10 20 . Como 10 20 é 1000 vezes menor que 10 23 , obviamente, os cálculos devem ser feitos usando mmol, ml/mmol e mg/mmol.

Palavras-chave e frases

1. Volumes molares, milimolares e quilomolares de gases.
2. O volume molar dos gases (em condições normais) é de 22,4 l/mol.
3. Condições normais.

Trabalhar com computador

1. Consulte o aplicativo eletrônico. Estude o material da lição e complete as tarefas sugeridas.
2. Pesquise na Internet endereços de e-mail que possam servir como fontes adicionais que revelem o conteúdo das palavras-chave e frases do parágrafo. Ofereça ao professor sua ajuda na preparação de uma nova lição - faça um relatório sobre as palavras-chave e frases do próximo parágrafo.

Dúvidas e tarefas

1. Encontre a massa e o número de moléculas em n. sim para: a) 11,2 litros de oxigênio; b) 5,6 m3 de azoto; c) 22,4 ml de cloro.
2. Encontre o volume que, em n. sim levará: a) 3 g de hidrogênio; b) 96 kg de ozônio; c) 12 × 10 20 moléculas de nitrogênio.
3. Encontre as densidades (massa de 1 litro) de argônio, cloro, oxigênio e ozônio em n. sim Quantas moléculas de cada substância estarão contidas em 1 litro nas mesmas condições?
4. Calcule a massa de 5 l (n.a.): a) oxigênio; b) ozônio; c) dióxido de carbono CO2.
5. Especifique o que é mais pesado: a) 5 litros de dióxido de enxofre (SO 2) ou 5 litros de dióxido de carbono (CO 2); b) 2 litros de dióxido de carbono (CO 2) ou 3 litros de monóxido de carbono (CO).

A relação entre pressão e volume de um gás ideal a temperatura constante é mostrada na fig. 1.

A pressão e o volume de uma amostra de gás são inversamente proporcionais, ou seja, seus produtos são constantes: pV = const. Esta relação pode ser escrita de uma forma mais conveniente para resolver problemas:

p1 V 1 =p 2 V 2(Lei Boyle-Mariotte).

Imagine que 50 litros de gás (V 1 ), sob uma pressão de 2 atm (p 1), comprimida a um volume de 25 l (V 2), então sua nova pressão será igual a:

A dependência das propriedades dos gases ideais em relação à temperatura é determinada pela lei de Gay-Lussac: o volume de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta (em massa constante: V = kT, Onde k- fator de proporcionalidade). Essa relação geralmente é escrita de uma forma mais conveniente para resolver problemas:

Por exemplo, se 100 litros de gás a uma temperatura de 300 K são aquecidos a 400 K sem alterar a pressão, então a uma temperatura mais alta o novo volume de gás será igual a

Gravando a lei dos gases combinados pV/T== const pode ser convertido para a equação de Mendeleev-Clapeyron:

Onde R- constante universal de gás, a é o número de mols de gás.

A equação de Mendeleev-Clapeyron permite uma ampla variedade de cálculos. Por exemplo, você pode determinar o número de mols de gás a uma pressão de 3 atm e uma temperatura de 400 K, ocupando um volume de 70 litros:

Uma das consequências da lei dos gases combinados: volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. Esta é a lei de Avogadro.

Por sua vez, uma consequência importante também decorre da lei de Avogadro: as massas de dois volumes idênticos de gases diferentes (claro, à mesma pressão e temperatura) estão relacionadas com seus pesos moleculares:

m 1 /m 2 = M 1 /M 2 (m 1 e m 2 são as massas de dois gases);

M1 EU ESTOU 2 é a densidade relativa.

A lei de Avogadro só se aplica a gases ideais. Em condições normais, gases difíceis de comprimir (hidrogênio, hélio, nitrogênio, neônio, argônio) podem ser considerados ideais. Para monóxido de carbono (IV), amônia, óxido de enxofre (IV), desvios da idealidade já são observados em condições normais e aumentam com o aumento da pressão e diminuição da temperatura.

Exemplo 1. O dióxido de carbono com um volume de 1 litro em condições normais tem uma massa de 1,977 g. Qual é o volume real ocupado por um mol desse gás (em n.a.)? Explique a resposta.

