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, o conceito da quantidade de uma substância pode ser formulado: 1 mol de uma substância contém um número de partículas igual a 6,02 * 10 23 (chamado 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 do 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 (101,325 kPa 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?

Solução. 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 \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.

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.

Solução. 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.

Solução. 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.

Solução. 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).

3.1. Ao realizar medições de ar atmosférico, ar da área de trabalho, bem como emissões industriais e hidrocarbonetos em gasodutos, há um problema de trazer os volumes de ar medidos para condições normais (padrão). Muitas vezes, na prática, ao realizar medições da qualidade do ar, a conversão das concentrações medidas em condições normais não é usada, resultando na obtenção de resultados não confiáveis.

Segue um trecho da Norma:

“As medições são trazidas para condições padrão usando a seguinte fórmula:

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

onde: C 0 - o resultado, expresso em unidades de massa por unidade de volume de ar, kg/cu. m, ou a quantidade de substância por unidade de volume de ar, mol/cu. m, em temperatura e pressão padrão;

C 1 - o resultado, expresso em unidades de massa por unidade de volume de ar, kg/cu. m, ou a quantidade de substância por unidade de volume

ar, mol/cu. m, à temperatura T 1, K e pressão P 1, kPa.

A fórmula para trazer às condições normais de forma simplificada tem a forma (2)

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

fator de conversão padrão para normalização. Os parâmetros de ar e impurezas são medidos em diferentes temperaturas, pressões e umidade. Os resultados levam a condições padrão para comparar parâmetros de qualidade do ar medidos em diferentes locais e climas.

3.2 Condições normais da indústria

As condições normais são as condições físicas padrão com as quais as propriedades das substâncias são geralmente correlacionadas (temperatura e pressão padrão, STP). As condições normais são definidas pela IUPAC (União Internacional de Química Prática e Aplicada) da seguinte forma: Pressão atmosférica 101325 Pa = 760 mm Hg. Temperatura do ar 273,15 K = 0° C.

As condições padrão (Temperatura e Pressão Ambiente Padrão, SATP) são temperatura e pressão ambiente normal: pressão 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. St.; temperatura 298,15 K = 25°C.

Outras áreas.

Medições de qualidade do ar.

Os resultados das medições das concentrações de substâncias nocivas no ar da área de trabalho levam às seguintes condições: temperatura de 293 K (20°C) e pressão de 101,3 kPa (760 mm Hg).

Os parâmetros aerodinâmicos das emissões de poluentes devem ser medidos de acordo com as normas estaduais vigentes. Os volumes de gases de escape obtidos a partir dos resultados das medições instrumentais devem ser levados às condições normais (n.s.): 0 ° C, 101,3 kPa ..

Aviação.

A Organização da Aviação Civil Internacional (ICAO) define a Atmosfera Padrão Internacional (ISA) ao nível do mar com temperatura de 15°C, pressão atmosférica de 101325 Pa e umidade relativa de 0%. Esses parâmetros são usados ​​no cálculo do movimento da aeronave.

Economia de gás.

A indústria de gás da Federação Russa usa condições atmosféricas de acordo com GOST 2939-63 para assentamentos com consumidores: temperatura 20°C (293,15K); pressão 760 mm Hg. Arte. (101325 N/m²); umidade é 0. Assim, a massa de um metro cúbico de gás de acordo com GOST 2939-63 é um pouco menor do que sob condições normais "químicas".

Testes

Para testar máquinas, instrumentos e outros produtos técnicos, são considerados valores normais de fatores climáticos ao testar produtos (condições normais de teste climático):

Temperatura - mais 25°±10°С; Umidade relativa - 45-80%

Pressão atmosférica 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Verificação de instrumentos de medição

Os valores nominais das grandezas de influência normal mais comuns são selecionados da seguinte forma: Temperatura - 293 K (20°C), pressão atmosférica - 101,3 kPa (760 mmHg).

Racionamento

As diretrizes para estabelecer padrões de qualidade do ar indicam que os MPCs no ar ambiente são definidos em condições internas normais, ou seja, 20 C e 760 milímetros. art. Arte.

