Volumen molar en condiciones normales. Cantidad de sustancia, mol, masa molar y volumen molar.

Una de las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) es La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Lunar – esta es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales de una sustancia determinada (moléculas, átomos, iones, etc.) como átomos de carbono contenidos en 0,012 kg (12 g) de un isótopo de carbono. 12 CON .

Considerando que el valor de la masa atómica absoluta del carbono es igual a metro(C) = 1,99 10  26 kg, se puede calcular el número de átomos de carbono norte A, contenido en 0,012 kg de carbono.

Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de partículas de esta sustancia (unidades estructurales). El número de unidades estructurales contenidas en una sustancia con una cantidad de un mol es 6,02 · 10 23 y se llama El número de Avogadro (norte A ).

Por ejemplo, un mol de cobre contiene 6,02 · 10 23 átomos de cobre (Cu) y un mol de hidrógeno (H 2) contiene 6,02 · 10 23 moléculas de hidrógeno.

Masa molar(METRO) es la masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.

Masa molar denotada por la letra M y tiene una dimensión [g/mol]. En física se utiliza la unidad [kg/kmol].

En el caso general, el valor numérico de la masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).

Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua es:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

La masa molar del agua tiene el mismo valor, pero se expresa en g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Por tanto, un mol de agua que contiene 6,02 10 23 moléculas de agua (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrógeno y 6,02 10 23 átomos de oxígeno) tiene una masa de 18 gramos. El agua, con una cantidad de sustancia de 1 mol, contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

1.3.4. La relación entre la masa de una sustancia y su cantidad.

Conociendo la masa de una sustancia y su fórmula química, y por tanto el valor de su masa molar, se puede determinar la cantidad de la sustancia y, a la inversa, conociendo la cantidad de la sustancia, se puede determinar su masa. Para tales cálculos debes usar las fórmulas:

donde ν es la cantidad de sustancia, [mol]; metro– masa de la sustancia, [g] o [kg]; M – masa molar de la sustancia, [g/mol] o [kg/kmol].

Por ejemplo, para encontrar la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4) en una cantidad de 5 moles, encontramos:

1) el valor de la masa molecular relativa del Na 2 SO 4, que es la suma de los valores redondeados de las masas atómicas relativas:

Мr(Na 2 SO 4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) un valor numéricamente igual de la masa molar de la sustancia:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) y, finalmente, la masa de 5 moles de sulfato de sodio:

metro = ν M = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Respuesta: 710.

1.3.5. La relación entre el volumen de una sustancia y su cantidad.

En condiciones normales (n.s.), es decir a presión R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), y temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), un mol de diferentes gases y vapores ocupa el mismo volumen igual a 22,4 litros.

El volumen que ocupa 1 mol de gas o vapor a nivel del suelo se llama volumen molargas y tiene la dimensión de litro por mol.

Vmol = 22,4 l/mol.

Conociendo la cantidad de sustancia gaseosa (ν ) Y valor del volumen molar (V mol) Puedes calcular su volumen (V) en condiciones normales:

V = ν V mol,

donde ν es la cantidad de sustancia [mol]; V – volumen de sustancia gaseosa [l]; Vmol = 22,4 l/mol.

Y, a la inversa, conociendo el volumen ( V) de una sustancia gaseosa en condiciones normales, su cantidad (ν) se puede calcular :

Los gases son el objeto de estudio más sencillo, por lo que se han estudiado más a fondo sus propiedades y reacciones entre sustancias gaseosas. Para facilitarnos la comprensión de las reglas de decisión tareas de cálculo,basado en ecuaciones reacciones químicas, Es aconsejable considerar estas leyes desde el comienzo del estudio sistemático de la química general.

El científico francés J.L. Gay-Lussac estableció la ley relaciones volumétricas:

Por ejemplo, 1 litro de cloro se conecta con 1 litro de hidrógeno , produciendo 2 litros de cloruro de hidrógeno ; 2 l de óxido de azufre (IV) conectar con 1 litro de oxígeno, formando 1 litro de óxido de azufre (VI).

Esta ley permitió al científico italiano Supongamos que las moléculas gases simples (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cloro, etc. ) consiste en dos átomos idénticos . Cuando el hidrógeno se combina con el cloro, sus moléculas se descomponen en átomos y estos últimos forman moléculas de cloruro de hidrógeno. Pero como a partir de una molécula de hidrógeno y una molécula de cloro se forman dos moléculas de cloruro de hidrógeno, el volumen de esta última debe ser igual a la suma de los volúmenes de los gases originales.
Así, las relaciones volumétricas se explican fácilmente si partimos de la idea de la naturaleza diatómica de las moléculas de gases simples ( H2, Cl2, O2, N2, etc. ) - Esto, a su vez, sirve como prueba de la naturaleza diatómica de las moléculas de estas sustancias.
El estudio de las propiedades de los gases permitió a A. Avogadro plantear una hipótesis, que posteriormente fue confirmada por datos experimentales y, por tanto, pasó a ser conocida como la ley de Avogadro:

La ley de Avogadro implica una importante consecuencia: en las mismas condiciones 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen.