Decisão. A massa molar M (CO 2) \u003d 44 g / mol, então o volume do mol é 44 / 1,977 \u003d 22,12 (l). Este valor é inferior ao aceito para gases ideais (22,4 l). A diminuição do volume está associada a um aumento na interação entre as moléculas de CO 2 , ou seja, um desvio da idealidade.

Exemplo 2. Cloro gasoso pesando 0,01 g, localizado em uma ampola selada com volume de 10 cm 3, é aquecido de 0 a 273 o C. Qual é a pressão inicial do cloro a 0 o C e a 273 o C?

Decisão. M r (Cl 2)=70,9; portanto, 0,01 g de cloro corresponde a 1,4 10-4 mol. O volume da ampola é de 0,01 l. Usando a equação de Mendeleev-Clapeyron pV=vRT, encontre a pressão inicial do cloro (pág. 1 ) a 0ºC:

da mesma forma encontramos a pressão do cloro (p 2) a 273 o C: p 2 \u003d 0,62 atm.

Exemplo 3. Qual é o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono (II) a uma temperatura de 15 o C e uma pressão de 790 mm Hg. Arte.?

Decisão.

Tarefas

1 . Que volume (em N.S.) ocupa 0,5 mol de oxigênio?
2 . Que volume é ocupado pelo hidrogênio contendo 18-10 23 moléculas (em n.a.)?
3 . Qual é a massa molar do óxido de enxofre (IV) se a densidade do hidrogênio desse gás é 32?
4 . Que volume é ocupado por 68 g de amônia a uma pressão de 2 atm e uma temperatura de 100 o C?
5 . Em um recipiente fechado com capacidade de 1,5 litros encontra-se uma mistura de sulfeto de hidrogênio com excesso de oxigênio a uma temperatura de 27 o C e pressão de 623,2 mm Hg. Arte. Encontre a quantidade total de substâncias no recipiente.
6 . Em uma sala grande, a temperatura pode ser medida com um termômetro de "gás". Para isso, um tubo de vidro com um volume interno de 80 ml foi preenchido com nitrogênio a uma temperatura de 20°C e uma pressão de 101,325 kPa. Depois disso, o tubo foi lenta e cuidadosamente retirado da sala para uma sala mais quente. Devido à expansão térmica, o gás escapou do tubo e foi coletado acima do líquido, cuja pressão de vapor é desprezível. O volume total de gás que sai do tubo (medido a 20°C e 101,325 kPa) é de 3,5 ml. Quantos mols de nitrogênio foram necessários para encher o tubo de vidro e qual é a temperatura da sala mais quente?
7 . Um químico que determinou a massa atômica de um novo elemento X em meados do século XIX usou o seguinte método: ele obteve quatro compostos contendo o elemento X (A, B, C e D) e determinou a fração de massa do elemento ( %) em cada um deles. Em um recipiente do qual o ar havia sido previamente evacuado, ele colocou cada composto, transferido para um estado gasoso a 250 o C, e estabeleceu a pressão de vapor da substância para 1,013 10 5 Pa. A massa da substância gasosa foi determinada a partir da diferença entre as massas dos vasos vazios e cheios. Um procedimento semelhante foi realizado com nitrogênio. O resultado foi uma tabela assim:

Gás	Peso total, g	Fração de massa () do elemento x na substância,%
N 2	0,652	-
MAS	0,849	97,3
B	2,398	68,9
NO	4,851	85,1
G	3,583	92,2

Determine a massa atômica provável do elemento X.

8 . Em 1826, o químico francês Dumas propôs um método para determinar a densidade do vapor, aplicável a muitas substâncias. Usando este método, foi possível encontrar os pesos moleculares dos compostos, usando a hipótese de Avogadro de que quantidades iguais de moléculas estão contidas em volumes iguais de gases e vapores em igual pressão e temperatura. No entanto, experimentos com algumas substâncias, feitos pelo método de Dumas, contradiziam a hipótese de Avogadro e punham em dúvida a própria possibilidade de determinar o peso molecular por esse método. Aqui está uma descrição de um desses experimentos (Fig. 2).

uma. No pescoço de um navio uma de volume conhecido, uma porção pesada de amônia b foi colocada e aquecida em um forno dentro até esta temperatura para , em que toda a amônia evaporou. Os vapores resultantes deslocaram o ar da embarcação, alguns deles se destacaram em forma de neblina. aquecido para o vaso, cuja pressão era igual à pressão atmosférica, foi selado ao longo da constrição r, depois resfriado e pesado.

