Pri štúdiu chemikálií sú dôležitými pojmami také veličiny ako molárna hmotnosť, hustota látky, molárny objem. Čo je teda molárny objem a ako sa líši pre látky v rôznych stavoch agregácie?

Molárny objem: všeobecné informácie

Na výpočet molárneho objemu chemickej látky je potrebné rozdeliť molárnu hmotnosť tejto látky jej hustotou. Molárny objem sa teda vypočíta podľa vzorca:

kde Vm je molárny objem látky, M je molárna hmotnosť, p je hustota. V medzinárodnom systéme SI sa táto hodnota meria v metroch kubických na mol (m 3 / mol).

Ryža. 1. Vzorec molárneho objemu.

Molárny objem plynných látok sa líši od látok v kvapalnom a pevnom skupenstve tým, že plynný prvok 1 mol zaberá vždy rovnaký objem (pri dodržaní rovnakých parametrov).

Objem plynu závisí od teploty a tlaku, takže výpočet by mal brať objem plynu za normálnych podmienok. Za normálne podmienky sa považuje teplota 0 stupňov a tlak 101,325 kPa.

Molárny objem 1 mol plynu za normálnych podmienok je vždy rovnaký a rovná sa 22,41 dm 3 /mol. Tento objem sa nazýva molárny objem ideálneho plynu. To znamená, že v 1 móle akéhokoľvek plynu (kyslík, vodík, vzduch) je objem 22,41 dm 3 / m.

Molárny objem za normálnych podmienok možno odvodiť pomocou stavovej rovnice pre ideálny plyn, ktorá sa nazýva Claiperon-Mendelejevova rovnica:

kde R je univerzálna plynová konštanta, R=8,314 J/mol*K=0,0821 l*atm/mol K

Objem jedného mólu plynu V=RT/P=8,314*273,15/101,325=22,413 l/mol, kde T a P sú hodnoty teploty (K) a tlaku za normálnych podmienok.

Ryža. 2. Tabuľka molárnych objemov.

Avogadrov zákon

V roku 1811 A. Avogadro predložil hypotézu, že rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok (teplota a tlak) obsahujú rovnaký počet molekúl. Neskôr sa hypotéza potvrdila a stala sa zákonom nesúcim meno veľkého talianskeho vedca.

Ryža. 3. Amedeo Avogadro.

Zákon je jasný, ak si spomenieme, že v plynnej forme je vzdialenosť medzi časticami neporovnateľne väčšia ako veľkosť samotných častíc.

Z Avogadrovho zákona teda možno vyvodiť nasledujúce závery:

• Rovnaké objemy všetkých plynov odobratých pri rovnakej teplote a pri rovnakom tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl.
• 1 mól úplne odlišných plynov za rovnakých podmienok zaberá rovnaký objem.
• Jeden mol akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok zaberá objem 22,41 litra.

Dôsledok Avogadrovho zákona a koncept molárneho objemu sú založené na skutočnosti, že mól akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet častíc (pre plyny - molekuly), rovný Avogadrovej konštante.

Na zistenie počtu mólov rozpustenej látky obsiahnutej v jednom litri roztoku je potrebné určiť molárnu koncentráciu látky pomocou vzorca c \u003d n / V, kde n je množstvo rozpustenej látky vyjadrené v móloch, V je objem roztoku vyjadrený v litroch C - molarita.

Čo sme sa naučili?

V školských osnovách chémie 8. ročníka sa študuje téma „Molárny objem“. Jeden mól plynu obsahuje vždy rovnaký objem, ktorý sa rovná 22,41 kubických metrov / mol. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.2. Celkový počet získaných hodnotení: 64.

Aby sme poznali zloženie akýchkoľvek plynných látok, je potrebné vedieť pracovať s takými pojmami, ako je molárny objem, molárna hmotnosť a hustota látky. V tomto článku zvážime, čo je molárny objem a ako ho vypočítať?