O volume molar de um gás é igual à razão entre o volume de gás e a quantidade de substância desse gás, ou seja,

V m = V(X) / n(X),

onde V m - volume molar de gás - um valor constante para qualquer gás sob determinadas condições;

V(X) é o volume de gás X;

n(X) é a quantidade de substância gasosa X.

O volume molar dos gases em condições normais (pressão normal p n \u003d 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa e temperatura T n \u003d 273,15 K ≈ 273 K) é V m \u003d 22,4 l / mol.

Leis dos gases ideais

Em cálculos envolvendo gases, muitas vezes é necessário passar dessas condições para condições normais ou vice-versa. Neste caso, é conveniente usar a seguinte fórmula da lei dos gases combinada de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

pV / T = p n V n / T n

Onde p é a pressão; V - volume; T é a temperatura na escala Kelvin; o índice "n" indica condições normais.

Fração de volume

A composição de misturas de gases é frequentemente expressa usando uma fração de volume - a razão entre o volume de um determinado componente e o volume total do sistema, ou seja,

φ(X) = V(X) / V

onde φ(X) - fração volumétrica do componente X;

V(X) - volume do componente X;

V é o volume do sistema.

A fração de volume é uma quantidade adimensional, é expressa em frações de uma unidade ou em porcentagem.

Exemplo 1. Que volume levará a uma temperatura de 20 ° C e uma pressão de 250 kPa de amônia pesando 51 g?

1. Determine a quantidade de substância amônia: n (NH 3) \u003d m (NH 3) / M (NH 3) \u003d 51/17 \u003d 3 mol. 2. O volume de amônia em condições normais é: V (NH 3) \u003d V m n (NH 3) \u003d 22,4 3 \u003d 67,2 l. 3. Usando a fórmula (3), trazemos o volume de amônia para essas condições (temperatura T = (273 + 20) K = 293 K): V (NH 3) \u003d p n V n (NH 3) / pT n \u003d 101,3 293 67,2 / 250 273 \u003d 29,2 l. Resposta: V (NH 3) \u003d 29,2 litros.

Exemplo 2. Determine o volume que uma mistura gasosa contendo hidrogênio, pesando 1,4 g e nitrogênio, pesando 5,6 g, terá em condições normais.

1. Encontre a quantidade de matéria de hidrogênio e nitrogênio: n (N 2) \u003d m (N 2) / M (N 2) \u003d 5,6 / 28 \u003d 0,2 mol n (H 2) \u003d m (H 2) / M (H 2) \u003d 1,4 / 2 \u003d 0,7 mol 2. Como em condições normais esses gases não interagem entre si, o volume da mistura gasosa será igual à soma dos volumes dos gases, ou seja, V (misturas) \u003d V (N 2) + V (H 2) \u003d V m n (N 2) + V m n (H2) \u003d 22,4 0,2 + 22,4 0,7 \u003d 20,16 l. Resposta: V (mistura) \u003d 20,16 litros.

Lei das Relações Volumétricas

Como resolver o problema usando a "Lei das Relações Volumétricas"?

Lei das razões volumétricas: Os volumes dos gases envolvidos em uma reação estão relacionados entre si como pequenos números inteiros iguais aos coeficientes na equação da reação.

Os coeficientes nas equações de reação mostram o número de volumes de substâncias gasosas reagindo e formadas.

Exemplo. Calcule o volume de ar necessário para queimar 112 litros de acetileno.

1. Compomos a equação da reação:

2. Com base na lei das proporções volumétricas, calculamos o volume de oxigênio:

112/2 \u003d X / 5, de onde X \u003d 112 5 / 2 \u003d 280l

3. Determine o volume de ar:

V (ar) \u003d V (O 2) / φ (O 2)

V (ar) \u003d 280 / 0,2 \u003d 1400 l.

: V \u003d n * Vm, onde V é o volume de gás (l), n é a quantidade de substância (mol), Vm é o volume molar de gás (l / mol), no normal (n.o.) é um padrão valor e é igual a 22,4 l/mol. Acontece que na condição não há quantidade de uma substância, mas há uma massa de uma certa substância, então fazemos assim: n = m / M, onde m é a massa da substância (g), M é a massa molar da substância (g/mol). Encontramos a massa molar de acordo com a tabela D.I. Mendeleev: sob cada elemento está sua massa atômica, some todas as massas e obtenha a que precisamos. Mas essas tarefas são bastante raras, geralmente há um arquivo . A solução para esses problemas é um pouco diferente. Vejamos um exemplo.