Em seguida, o recipiente foi aberto, lavado da amônia condensada, seco e pesado novamente. Por diferença, foi determinada a massa m de amônia.

Essa massa, quando aquecida a para teve pressão R, igual ao atmosférico, em um recipiente com volume v. Para o recipiente a, a pressão e o volume de uma massa conhecida de hidrogênio à temperatura ambiente foram predeterminados. A razão entre o peso molecular da amônia e o peso molecular do hidrogênio foi determinada pela fórmula

Consegui o valor M / M (H 2) \u003d 13.4. A razão calculada a partir da fórmula NH 4 Cl foi de 26,8.

b. O experimento foi repetido, mas o gargalo do vaso foi fechado com uma rolha de amianto porosa. d, permeável a gases e vapores. Ao mesmo tempo, temos a relação M/ M (H 2) \u003d 14.2.

dentro. Repetimos o experimento b, mas aumentamos a amostra inicial de amônia em 3 vezes. A razão tornou-se igual a M/M (H 2) = 16,5.
Explique os resultados do experimento descrito e prove que a lei de Avogadro foi observada neste caso.

1. Um mol de qualquer gás ocupa um volume (em n.a.) de 22,4 litros; 0,5 mol O 2 ocupa um volume de 22,40,5 \u003d 11,2 (l).
2. O número de moléculas de hidrogênio igual a 6,02-10 23 (número de Avogadro), em n. sim ocupa um volume de 22,4 l (1 mol); então

3. Massa molar de óxido de enxofre(IV): M(SO2) = 322 = 64 (g/mol).
4. Em n. sim 1 mol de NH3, igual a 17 g, ocupa um volume de 22,4 litros, 68 g ocupa um volume X eu ,

Da equação do estado gasoso p o V o /T o = p 1 V 1 /T 1 encontramos

misturas de H 2 S e O 2 .

6 . Ao encher o tubo com nitrogênio

No tubo permaneceu (sob condições iniciais) V 1: 80-3,5 = 76,5 (ml). Com o aumento da temperatura, o nitrogênio, que ocupava um volume de 76,5 ml (V 1) a 20 o C, passou a ocupar um volume de V 2 = 80 ml. Então, de acordo com Т 1 /Т 2 = = V 1 /V 2 temos

Suponha que a uma temperatura de 250 ° C, as substâncias A, B, C, D sejam gases ideais. Então pela lei de Avogadro

Massa do elemento X em 1 mol de substância A, B, C e D (g/mol):

M(A). 0,973 = 35,45; M(B). 0,689 = 70,91; M (B). 0,851 = 177,17; M(G). 0,922 = 141,78

Como deve haver um número inteiro de átomos do elemento X na molécula da substância, é necessário encontrar o máximo divisor comum dos valores obtidos. É 35,44 g/mol, e esse número pode ser considerado a provável massa atômica do elemento X.

8. Qualquer químico moderno pode explicar facilmente os resultados do experimento. Sabe-se que a sublimação da amônia - cloreto de amônio - é um processo reversível de decomposição térmica deste sal:

NH4Cl		NH3	+ HCl.
53,5		17	36,5

Na fase gasosa estão a amônia e o cloreto de hidrogênio, seus pesos moleculares relativos médios M t

Menos clara é a mudança no resultado na presença de um tampão de amianto. No entanto, em meados do século passado, foram precisamente os experimentos com divisórias porosas (“furo”) que mostraram que o vapor de amônia continha dois gases. A amônia mais leve passa pelos poros mais rapidamente e é fácil de detectar, seja pelo cheiro ou com papel indicador úmido.