Množstvo hmoty

Kvantitatívne výpočty sa vykonávajú s cieľom skutočne vykonať konkrétny proces alebo zistiť zloženie a štruktúru určitej látky. Tieto výpočty je nepohodlné robiť s absolútnymi hodnotami hmotností atómov alebo molekúl, pretože sú veľmi malé. Vo väčšine prípadov nie je možné použiť aj relatívne atómové hmotnosti, pretože nesúvisia so všeobecne akceptovanými mierami hmotnosti alebo objemu látky. Preto sa zaviedol pojem látkové množstvo, ktoré sa označuje gréckym písmenom v (nu) alebo n. Množstvo látky je úmerné počtu štruktúrnych jednotiek (molekúl, atómových častíc) obsiahnutých v látke.

Jednotkou množstva látky je mol.

Mol je množstvo látky, ktoré obsahuje toľko štruktúrnych jednotiek, koľko je atómov v 12 g izotopu uhlíka.

Hmotnosť 1 atómu je 12 a. m., takže počet atómov v 12 g izotopu uhlíka je:

Na \u003d 12 g / 12 * 1,66057 * 10 na silu -24 g \u003d 6,0221 * 10 na silu 23

Fyzikálna veličina Na sa nazýva Avogadrova konštanta. Jeden mol akejkoľvek látky obsahuje 6,02 * 10 na mocninu 23 častíc.

Ryža. 1. Avogadrov zákon.

Molárny objem plynu

Molárny objem plynu je pomer objemu látky k množstvu tejto látky. Táto hodnota sa vypočíta vydelením molárnej hmotnosti látky jej hustotou podľa nasledujúceho vzorca:

kde Vm je molárny objem, M je molárna hmotnosť a p je hustota látky.

Ryža. 2. Vzorec molárneho objemu.

V medzinárodnom systéme C sa meranie molárneho objemu plynných látok vykonáva v metroch kubických na mol (m 3 / mol)

Molárny objem plynných látok sa líši od látok v kvapalnom a pevnom skupenstve tým, že plynný prvok 1 mol zaberá vždy rovnaký objem (pri dodržaní rovnakých parametrov).

Objem plynu závisí od teploty a tlaku, takže výpočet by mal brať objem plynu za normálnych podmienok. Za normálne podmienky sa považuje teplota 0 stupňov a tlak 101,325 kPa. Molárny objem 1 mol plynu za normálnych podmienok je vždy rovnaký a rovná sa 22,41 dm 3 /mol. Tento objem sa nazýva molárny objem ideálneho plynu. To znamená, že v 1 móle akéhokoľvek plynu (kyslík, vodík, vzduch) je objem 22,41 dm 3 / m.

Ryža. 3. Molárny objem plynu za normálnych podmienok.

Tabuľka "molárny objem plynov"

Nasledujúca tabuľka ukazuje objem niektorých plynov:

Plyn	Molárny objem, l
H2	22,432
O2	22,391
Cl2	22,022
CO2	22,263
NH3	22,065
SO2	21,888
Ideálne	22,41383

Čo sme sa naučili?

Molárny objem plynu študovaného v chémii (stupeň 8) spolu s molárnou hmotnosťou a hustotou sú potrebné množstvá na určenie zloženia konkrétnej chemickej látky. Znakom molárneho plynu je, že jeden mól plynu vždy obsahuje rovnaký objem. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.3. Celkový počet získaných hodnotení: 182.

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 To = 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 túto zmes tvoria. 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).

Teoretický materiál nájdete na stránke "Molárny objem plynu".

Základné vzorce a pojmy:

Z Avogadrovho zákona napríklad vyplýva, že za rovnakých podmienok obsahuje 1 liter vodíka a 1 liter kyslíka rovnaký počet molekúl, hoci ich veľkosti sa značne líšia.

Prvý dôsledok Avogadrovho zákona:

Objem, ktorý zaberá 1 mol akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok (n.s.) je 22,4 litra a je tzv. molárny objem plynu(Vm).