Que volume de hidrogênio será liberado em condições normais se alumínio pesando 10,8 g for dissolvido em excesso de ácido clorídrico.

Se estamos lidando com um sistema de gás, então a seguinte fórmula ocorre: q(x) = V(x)/V, onde q(x)(phi) é a fração do componente, V(x) é o volume do componente (l), V é o volume do sistema (l). Para encontrar o volume do componente, obtemos a fórmula: V(x) = q(x)*V. E se você precisar encontrar o volume do sistema, então: V = V(x)/q(x).

Nota

Existem outras fórmulas para encontrar o volume, mas se você precisar encontrar o volume de um gás, apenas as fórmulas fornecidas neste artigo servirão.

Fontes:

• "Manual de Química", G.P. Khomchenko, 2005.
• como encontrar o escopo do trabalho
• Encontre o volume de hidrogênio na eletrólise de uma solução de ZnSO4

Um gás ideal é aquele em que a interação entre as moléculas é desprezível. Além da pressão, o estado de um gás é caracterizado pela temperatura e volume. As relações entre esses parâmetros são exibidas nas leis dos gases.

Instrução

A pressão de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura, à quantidade de substância e inversamente proporcional ao volume do recipiente ocupado pelo gás. O coeficiente de proporcionalidade é a constante universal de gás R, aproximadamente igual a 8,314. É medido em joules dividido por mols e por.

Esta disposição forma a dependência matemática P=νRT/V, onde ν é a quantidade de substância (mol), R=8,314 é a constante universal do gás (J/mol K), T é a temperatura do gás, V é o volume. A pressão é expressa em . Pode ser expresso e, enquanto 1 atm \u003d 101,325 kPa.

A dependência considerada é consequência da equação de Mendeleev-Clapeyron PV=(m/M) RT. Aqui m é a massa do gás (g), M é sua massa molar (g / mol), e a fração m / M dá como resultado a quantidade de substância ν, ou o número de moles. A equação de Mendeleev-Clapeyron é válida para todos os gases que podem ser considerados. Esta é uma lei física dos gases.

Nomes de ácidos são formados a partir do nome russo do átomo de ácido central com a adição de sufixos e terminações. Se o estado de oxidação do átomo central do ácido corresponde ao número do grupo do sistema Periódico, o nome é formado usando o adjetivo mais simples do nome do elemento: H 2 SO 4 - ácido sulfúrico, HMnO 4 - ácido manganês . Se os elementos formadores de ácido têm dois estados de oxidação, então o estado de oxidação intermediário é indicado pelo sufixo -ist-: H 2 SO 3 - ácido sulfuroso, HNO 2 - ácido nitroso. Para os nomes dos ácidos halogênios com muitos estados de oxidação, vários sufixos são usados: exemplos típicos - HClO 4 - cloro n º ácido, HClO 3 - cloro novato º ácido, HClO 2 - cloro é ácido, HClO - cloro novatista ácido (o ácido anóxico HCl é chamado de ácido clorídrico - geralmente ácido clorídrico). Os ácidos podem diferir no número de moléculas de água que hidratam o óxido. Os ácidos que contêm o maior número de átomos de hidrogênio são chamados de ortoácidos: H 4 SiO 4 - ácido ortosilícico, H 3 PO 4 - ácido fosfórico. Ácidos contendo 1 ou 2 átomos de hidrogênio são chamados de metaácidos: H 2 SiO 3 - ácido metassilícico, HPO 3 - ácido metafosfórico. Ácidos contendo dois átomos centrais são chamados di ácidos: H 2 S 2 O 7 - ácido dissulfúrico, H 4 P 2 O 7 - ácido difosfórico.

Os nomes dos compostos complexos são formados da mesma forma que nomes de sal, mas o cátion ou ânion complexo recebe um nome sistemático, ou seja, é lido da direita para a esquerda: K 3 - hexafluoroferrato de potássio (III), SO 4 - sulfato de tetraamina de cobre (II).