Uma expressão rigorosa para estimar a permeabilidade relativa de gases através de partições porosas é dada pela teoria cinética molecular dos gases. Velocidade média das moléculas de gás
, onde R é a constante do gás; T- temperatura absoluta; M- massa molar. De acordo com esta fórmula, a amônia deve se difundir mais rapidamente que o cloreto de hidrogênio:

Consequentemente, quando uma rolha de amianto é introduzida no gargalo do frasco, o gás no frasco terá tempo para se enriquecer um pouco com HC1 pesado durante o tempo em que a pressão se iguala à pressão atmosférica. A densidade relativa do gás aumenta neste caso. Com um aumento na massa de NH 4 C1, uma pressão igual à pressão atmosférica será estabelecida posteriormente (o tampão de amianto evita o rápido vazamento de vapor do frasco), o gás no frasco conterá mais cloreto de hidrogênio do que no anterior caso; a densidade do gás aumentará.

O volume de uma grama-molécula de um gás, assim como a massa de uma grama-molécula, é uma unidade de medida derivada e é expressa como a razão de unidades de volume - litros ou mililitros para um mol. Portanto, a dimensão do volume gram-molecular é l/mol ou ml/mol. Como o volume de um gás depende da temperatura e da pressão, o volume gram-molecular de um gás varia dependendo das condições, mas como as gram-moléculas de todas as substâncias contêm o mesmo número de moléculas, as gram-moléculas de todas as substâncias sob as mesmas condições ocupam o mesmo volume. em condições normais. = 22,4 l/mol, ou 22.400 ml/mol. Recálculo do volume gram-molecular de gás em condições normais por volume em determinadas condições de produção. é calculado de acordo com a equação: J-t-tr da qual se segue que onde Vo é o volume gram-molecular de gás em condições normais, Umol é o volume gram-molecular de gás desejado. Exemplo. Calcule o volume gram-molecular do gás a 720 mm Hg. Arte. e 87°C. Decisão. Os cálculos mais importantes relacionados com o volume gram-molecular de um gás a) Conversão do volume de gás em número de moles e número de moles por volume de gás. Exemplo 1. Calcule quantos mols estão contidos em 500 litros de gás em condições normais. Decisão. Exemplo 2. Calcule o volume de 3 mol de gás a 27 * C 780 mm Hg. Arte. Decisão. Calculamos o volume gram-molecular de gás sob as condições especificadas: V - ™ ** RP st. - 22.Al/mol. 300 graus \u003d 94 p. -273 vrad 780 mm Hg "ap.--24" ° Calcular o volume de 3 mol GRAM VOLUME MOLECULAR DE GÁS V \u003d 24,0 l / mol 3 mol \u003d 72 l b) Conversão da massa de gás ao seu volume e volume de um gás por sua massa. No primeiro caso, o número de mols de gás é calculado primeiro a partir de sua massa e, em seguida, o volume de gás é calculado a partir do número encontrado de mols. No segundo caso, o número de mols de gás é calculado primeiro a partir de seu volume e, em seguida, a partir do número encontrado de mols, a massa do gás. Exemplo 1, Calcule o volume (a N.C.) de 5,5 g de dióxido de carbono CO * Solução. |icoe ■= 44 g/mol V = 22,4 l/mol 0,125 mol 2,80 l Exemplo 2. Calcule a massa de 800 ml (em n.a.) de monóxido de carbono CO. Decisão. | * w => 28 g / mol m " 28 g / lnm 0,036 fez * \u003d" 1,000 g Se a massa do gás for expressa não em gramas, mas em quilogramas ou toneladas, e seu volume não for expresso em litros ou mililitros, mas em metros cúbicos, então uma abordagem dupla para esses cálculos é possível: dividir as medidas mais altas em mais baixas, ou o cálculo de ae com mols é conhecido e com quilograma-moléculas ou toneladas-moléculas, usando as seguintes razões: em condições normais, 1 quilograma-molécula-22.400 l/kmol, 1 tonelada-molécula - 22.400 m*/tmol. Unidades: quilograma-molécula - kg/kmol, tonelada-molécula - t/tmol. Exemplo 1. Calcule o volume de 8,2 toneladas de oxigênio. Decisão. 