V m \u003d V / ν (m 3 / mol)

Čo sa nazýva normálne podmienky (n.o.):

• normálna teplota = 0 °C alebo 273 K;
• normálny tlak = 1 atm alebo 760 mmHg alebo 101,3 kPa

Z prvého dôsledku Avogadrovho zákona vyplýva, že napríklad 1 mól vodíka (2 g) a 1 mól kyslíka (32 g) zaberá rovnaký objem, rovnajúci sa 22,4 litrom pri n.o.

Ak poznáte V m, môžete nájsť objem akéhokoľvek množstva (ν) a akúkoľvek hmotnosť (m) plynu:

V=Vm ν V=Vm (m/M)

Typická úloha 1: Aký je objem na n.o.s. zaberá 10 mólov plynu?

V = V m v = 22,4 10 = 224 (l/mol)

Typická úloha 2: Aký je objem na n.o.s. spotrebuje 16 g kyslíka?

V(02)=Vm.(m/M)Mr(02)=32; M(02) \u003d 32 g / mol V (02) \u003d 22,4 (16/32) \u003d 11,2 l

Druhý dôsledok Avogadrovho zákona:

Keď poznáme hustotu plynu (ρ=m/V) pri n.o., môžeme vypočítať molárnu hmotnosť tohto plynu: M = 22,4 p

Hustota (D) jedného plynu sa inak nazýva pomer hmotnosti určitého objemu prvého plynu k hmotnosti podobného objemu druhého plynu za rovnakých podmienok.

Ukážka úlohy 3: Určte relatívnu hustotu oxidu uhličitého z vodíka a vzduchu.

D vodík (CO 2) \u003d Mr (CO 2) / M r (H 2) \u003d 44/2 \u003d 22 D vzduch \u003d 44/29 \u003d 1,5

• jeden objem vodíka a jeden objem chlóru poskytujú dva objemy chlorovodíka: H2 + Cl2 \u003d 2HCl
• dva objemy vodíka a jeden objem kyslíka dávajú dva objemy vodnej pary: 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Úloha 1. Koľko mólov a molekúl obsahuje 44 g oxidu uhličitého.

Riešenie:

M(CO 2) \u003d 12 + 16 2 \u003d 44 g / mol ν \u003d m / M \u003d 44/44 \u003d 1 mol N (CO 2) \u003d ν N A \u003d 1 23 03 02 3 023 02 1 6,02

Úloha 2 . Vypočítajte hmotnosť jednej molekuly ozónu a atómu argónu.

Riešenie:

M(03) = 163 = 48 g m(03) = M(03) / NA = 48 / (6,02 1023) = 7,97 10-23 g M (Ar) = 40 g m (Ar) = M (Ar) / NA = 40/1023,65 = 40/1023,65

Úloha 3 . Aký je objem u n.o. zaberá 2 móly metánu.

Riešenie:

ν \u003d V / 22,4 V (CH 4) \u003d ν 22,4 \u003d 2 22,4 \u003d 44,8 l

Úloha 4 . Určte hustotu a relatívnu hustotu oxidu uhoľnatého (IV) pre vodík, metán a vzduch.

Riešenie:

Mr (C02) = 12 + 16,2 = 44; M(C02)=44 g/mol Mr(CH4)=12+14=16; M(CH4)=16 g/mol Mr(H2)=12=2; M(H2)=2 g/mol Mr(vzduch)=29; M(vzduch)=29 g/mol ρ=m/V p(C02)=44/22,4=1,96 g/mol D(CH4)=M(C02)/M(CH4)=44/16=2,75 D(H2)=M(C02)/M(H2)/4M(44/2)=2M(44/2)=2 = 2 1.52

Úloha 5. Určte hmotnosť plynnej zmesi, ktorá obsahuje 2,8 metrov kubických metánu a 1,12 metrov kubických oxidu uhoľnatého.