Nomes de óxidos são formados usando a palavra "óxido" e o caso genitivo do nome russo do átomo de óxido central, indicando, se necessário, o grau de oxidação do elemento: Al 2 O 3 - óxido de alumínio, Fe 2 O 3 - óxido de ferro (III).

Nomes básicos são formados usando a palavra "hidróxido" e o caso genitivo do nome russo do átomo de hidróxido central, indicando, se necessário, o grau de oxidação do elemento: Al (OH) 3 - hidróxido de alumínio, Fe (OH) 3 - hidróxido de ferro (III).

Nomes de compostos com hidrogênio são formados dependendo das propriedades ácido-base desses compostos. Para compostos formadores de ácido gasoso com hidrogênio, os nomes são usados: H 2 S - sulfano (sulfeto de hidrogênio), H 2 Se - selano (seleneto de hidrogênio), HI - iodo de hidrogênio; suas soluções em água são chamadas, respectivamente, de hidrossulfeto, ácidos hidroselênico e iodídrico. Para alguns compostos com hidrogênio, nomes especiais são usados: NH 3 - amônia, N 2 H 4 - hidrazina, PH 3 - fosfina. Compostos com hidrogênio com um estado de oxidação de -1 são chamados de hidretos: NaH é hidreto de sódio, CaH 2 é hidreto de cálcio.

Nomes de sais são formados a partir do nome latino do átomo central do resíduo ácido com a adição de prefixos e sufixos. Os nomes dos sais binários (dois elementos) são formados usando o sufixo - Eu iria: NaCl - cloreto de sódio, Na 2 S - sulfureto de sódio. Se o átomo central de um resíduo ácido contendo oxigênio tem dois estados de oxidação positivos, então o estado de oxidação mais alto é indicado pelo sufixo - no: Na 2 SO 4 - sulf no sódio, KNO 3 - nitro no potássio, e o estado de oxidação mais baixo - o sufixo - isto: Na 2 SO 3 - sulf isto sódio, KNO 2 - nitro isto potássio. Para o nome de sais de halogênios contendo oxigênio, prefixos e sufixos são usados: KClO 4 - faixa cloro no potássio, Mg (ClO 3) 2 - cloro no magnésio, KClO 2 - cloro isto potássio, KClO- hipopótamo cloro isto potássio.

Saturação covalentesconexãosua- manifesta-se no fato de que não há elétrons desemparelhados nos compostos de elementos s e p, ou seja, todos os elétrons desemparelhados dos átomos formam pares de elétrons de ligação (exceções são NO, NO 2, ClO 2 e ClO 3).

Pares de elétrons solitários (LEPs) são elétrons que ocupam orbitais atômicos em pares. A presença de NEP determina a capacidade de ânions ou moléculas de formar ligações doador-aceptor como doadores de pares de elétrons.

Elétrons desemparelhados - elétrons de um átomo, contidos um a um no orbital. Para os elementos s e p, o número de elétrons desemparelhados determina quantos pares de elétrons de ligação um determinado átomo pode formar com outros átomos pelo mecanismo de troca. No método de ligações de valência, assume-se que o número de elétrons desemparelhados pode ser aumentado por pares de elétrons não compartilhados se houver orbitais vagos dentro do nível eletrônico de valência. Na maioria dos compostos de elementos s e p, não há elétrons desemparelhados, pois todos os elétrons desemparelhados dos átomos formam ligações. No entanto, existem moléculas com elétrons desemparelhados, por exemplo NO, NO 2 , são altamente reativas e tendem a formar dímeros do tipo N 2 O 4 às custas de elétrons desemparelhados.

Concentração normal -é o número de mols equivalentes em 1 litro de solução.

Condições normais - temperatura 273 K (0 o C), pressão 101,3 kPa (1 atm).