1 tonelada-molécula Oa » 32 t/tmol. Encontramos o número de toneladas-moléculas de oxigênio contidas em 8,2 toneladas de oxigênio: 32 t/tmol ** 0,1 Calcule a massa de 1000 -k * amônia (em n.a.). Decisão. Calculamos o número de toneladas-moléculas na quantidade especificada de amônia: "-stay5JT-0,045 t/mol Calcule a massa de amônia: 1 tonelada-molécula NH, 17 t/mol tyv, \u003d 17 t/mol 0,045 t/ mol * 0,765 t O princípio geral de cálculo, relacionado às misturas de gases, é que os cálculos relacionados aos componentes individuais são realizados separadamente e, em seguida, os resultados são somados. Exemplo 1. Calcule o volume de uma mistura de gases composta por 140 g de nitrogênio e 30 e de hidrogênio ocuparão em condições normais Solução Calcule o número de mols de nitrogênio e hidrogênio contidos na mistura (Nº "= 28 u/mol; cn, = 2 g/mol): 140 £ 30 em 28 g/ mol W Total 20 mol GRAM VOLUME MOLECULAR DE GÁS Calcule o volume da mistura : Ueden em 22 "4 AlnoAb 20 mol " 448 l Exemplo 2. Calcule a massa de 114 mistura (em n.a.) de monóxido de carbono e dióxido de carbono, o cuja composição volumétrica é expressa pela razão: /lso: /iso, = 8:3. Decisão. De acordo com a composição indicada, encontramos os volumes de cada gás pelo método de divisão proporcional, após o qual calculamos o número correspondente de mols: t / II l "8 Q" "11 J 8 Q Ksoe 8 + 3 8 * Va > "a & + & * VCQM grfc - 0 "36 ^-grfc "" 0,134 jas * Calculando! a massa de cada um dos gases a partir do número encontrado de mols de cada um deles. 1 "co 28 g / mol; jico . \u003d 44 g / mol moo "28 e! mol 0,36 mol "South tco. \u003d 44 e / zham" - 0,134 "au> - 5,9 g Adicionando as massas encontradas de cada um dos componentes, encontramos a massa de a mistura: gás por volume gram-molecular Acima foi considerado o método de cálculo do peso molecular de um gás por densidade relativa.Agora vamos considerar o método de cálculo do peso molecular de um gás por volume gram-molecular.No cálculo, supõe-se que a massa e o volume do gás são diretamente proporcionais entre si. massa, que em matemática cuja forma é expressa da seguinte forma: V_ Ushts / i (x onde Un * "- volume grama-molecular, p - peso grama-molecular. Daí _ Huiol t p? Vamos considerar a técnica de cálculo em um exemplo específico. "Exemplo. A massa de 34 $ ju gás a 740 mm Hg, spi e 21 ° C é 0,604 g. Calcule o peso molecular do gás. Decisão. Para resolver, você precisa saber o volume gram-molecular do gás. Portanto, antes de proceder aos cálculos, é necessário deter-se em algum volume grama-molecular específico do gás. Você pode usar o volume grama-molecular padrão de gás, que é igual a 22,4 l / mol. Então o volume de gás especificado na condição do problema deve ser levado às condições normais. Mas é possível, ao contrário, calcular o volume gram-molecular de um gás nas condições especificadas no problema. Com o primeiro método de cálculo, o seguinte projeto é obtido: em 740 * mrt.st .. 340 ml - 273 graus ^ Q ^ 0 760 mm Hg. Arte. 294 deg™ 1 1,1 - 22,4 l/mol 0,604 em _ s, ypya. -m-8 \u003d 44 g, M0Ab No segundo método, encontramos: V - 22»4 A! mol No. mm Hg. st.-29A deg 0A77 l1ylv. Uiol 273 vrad 740 mmHg Arte. ~ R * 0 ** Em ambos os casos, calculamos a massa da molécula grama, mas como a molécula grama é numericamente igual à massa molecular, encontramos a massa molecular.

