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

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

Môžeme teda formulovať pojem množstva látky: 1 mol látky obsahuje počet častíc rovný 6,02 * 10 23 (nazýva sa Avogadrova konštanta)

Dôsledkom tohto zákona je, že 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?

rozhodnutie. Na uvedenie objemu plynu do normálnych podmienok použite všeobecný vzorec, ktorý kombinuje zákony Boyle-Mariotte a Gay-Lussac:

pV/T = p0Vo/To.

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

M 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.

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

Príklad 2 Výpočet relatívnej hustoty plynu z jeho molekulovej hmotnosti.

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

rozhodnutie. 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.

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

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

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

Príklad 4 Výpočet molárnej hmotnosti plynu.

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

rozhodnutie. 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 akceptovanými jednotkami merania.

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

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

Tu je úryvok zo štandardu:

„Merania sa prevedú na štandardné podmienky pomocou nasledujúceho vzorca:

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

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

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

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

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

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

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

3.2 Normálne podmienky v odvetví

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

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

Ostatné oblasti.

Merania kvality ovzdušia.

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

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

letectva.

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

Plynové hospodárstvo.

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

Testy

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

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

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

Overovanie meracích prístrojov

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

Prideľovanie

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

Molárny objem plynu sa rovná pomeru objemu plynu k látkovému množstvu tohto plynu, t.j.

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

kde V m - molárny objem plynu - konštantná hodnota pre akýkoľvek plyn za daných podmienok;

V(X) je objem plynu X;

n(X) je množstvo plynnej látky X.

Molárny objem plynov za normálnych podmienok (normálny tlak p n \u003d 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa a teplota Tn \u003d 273,15 K ≈ 273 K) je V m \u003d 22,4 l / mol.

Zákony ideálnych plynov

Pri výpočtoch zahŕňajúcich plyny je často potrebné prejsť z týchto podmienok na normálne podmienky alebo naopak. V tomto prípade je vhodné použiť vzorec vyplývajúci z kombinovaného plynového zákona Boyle-Mariotte a Gay-Lussac:

pV / T = p n V n / T n

kde p je tlak; V - objem; T je teplota na Kelvinovej stupnici; index "n" označuje normálne podmienky.

Objemový zlomok

Zloženie zmesí plynov sa často vyjadruje pomocou objemového zlomku - pomeru objemu danej zložky k celkovému objemu sústavy, t.j.

φ(X) = V(X) / V

kde φ(X) - objemový podiel zložky X;

V(X) - objem zložky X;

V je objem systému.

Objemový zlomok je bezrozmerná veličina, vyjadruje sa v zlomkoch jednotky alebo v percentách.

Príklad 1. Aký objem naberie pri teplote 20 °C a tlaku 250 kPa amoniak s hmotnosťou 51 g?

1. Určte množstvo látky amoniaku: n (NH 3) \u003d m (NH 3) / M (NH 3) \u003d 51/17 \u003d 3 mol. 2. Objem amoniaku za normálnych podmienok je: V (NH 3) \u003d Vm n (NH 3) \u003d 22,4 3 \u003d 67,2 l. 3. Pomocou vzorca (3) uvedieme objem amoniaku do týchto podmienok (teplota 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. Odpoveď: V (NH 3) \u003d 29,2 litra.

Príklad 2. Určte objem, ktorý zmes plynov obsahujúca vodík s hmotnosťou 1,4 g a dusík s hmotnosťou 5,6 g zaberie za normálnych podmienok.

1. Nájdite množstvo vodíka a dusíka: n (N 2) \u003d m (N 2) / M (N 2) \u003d 5,6 / 28 \u003d 0,2 mol n (H 2) \u003d m (H2) / M (H2) \u003d 1,4 / 2 \u003d 0,7 mol 2. Keďže za normálnych podmienok tieto plyny navzájom neinteragujú, objem plynnej zmesi sa bude rovnať súčtu objemov plynov, t.j. V (zmesi) \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. Odpoveď: V (zmes) \u003d 20,16 litra.

Zákon objemových vzťahov

Ako vyriešiť problém pomocou „Zákona objemových vzťahov“?

Zákon objemových pomerov: Objemy plynov zapojených do reakcie sú vo vzájomnom vzťahu ako malé celé čísla, ktoré sa rovnajú koeficientom v reakčnej rovnici.

Koeficienty v reakčných rovniciach ukazujú počet objemov reagujúcich a vzniknutých plynných látok.

Príklad. Vypočítajte objem vzduchu potrebný na spálenie 112 litrov acetylénu.

1. Zostavíme reakčnú rovnicu:

2. Na základe zákona objemových pomerov vypočítame objem kyslíka:

112/2 \u003d X / 5, odkiaľ X \u003d 112 5 / 2 \u003d 280 l

3. Určte objem vzduchu:

V (vzduch) \u003d V (O 2) / φ (O 2)

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

: V \u003d n * Vm, kde V je objem plynu (l), n je množstvo látky (mol), Vm je molárny objem plynu (l / mol), pri normálnom stave (n.o.) je štandard hodnotu a rovná sa 22,4 l/mol. Stáva sa, že v podmienke nie je množstvo látky, ale existuje hmotnosť určitej látky, potom urobíme toto: n = m / M, kde m je hmotnosť látky (g), M je hmotnosť molárna hmotnosť látky (g / mol). Molárnu hmotnosť zistíme podľa tabuľky D.I. Mendelejev: pod každým prvkom je jeho atómová hmotnosť, spočítajte všetky hmotnosti a získajte tú, ktorú potrebujeme. Takéto úlohy sú však pomerne zriedkavé, zvyčajne existuje súbor . Riešenie takýchto problémov je trochu iné. Pozrime sa na príklad.