Mecanismos de troca e doador-aceitador de formação de ligações químicas. A formação de ligações covalentes entre átomos pode ocorrer de duas maneiras. Se a formação de um par de elétrons de ligação ocorre devido aos elétrons desemparelhados de ambos os átomos ligados, esse método de formação de um par de elétrons de ligação é chamado de mecanismo de troca - os átomos trocam elétrons, além disso, os elétrons de ligação pertencem a ambos os átomos ligados . Se o par de elétrons de ligação é formado devido ao par de elétrons solitário de um átomo e o orbital vago de outro átomo, então essa formação do par de elétrons de ligação é um mecanismo doador-aceptor (ver Fig. método de ligação de valência).

Reações iônicas reversíveis - são reações nas quais se formam produtos capazes de formar substâncias iniciais (se tivermos em mente a equação escrita, então sobre reações reversíveis podemos dizer que elas podem ocorrer em ambas as direções com a formação de eletrólitos fracos ou compostos pouco solúveis) . As reações iônicas reversíveis são frequentemente caracterizadas por conversão incompleta; uma vez que durante uma reação iônica reversível, formam-se moléculas ou íons que provocam um deslocamento na direção dos produtos iniciais da reação, ou seja, como se eles “atrasassem” a reação. As reações iônicas reversíveis são descritas usando o sinal ⇄ e as reações irreversíveis são descritas usando o sinal →. Um exemplo de reação iônica reversível é a reação H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, e um exemplo de reação irreversível é S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidantes – substâncias nas quais, durante as reações redox, os estados de oxidação de alguns elementos diminuem.

Dualidade redox - a capacidade das substâncias de agir reações redox como agente oxidante ou agente redutor, dependendo do parceiro (por exemplo, H 2 O 2 , NaNO 2).

Reações redox(OVR) - Estas são reações químicas durante as quais os estados de oxidação dos elementos dos reagentes mudam.

Potencial redox - um valor que caracteriza a capacidade redox (força) tanto do agente oxidante quanto do agente redutor, que compõem a semi-reação correspondente. Assim, o potencial redox do par Cl 2 /Cl -, igual a 1,36 V, caracteriza o cloro molecular como agente oxidante e o íon cloreto como agente redutor.

Óxidos - compostos de elementos com oxigênio, em que o oxigênio tem um estado de oxidação de -2.

Interações de orientação– interações intermoleculares de moléculas polares.

Osmose - o fenômeno da transferência de moléculas de solvente em uma membrana semipermeável (somente permeável a solvente) para uma concentração de solvente mais baixa.

Pressão osmótica - propriedade físico-química das soluções, devido à capacidade das membranas de passar apenas moléculas de solvente. A pressão osmótica do lado da solução menos concentrada equaliza as taxas de penetração das moléculas do solvente em ambos os lados da membrana. A pressão osmótica de uma solução é igual à pressão de um gás em que a concentração de moléculas é igual à concentração de partículas na solução.

Fundações segundo Arrhenius - substâncias que, no processo de dissociação eletrolítica, separam os íons hidróxido.

Fundações segundo Bronsted - compostos (moléculas ou íons como S 2-, HS -) que podem ligar íons de hidrogênio.

Fundações de acordo com Lewis (bases de Lewis) – compostos (moléculas ou íons) com pares de elétrons não compartilhados capazes de formar ligações doador-aceptor. A base de Lewis mais comum são as moléculas de água, que possuem fortes propriedades doadoras.

^ Massa molar e volume molar de uma substância. A massa molar é a massa de um mol de uma substância. É calculado através da massa e quantidade da substância de acordo com a fórmula:

Mv \u003d K · Sr. (1)

Onde: K - coeficiente de proporcionalidade, igual a 1g/mol.

De fato, para o isótopo de carbono 12 6 С Ar = 12, e a massa molar dos átomos (de acordo com a definição do conceito de "mol") é de 12 g / mol. Consequentemente, os valores numéricos das duas massas são os mesmos, o que significa que K = 1. Segue que a massa molar de uma substância, expressa em gramas por mol, tem o mesmo valor numérico que seu peso molecular relativo(atômico) peso. Assim, a massa molar do hidrogênio atômico é 1,008 g/mol, o hidrogênio molecular é 2,016 g/mol e o oxigênio molecular é 31,999 g/mol.