2.1. Densidade relativa do gás d igual à razão de densidades (ρ 1 e ρ 2) de gases (à mesma pressão e temperatura):

d \u003d ρ 1: ρ 2 ≈ M 1: M 2 (2,1)

onde M 1 e M 2 são os pesos moleculares dos gases.

Densidade relativa do gás:

em relação ao ar: d ≈ M/29
em relação ao hidrogênio: d ≈ M/2

onde М, 29 e 2 são os pesos moleculares correspondentes do gás, ar e hidrogênio dados.

2.2. Quantidade de peso a (em g) gás em um determinado volume V (em dm 3):

• a \u003d M * 1,293 * p * 273 * V / 28,98 (273 + t) * 760 \u003d 0,01605 * p * M * V / 273 + t (2,2)

onde M é o peso molecular do gás, p é a pressão do gás, mm Hg, t é a temperatura do gás, 0 C.

A quantidade de gás em g por 1 dm 3 em condições normais

onde d é a densidade relativa do gás em relação ao ar.

2.3.Volume V ocupado por uma dada quantidade em peso a de gás :

V \u003d a * 22,4 * 760 * (273 + t) / M * p (2,4)

2.5. Misturas de gases

A massa (em g) de uma mistura de componentes em forma de n com volumes V 1, V 2 ... V n e pesos moleculares M 1, M 2 ... M n é igual a

Onde 22,4 é o volume de 1 mol de uma substância no estado gasoso a 273 K e 101,32 kPa (0°C e 760 mm Hg)

Como o volume da mistura V \u003d V 1 + V 2 + ... + V n, então 1 dm 3 tem massa:

O peso molecular médio M da mistura gasosa (com aditividade de suas propriedades) é igual a:

A concentração dos componentes das misturas gasosas é mais frequentemente expressa em porcentagem por volume. A concentração volumétrica (V 1 /V·100) coincide numericamente com a fração da pressão parcial do componente (р 1 /р·100) e com sua concentração molar (M 1 /M·100).

As proporções dos componentes individuais i na mistura gasosa são iguais, %

maciço volumoso

onde q i é o teor de massa do i-ésimo componente na mistura.

Volumes iguais de gases diferentes sob as mesmas condições contêm o mesmo número de moléculas, então

p 1: p 2: ... = V 1: V 2: ... = M 1: M 2: ...

onde M é o número de mols.

Número de mols do componente:

Se o gás estiver nas mesmas condições(P, T) e é necessário determinar seu volume ou massa sob outras condições (P', T'), então as seguintes fórmulas são usadas:

para conversão de volume

para conversão em massa

Em T = pressão parcial const P us vapor saturado em uma mistura gasosa, independentemente da pressão total, é constante. A 101,32 kPa e T K, 1 mol de gás ou vapor ocupa um volume de 22,4 (T/273) dm 3. Se a pressão de vapor a esta temperatura é P us, então o volume de 1 mol é:

Assim, a massa de 1m 3 par de peso molecular M na temperatura T e pressão P é igual a nós, em g/m 3

Conhecendo o teor de massa de vapor saturado em 1 m 3 da mistura, podemos calcular sua pressão:

O volume de gás seco é calculado pela fórmula:

onde P sat., T é a pressão do vapor d'água saturado à temperatura T.

Trazendo os volumes de V seco (T, P) seco. e húmido V (T, P) vl. gases para condições normais (n.o.) (273 K e 101,32 kPa) são produzidos de acordo com as fórmulas:

Fórmula

são usados ​​para recalcular o volume de gás úmido em P e T para outros P', T', desde que a pressão de equilíbrio do vapor d'água também mude com a temperatura. As expressões para recalcular volumes de gás sob diferentes condições são semelhantes:

Se a pressão de vapor d'água do vapor saturado a qualquer temperatura for P sat. , mas é necessário calcular G n.o.s. - seu conteúdo em 1 m 3 de gás em n.o., então a equação (1.2) é usada, mas neste caso T não é a temperatura de saturação, mas é igual a 273 K.

Disso decorre que:

G n.o.s. = 4,396 10 -7 Sr. .

A pressão do vapor d'água saturado, se seu conteúdo for conhecido em 1 m 3 em n.o. calculado de acordo com a fórmula.