Riešenie:

Mr (C02) = 12 + 16,2 = 44; M(C02)=44 g/mol Mr(CH4)=12+14=16; M (CH 4) \u003d 16 g / mol 22,4 kubických metrov CH 4 \u003d 16 kg 2,8 kubických metrov CH 4 \u003d x m (CH 4) \u003d x \u003d 2,8 16 / 22,4 \u0203d 2 kg kubických metrov \u0203d 2. 2 12 metrov kubických CO 2 \u003d x m (CO 2) \u003d x \u003d 1,12 28 / 22,4 \u003d 1,4 kg m (CH 4) + m (CO 2) \u003d 2 + 1,4 \u003d 3

Úloha 6. Určte objemy kyslíka a vzduchu potrebné na spálenie 112 metrov kubických dvojmocného oxidu uhoľnatého s obsahom nehorľavých nečistôt v ňom v objemových zlomkoch 0,50.

Riešenie:

• určiť objem čistého CO v zmesi: V (CO) \u003d 112 0,5 \u003d 66 metrov kubických
• určiť objem kyslíka potrebného na spálenie 66 metrov kubických 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 V (CO) \ V 0 0 2 V (CO) / V 00 2 mol ar objemy V 0 - vypočítané objemy V 0 (O 2) \u003d V (O 2) (V 0 (CO) / 2V (CO))

Úloha 7 . Ako sa zmení tlak v nádobe naplnenej plynným vodíkom a chlórom po ich reakcii? Podobne pre vodík a kyslík?

Riešenie:

• H2 + Cl2 \u003d 2HCl - v dôsledku interakcie 1 mol vodíka a 1 mol chlóru sa získajú 2 mol chlorovodíka: 1 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol), preto sa tlak nezmení, pretože výsledný objem zmesi plynov sa rovná súčtu zložiek, ktoré vstúpili do reakčných objemov
• 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - 2 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol) - tlak v nádobe sa zníži jeden a pol krát, pretože z 3 objemov zložiek, ktoré vstúpili do reakcie, sa získali 2 objemy plynnej zmesi.

Úloha 8. 12 litrov plynnej zmesi čpavku a štvormocného oxidu uhoľnatého v n.o.s. majú hmotnosť 18 g. Koľko je v zmesi každého z plynov?

Riešenie:

g (NH 3) \u003d x l V (CO 2) \u003d y l M (NH 3) \u003d 14 + 1 3 \u003d 17 g / mol M (CO 2) \u003d 12 + 16 2 \u003d x 7 NH 44 g / 2 mol . m (CO 2) \u003d y / (22,4 44) g +y/(22,4 44)=18 Po vyriešení dostaneme: x=4,62 l y=7,38 l

Úloha 9. Koľko vody sa získa reakciou 2 g vodíka a 24 g kyslíka.

Riešenie:

2H2+02 \u003d 2H20

Z reakčnej rovnice je vidieť, že počet reaktantov nezodpovedá pomeru stechiometrických koeficientov v rovnici. V takýchto prípadoch sa výpočty vykonávajú na látke, ktorej je menej, t. j. táto látka skončí ako prvá v priebehu reakcie. Ak chcete určiť, ktorá zo zložiek je nedostatková, musíte venovať pozornosť koeficientu v reakčnej rovnici.

Množstvá východiskových zložiek ν(H 2)=4/2=2 (mol) ν(O 2)=48/32=1,5 (mol)

Netreba sa však ponáhľať. V našom prípade sú na reakciu s 1,5 mólom kyslíka potrebné 3 móly vodíka (1,5 2) a z toho máme len 2 móly, t.j. 1 mól vodíka nestačí na zreagovanie celého jeden a pol mólu kyslíka. Preto vypočítame množstvo vody vodíkom:

ν (H 2 O) \u003d ν (H 2) \u003d 2 mol m (H 2 O) \u003d 2 18 \u003d 36 g

Úloha 10. Pri teplote 400 K a tlaku 3 atmosféry zaberá plyn objem 1 liter. Aký objem bude tento plyn zaberať v n.o.s.?