Aký objem vodíka sa za normálnych podmienok uvoľní, ak sa hliník s hmotnosťou 10,8 g rozpustí v nadbytku kyseliny chlorovodíkovej.

Ak máme čo do činenia s plynovou sústavou, potom platí nasledujúci vzorec: q(x) = V(x)/V, kde q(x)(phi) je zlomok zložky, V(x) je objem zložky (l), V je objem sústavy (l). Na zistenie objemu zložky získame vzorec: V(x) = q(x)*V. A ak potrebujete nájsť objem systému, potom: V = V(x)/q(x).

Poznámka

Existujú aj iné vzorce na zistenie objemu, ale ak potrebujete zistiť objem plynu, stačia iba vzorce uvedené v tomto článku.

Zdroje:

• "Manuál v chémii", G.P. Khomchenko, 2005.
• ako nájsť náplň práce
• Nájdite objem vodíka pri elektrolýze roztoku ZnSO4

Ideálny plyn je taký, v ktorom je interakcia medzi molekulami zanedbateľná. Okrem tlaku je stav plynu charakterizovaný teplotou a objemom. Vzťahy medzi týmito parametrami sú zobrazené v zákonoch o plyne.

Poučenie

Tlak plynu je priamo úmerný jeho teplote, množstvu látky a nepriamo úmerný objemu nádoby, ktorú plyn zaberá. Koeficient úmernosti je univerzálna plynová konštanta R, približne rovná 8,314. Meria sa v jouloch delených mólmi a.

Toto ustanovenie tvorí matematickú závislosť P=νRT/V, kde ν je látkové množstvo (mol), R=8,314 je univerzálna plynová konštanta (J/mol K), T je teplota plynu, V je objem. Tlak je vyjadrený v . Dá sa vyjadriť a pri 1 atm \u003d 101,325 kPa.

Uvažovaná závislosť je dôsledkom Mendelejevovej-Clapeyronovej rovnice PV=(m/M) RT. Tu m je hmotnosť plynu (g), M je jeho molárna hmotnosť (g / mol) a zlomok m / M dáva ako výsledok množstvo látky ν alebo počet mólov. Mendelejevova-Clapeyronova rovnica platí pre všetky plyny, ktoré prichádzajú do úvahy. Toto je fyzikálny zákon o plyne.

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

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

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

Základné mená sa tvoria pomocou slova "hydroxid" a genitívu ruského názvu centrálneho atómu hydroxidu, ktorý v prípade potreby označuje stupeň oxidácie prvku: Al (OH) 3 - hydroxid hlinitý, Fe (OH) 3 - hydroxid železitý.

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

Názvy solí sú tvorené latinským názvom centrálneho atómu zvyšku kyseliny pridaním predpôn a prípon. Názvy binárnych (dvojprvkových) solí sa tvoria pomocou prípony - id: NaCl - chlorid sodný, Na 2 S - sulfid sodný. Ak má centrálny atóm zvyšku kyseliny obsahujúcej kyslík dva kladné oxidačné stavy, potom najvyšší oxidačný stav je označený príponou - pri: Na2S04 - sulf pri sodík, KNO 3 - dus pri draslík a najnižší oxidačný stav - prípona - to: Na2S03 - sulf to sodík, KNO 2 - dus to draslík. Pre názov solí halogénov obsahujúcich kyslík sa používajú predpony a prípony: KClO 4 - pruh chlór pri draslík, Mg (ClO 3) 2 - chlór pri horčík, KClO 2 - chlór to draslík, KClO - hypo chlór to draslík.

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

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

Nespárované elektróny - elektróny atómu, obsiahnuté jeden po druhom v orbitáli. Pre s- a p-prvky počet nespárovaných elektrónov určuje, koľko väzbových elektrónových párov môže daný atóm vytvoriť s inými atómami mechanizmom výmeny. Pri metóde valenčných väzieb sa predpokladá, že počet nespárovaných elektrónov sa môže zvýšiť o nezdieľané elektrónové páry, ak sú na valenčnej elektrónovej úrovni voľné orbitály. Vo väčšine zlúčenín s- a p-prvkov nie sú žiadne nepárové elektróny, pretože všetky nespárované elektróny atómov tvoria väzby. Existujú však molekuly s nespárovanými elektrónmi, napríklad NO, NO 2, sú vysoko reaktívne a majú tendenciu vytvárať diméry typu N 2 O 4 na úkor nepárových elektrónov.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Orientačné interakcie– medzimolekulové interakcie polárnych molekúl.

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

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

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

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

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

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

Mv \u003d K · Mr (1)

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

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

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

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

Merania objemov plynu sa zvyčajne vykonávajú za iných ako normálnych podmienok. Na uvedenie objemu plynu do normálnych podmienok môžete použiť rovnicu, ktorá kombinuje zákony o plyne Boyle - Mariotte a Gay - Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

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

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

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

pV = m B RT / MB ,

Kde: p – tlak plynu, Pa;

V je jeho objem, m 3;

MB - hmotnosť látky, g;

MB je jeho molárna hmotnosť, g/mol;

T je absolútna teplota, K;

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

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

R = (p 0 V 0 / T 0)

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

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

Pretože molekulové hmotnosti CO2 a H20 a atómová hmotnosť kyslíka sú 44; 18 a 16 amu, potom ich molárne hmotnosti sú: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Príklad 2 Vypočítajte absolútnu hmotnosť molekuly kyseliny sírovej v gramoch.

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

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

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

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

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