De acordo com a lei de Avogadro, o mesmo número de moléculas de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições. Por outro lado, 1 mol de qualquer substância contém (por definição) o mesmo número de partículas. Segue-se que a uma certa temperatura e pressão, 1 mol de qualquer substância no estado gasoso ocupa o mesmo volume.

A razão entre o volume ocupado por uma substância e sua quantidade é chamada de volume molar da substância. Em condições normais (101,325 kPa; 273 K), o volume molar de qualquer gás é 22,4l/mol(mais precisamente, Vn = 22,4 l/mol). Essa afirmação é verdadeira para esse gás, quando outros tipos de interação de suas moléculas entre si, exceto sua colisão elástica, podem ser desprezados. Tais gases são chamados ideais. Para gases não ideais, chamados gases reais, os volumes molares são diferentes e um pouco diferentes do valor exato. No entanto, na maioria dos casos, a diferença afeta apenas o quarto algarismos significativos e subsequentes.

As medições de volumes de gás são geralmente realizadas em condições diferentes das normais. Para trazer o volume de gás para condições normais, você pode usar a equação que combina as leis dos gases de Boyle - Mariotte e Gay - Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Onde: V é o volume de gás à pressão p e temperatura T;

V 0 é o volume de gás à pressão normal p 0 (101,325 kPa) e temperatura T 0 (273,15 K).

As massas molares dos gases também podem ser calculadas usando a equação de estado de um gás ideal - a equação de Clapeyron-Mendeleev:

pV = m B RT / M B ,

Onde: p – pressão do gás, Pa;

V é o seu volume, m 3;

M B - massa da substância, g;

MB é sua massa molar, g/mol;

T é a temperatura absoluta, K;

R é a constante universal do gás, igual a 8,314 J/(mol K).

Se o volume e a pressão do gás forem expressos em outras unidades, o valor da constante do gás na equação de Clapeyron-Mendeleev assumirá um valor diferente. Ele pode ser calculado pela fórmula a seguir da lei combinada do estado gasoso para um mol de uma substância em condições normais para um mol de gás:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Exemplo 1 Expressa em mols: a) 6,0210 21 moléculas de CO 2; b) 1,2010 24 átomos de oxigênio; c) 2,0010 23 moléculas de água. Qual é a massa molar dessas substâncias?

Solução. Um mol é a quantidade de uma substância que contém o número de partículas de qualquer tipo particular, igual à constante de Avogadro. Portanto, a) 6,0210 21 ou seja. 0,01 mol; b) 1,2010 24 , ou seja. 2 mol; c) 2,0010 23 , ou seja. 1/3 mol. A massa de um mol de uma substância é expressa em kg/mol ou g/mol. A massa molar de uma substância em gramas é numericamente igual à sua massa molecular relativa (atômica), expressa em unidades de massa atômica (a.m.u.)

Como os pesos moleculares do CO 2 e H 2 O e a massa atômica do oxigênio, respectivamente, são 44; 18 e 16 amu, então suas massas molares são: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Exemplo 2 Calcule a massa absoluta da molécula de ácido sulfúrico em gramas.

Solução. Um mol de qualquer substância (veja o exemplo 1) contém a constante de Avogadro NA de unidades estruturais (no nosso exemplo, moléculas). A massa molar de H2SO4 é 98,0 g/mol. Portanto, a massa de uma molécula é 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Volume molar- o volume de um mol de uma substância, o valor obtido pela divisão da massa molar pela densidade. Caracteriza a densidade de empacotamento das moléculas.

Significado N A = 6,022…×10 23É chamado de número de Avogadro em homenagem ao químico italiano Amedeo Avogadro. Esta é uma constante universal para as menores partículas de qualquer substância.

É esse número de moléculas que contém 1 mol de oxigênio O 2, o mesmo número de átomos em 1 mol de ferro (Fe), moléculas em 1 mol de água H 2 O, etc.

De acordo com a lei de Avogadro, 1 mol de um gás ideal em condições normais tem o mesmo volume Vm\u003d 22.413 996 (39) l. Em condições normais, a maioria dos gases está próxima do ideal, portanto, todas as informações de referência sobre o volume molar dos elementos químicos referem-se às suas fases condensadas, salvo indicação em contrário.