Riešenie:

Z Clapeyronovej rovnice:

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

Spolu s hmotnosťou a objemom v chemických výpočtoch sa často používa množstvo látky, ktoré je úmerné počtu štruktúrnych jednotiek obsiahnutých v látke. V tomto prípade musí byť v každom prípade uvedené, ktoré štruktúrne jednotky (molekuly, atómy, ióny atď.) sú myslené. Jednotkou množstva látky je mol.

Mol je množstvo látky obsahujúcej toľko molekúl, atómov, iónov, elektrónov alebo iných štruktúrnych jednotiek, koľko je atómov v 12 g izotopu uhlíka 12C.

Počet štruktúrnych jednotiek obsiahnutých v 1 mole látky (Avogadrova konštanta) sa určuje s veľkou presnosťou; v praktických výpočtoch sa berie ako rovný 6,02 1024 mol -1.

Je ľahké ukázať, že hmotnosť 1 mólu látky (mólová hmotnosť), vyjadrená v gramoch, sa číselne rovná relatívnej molekulovej hmotnosti tejto látky.

Relatívna molekulová hmotnosť (alebo skrátene molekulová hmotnosť) voľného chlóru C1r je teda 70,90. Preto je molárna hmotnosť molekulárneho chlóru 70,90 g/mol. Molárna hmotnosť atómov chlóru je však polovičná (45,45 g/mol), keďže 1 mól molekúl chlóru Cl obsahuje 2 móly atómov chlóru.

Podľa Avogadrovho zákona rovnaké objemy všetkých plynov odoberaných pri rovnakej teplote a rovnakom tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl. Inými slovami, rovnaký počet molekúl akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem za rovnakých podmienok. Avšak 1 mol akéhokoľvek plynu obsahuje rovnaký počet molekúl. Preto za rovnakých podmienok 1 mól akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu a za normálnych podmienok (0 °C, tlak 101, 425 kPa) je 22,4 litra.

Napríklad tvrdenie „obsah oxidu uhličitého vo vzduchu je 0,04 % (obj.)“ znamená, že pri parciálnom tlaku CO 2, ktorý sa rovná tlaku vzduchu a pri rovnakej teplote, bude oxid uhličitý obsiahnutý vo vzduchu zaberať 0,04 % z celkového objemu, ktorý zaberá vzduch.

Kontrolná úloha

1. Porovnajte počty molekúl obsiahnutých v 1 g NH 4 a 1 g N 2. V akom prípade a koľkokrát je počet molekúl väčší?

2. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly oxidu siričitého v gramoch.

4. Koľko molekúl obsahuje 5,00 ml chlóru za normálnych podmienok?

4. Aký objem za normálnych podmienok zaberá 27 10 21 molekúl plynu?

5. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly NO 2 v gramoch -

6. Aký je pomer objemov, ktoré zaberá 1 mól O 2 a 1 mól Oz (podmienky sú rovnaké)?

7. Rovnaké množstvá kyslíka, vodíka a metánu sa odoberajú za rovnakých podmienok. Nájdite pomer objemov odobratých plynov.

8. Na otázku, aký objem zaberie 1 mol vody za normálnych podmienok, prišla odpoveď: 22,4 litra. Je toto správna odpoveď?

9. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly HCl v gramoch.

Koľko molekúl oxidu uhličitého je v 1 litri vzduchu, ak objemový obsah CO 2 je 0,04 % (normálne podmienky)?

10. Koľko mólov je obsiahnutých v 1 m 4 akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok?

11. Vyjadrite v gramoch hmotnosť jednej molekuly H 2 O-

12. Koľko mólov kyslíka je v 1 litri vzduchu, ak objem

14. Koľko mólov dusíka je v 1 litri vzduchu, ak jeho objemový obsah je 78 % (normálne podmienky)?

14. Rovnaké množstvá kyslíka, vodíka a dusíka sa odoberajú za rovnakých podmienok. Nájdite pomer objemov odobratých plynov.

15. Porovnaj počty molekúl obsiahnutých v 1 g NO 2 a 1 g N 2. V akom prípade a koľkokrát je počet molekúl väčší?

16. Koľko molekúl obsahuje 2,00 ml vodíka za normálnych podmienok?

17. Vyjadrite v gramoch hmotnosť jednej molekuly H 2 O-

18. Aký objem za normálnych podmienok zaberá 17 10 21 molekúl plynu?

RÝCHLOSŤ CHEMICKÝCH REAKCIÍ

Pri definovaní pojmu rýchlosť chemickej reakcie je potrebné rozlišovať medzi homogénnymi a heterogénnymi reakciami. Ak reakcia prebieha v homogénnom systéme, napríklad v roztoku alebo v zmesi plynov, tak prebieha v celom objeme systému. Rýchlosť homogénnej reakcie nazývané množstvo látky, ktoré vstúpi do reakcie alebo sa vytvorí ako výsledok reakcie za jednotku času v jednotkovom objeme systému. Keďže pomer počtu mólov látky k objemu, v ktorom je distribuovaná, je molárna koncentrácia látky, rýchlosť homogénnej reakcie možno definovať aj ako zmena koncentrácie za jednotku času ktorejkoľvek z látok: počiatočného činidla alebo reakčného produktu. Aby bol výsledok výpočtu vždy kladný, bez ohľadu na to, či je produkovaný činidlom alebo produktom, vo vzorci sa používa znamienko „±“:

V závislosti od charakteru reakcie môže byť čas vyjadrený nielen v sekundách, ako to vyžaduje sústava SI, ale aj v minútach alebo hodinách. Počas reakcie nie je hodnota jeho rýchlosti konštantná, ale neustále sa mení: klesá, pretože koncentrácie východiskových látok klesajú. Uvedený výpočet udáva priemernú hodnotu rýchlosti reakcie za určitý časový interval Δτ = τ 2 – τ 1 . Skutočná (okamžitá) rýchlosť je definovaná ako hranica, do ktorej je pomer Δ S/ Δτ pri Δτ → 0, t.j. skutočná rýchlosť sa rovná časovej derivácii koncentrácie.

Pre reakciu, ktorej rovnica obsahuje stechiometrické koeficienty, ktoré sa líšia od jednoty, nie sú hodnoty rýchlosti vyjadrené pre rôzne látky rovnaké. Napríklad pre reakciu A + 4B \u003d D + 2E je spotreba látky A jeden mól, látka B sú tri móly, príchod látky E sú dva móly. Preto υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = ½ υ (E) alebo υ (E). = ⅔ υ (IN) .

Ak prebieha reakcia medzi látkami, ktoré sú v rôznych fázach heterogénneho systému, potom môže prebiehať len na rozhraní medzi týmito fázami. Napríklad k interakcii roztoku kyseliny a kúska kovu dochádza iba na povrchu kovu. Rýchlosť heterogénnej reakcie nazývané množstvo látky, ktoré vstúpi do reakcie alebo sa vytvorí ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku rozhrania medzi fázami:

.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje zákon o pôsobení hmoty: pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu molárnych koncentrácií reaktantov zvýšených na mocniny rovné koeficientom vo vzorcoch týchto látok v reakčnej rovnici. Potom k reakcii

2A + B → výrobky

pomer υ ~ · S A 2 S B a pre prechod na rovnosť sa zavádza koeficient proporcionality k, volal konštanta reakčnej rýchlosti:

υ = k· S A 2 S B = k[A] 2 [V]

(molárne koncentrácie vo vzorcoch možno označiť ako písmeno S so zodpovedajúcim indexom a vzorcom látky uzavretým v hranatých zátvorkách). Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty reakcie je rýchlosť reakcie pri koncentráciách všetkých reaktantov rovných 1 mol/l. Rozmer konštanty reakčnej rýchlosti závisí od počtu faktorov na pravej strane rovnice a môže byť od -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2) atď., to znamená tak, že v každom prípade je rýchlosť reakcie vo výpočtoch vyjadrená v mol l –1 s –1.

Pre heterogénne reakcie rovnica zákona o pôsobení hmoty zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej fáze alebo v roztoku. Koncentrácia látky v tuhej fáze je konštantná hodnota a započítava sa do rýchlostnej konštanty, napríklad pre spaľovací proces uhlia C + O 2 = CO 2 platí zákon o pôsobení hmoty:

υ = k I const = k·,

Kde k= k I konšt.

V systémoch, kde jedna alebo viacero látok sú plyny, závisí rýchlosť reakcie aj od tlaku. Napríklad, keď vodík interaguje s parami jódu H2 + I2 \u003d 2HI, rýchlosť chemickej reakcie bude určená výrazom:

υ = k··.

Ak sa tlak zvýši napríklad 4-krát, potom sa objem zaberaný systémom zníži o rovnaké množstvo a následne sa koncentrácia každej z reagujúcich látok zvýši o rovnaké množstvo. Rýchlosť reakcie sa v tomto prípade zvýši 9-krát

Teplotná závislosť rýchlosti reakcie je opísaná van't Hoffovým pravidlom: pri každom zvýšení teploty o 10 stupňov sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát. To znamená, že keď teplota exponenciálne rastie, rýchlosť chemickej reakcie sa zvyšuje exponenciálne. Základom vo vzorci postupu je reakčná rýchlosť teplotný koeficientγ, ktorá ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej reakcie zvýši (alebo, čo je to isté, rýchlostná konštanta) so zvýšením teploty o 10 stupňov. Matematicky je van't Hoffovo pravidlo vyjadrené vzorcami:

alebo

kde a sú reakčné rýchlosti na začiatku t 1 a konečná t 2 teploty. Van't Hoffovo pravidlo možno vyjadriť aj takto:

; ; ; ,

kde a sú rýchlosť a rýchlostná konštanta reakcie pri teplote t; a sú rovnaké hodnoty pri teplote t +10n; n je počet „desaťstupňových“ intervalov ( n =(t 2 –t 1)/10), o ktoré sa zmenila teplota (môže to byť celé číslo alebo zlomkové číslo, kladné alebo záporné).

Kontrolná úloha

1. Nájdite hodnotu rýchlostnej konštanty reakcie A + B -> AB, ak pri koncentráciách látok A a B rovných 0,05 a 0,01 mol/l je rýchlosť reakcie 5 10 -5 mol / (l-min).

2. Koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie 2A + B -> A2B, ak sa koncentrácia látky A zvýši 2-krát a koncentrácia látky B sa zníži 2-krát?

4. Koľkokrát by sa mala zvýšiť koncentrácia látky, B 2 v systéme 2A 2 (g) + B 2 (g) \u003d 2A 2 B (g), aby sa pri štvornásobnom znížení koncentrácie látky A nezmenila rýchlosť priamej reakcie?

4. Po určitom čase od začiatku reakcie 3A + B-> 2C + D boli koncentrácie látok: [A] = 0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] \u003d 0,008 mol/l. Aké sú počiatočné koncentrácie látok A a B?

5. V systéme CO + C1 2 = COC1 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,04 na 0,12 mol / l a koncentrácia chlóru - z 0,02 na 0,06 mol / l. O koľko sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

6. Reakcia medzi látkami A a B je vyjadrená rovnicou: A + 2B → C. Počiatočné koncentrácie sú: [A] 0 \u003d 0,04 mol / l, [B] o \u003d 0,05 mol / l. Konštanta reakčnej rýchlosti je 0,4. Nájdite počiatočnú rýchlosť reakcie a rýchlosť reakcie po určitom čase, keď koncentrácia látky A klesne o 0,01 mol/l.

7. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2СО + О2 = 2СО2 prebiehajúca v uzavretej nádobe, ak sa tlak zdvojnásobí?

8. Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, ak sa teplota systému zvýši z 20 °C na 100 °C, za predpokladu, že teplotný koeficient rýchlosti reakcie je 4.

9. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) ak sa tlak v systéme zvýši 4-krát;

10. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) ak sa objem systému zmenší 4-krát?

11. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) ak sa koncentrácia NO zvýši 4-krát?

12. Aký je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ak pri zvýšení teploty o 40 st.

vzrastie 15,6 krát?

14. Nájdite hodnotu rýchlostnej konštanty reakcie A + B -> AB, ak pri koncentráciách látok A a B rovných 0,07 a 0,09 mol/l je rýchlosť reakcie 2,7 10 -5 mol / (l-min).

14. Reakcia medzi látkami A a B je vyjadrená rovnicou: A + 2B → C. Počiatočné koncentrácie sú: [A] 0 \u003d 0,01 mol / l, [B] o \u003d 0,04 mol / l. Konštanta reakčnej rýchlosti je 0,5. Nájdite počiatočnú rýchlosť reakcie a rýchlosť reakcie po určitom čase, keď koncentrácia látky A klesne o 0,01 mol/l.

15. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) ak sa tlak v systéme zdvojnásobí;

16. V systéme CO + C1 2 = COC1 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,05 na 0,1 mol / l a koncentrácia chlóru - z 0,04 na 0,06 mol / l. O koľko sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

17. Vypočítajte, koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie, ak sa teplota systému zvýši z 20 °C na 80 °C, za predpokladu, že hodnota teplotného koeficientu rýchlosti reakcie je 2.

18. Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, ak sa teplota systému zvýši zo 40 °C na 90 °C, za predpokladu, že hodnota teplotného koeficientu rýchlosti reakcie je 4.

CHEMICKÁ VÄZBA. VZNIK A ŠTRUKTÚRA MOLEKÚL

1. Aké typy chemických väzieb poznáte? Uveďte príklad vzniku iónovej väzby metódou valenčných väzieb.

2. Aká chemická väzba sa nazýva kovalentná? Čo je charakteristické pre kovalentný typ väzby?

4. Aké vlastnosti charakterizuje kovalentná väzba? Ukážte to na konkrétnych príkladoch.

4. Aký typ chemickej väzby v molekulách H 2; Cl2HC1?

5. Aký je charakter väzieb v molekulách NCI 4, CS2, CO2? Pre každý z nich uveďte smer posunu spoločného elektrónového páru.

6. Aká chemická väzba sa nazýva iónová? Čo je charakteristické pre iónovú väzbu?

7. Aký typ väzby je v molekulách NaCl, N 2, Cl 2?

8. Nakreslite všetky možné spôsoby prekrytia s-orbitálu s p-orbitálom;. V tomto prípade špecifikujte smer pripojenia.

9. Vysvetlite donor-akceptorový mechanizmus kovalentnej väzby na príklade tvorby fosfóniového iónu [РН 4 ]+.

10. V molekulách CO, CO 2 je väzba polárna alebo nepolárna? Vysvetlite. Opíšte vodíkovú väzbu.

11. Prečo sú niektoré molekuly, ktoré majú polárne väzby, vo všeobecnosti nepolárne?

12. Kovalentný alebo iónový typ väzby je typický pre nasledujúce zlúčeniny: Nal, S0 2, KF? Prečo je iónová väzba limitujúcim prípadom kovalentnej väzby?

14. Čo je to kovová väzba? Ako sa líši od kovalentnej väzby? Aké vlastnosti kovov spôsobuje?

14. Aký je charakter väzieb medzi atómami v molekulách; KHF2, H20, HNO ?

15. Ako vysvetliť vysokú pevnosť väzby medzi atómami v molekule dusíka N 2 a oveľa nižšiu pevnosť v molekule fosforu P 4?

16. Čo je vodíková väzba? Prečo nie je tvorba vodíkových väzieb typická pre molekuly H2S a HC1, na rozdiel od H2O a HF?

17. Aká väzba sa nazýva iónová? Má iónová väzba vlastnosti sýtosti a smerovosti? Prečo je to obmedzujúci prípad kovalentnej väzby?

18. Aký typ väzby je v molekulách NaCl, N 2, Cl 2?