Este volumen se puede calcular si se conoce la masa. 1 litro gas. Bajo condiciones normales condiciones, (n.s.) es decir, temperatura 273К (О°С) y presión 101.325 Pa (760 mmHg) , la masa de 1 litro de hidrógeno es 0,09 g, su masa molar es 1,008 2 = 2,016 g/mol. Entonces el volumen que ocupa 1 mol de hidrógeno en condiciones normales es igual a 22,4 litros

En las mismas condiciones la masa 1 litro oxígeno 1.492g ; molar 32 g/mol . Entonces el volumen de oxígeno en (n.s.) también es igual a 22,4 moles.

Por eso:

El volumen molar de un gas es la relación entre el volumen de una sustancia y la cantidad de esa sustancia:

Dónde V metro - volumen molar de gas (dimensiónl/mol ); V es el volumen de sustancia del sistema;norte - la cantidad de sustancia en el sistema. Entrada de ejemplo:V metro gas (Bien.)= 22,4 l/mol.

Según la ley de Avogadro se determinan las masas molares de sustancias gaseosas. Cuanto mayor es la masa de las moléculas de gas, mayor es la masa del mismo volumen de gas. Volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas y, por tanto, de moles de gases. La relación de masas de volúmenes iguales de gases es igual a la relación de sus masas molares:

Dónde metro 1 - masa de un cierto volumen del primer gas; metro 2 — masa del mismo volumen del segundo gas; METRO 1 Y METRO 2 - masas molares del primer y segundo gas.

Normalmente, la densidad del gas se determina en relación con el gas más ligero: el hidrógeno (denotado D H2 ). La masa molar del hidrógeno es 2 g/mol . Por lo tanto conseguimos.

La masa molecular de una sustancia en estado gaseoso es igual al doble de su densidad de hidrógeno.

A menudo, la densidad de un gas se determina en relación con el aire. (D B ) . Aunque el aire es una mezcla de gases, todavía se habla de su masa molar media. Es igual a 29 g/mol. En este caso, la masa molar está determinada por la expresión METRO = 29D B .

Definición pesos moleculares demostró que las moléculas de gases simples constan de dos átomos (H2, F2,Cl2,O2N2) , y las moléculas de gases inertes están formadas por un átomo. (Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Para los gases nobles, “molécula” y “átomo” son equivalentes.

Ley Boyle-Mariotte: A temperatura constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional a la presión bajo la cual se encuentra..De aquí pV = constante ,
Dónde R - presión, V - volumen de gas.

Ley de Gay-Lussac: a presión constante y el cambio en el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura, es decir
V/T = constante,
Dónde t - temperatura en escala A (kelvin)

Ley combinada de los gases de Boyle - Mariotte y Gay-Lussac:
pV/T = const.
Esta fórmula se suele utilizar para calcular el volumen de un gas en determinadas condiciones si se conoce su volumen en otras condiciones. Si se realiza una transición desde condiciones normales (o a condiciones normales), entonces esta fórmula se escribe de la siguiente manera:
pV/T = p 0 V 0 /T 0 ,
Dónde R 0 ,V 0 ,t 0 -presión, volumen de gas y temperatura en condiciones normales ( R 0 = 101 325 Pa , t 0 = 273 mil V 0 =22,4 l/mol) .

Si se conoce la masa y cantidad de un gas, pero es necesario calcular su volumen, o viceversa, se utiliza Ecuación de Mendeleev-Clayperon:

Dónde norte - cantidad de sustancia gaseosa, mol; metro — masa, g; METRO - masa molar de gas, g/iol ; R - constante universal de gas. R = 8,31 J/(mol*K)

El volumen de 1 mol de una sustancia se llama volumen molar Masa molar de 1 mol de agua = 18 g/mol 18 g de agua ocupan un volumen de 18 ml. Esto significa que el volumen molar de agua es 18 ml. 18 g de agua ocupan un volumen igual a 18 ml, porque la densidad del agua es 1 g/ml CONCLUSIÓN: El volumen molar depende de la densidad de la sustancia (para líquidos y sólidos).

1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa el mismo volumen igual a 22,4 litros. Condiciones normales y sus designaciones no. (0 0 C y 760 mmHg; 1 atm.; 101,3 kPa). El volumen de un gas con 1 mol de sustancia se llama volumen molar y se denota por – V m

Resolución de problemas Problema 1 Dado: V(NH 3) n.s. = 33,6 m 3 Encuentre: m - ? Solución: 1. Calcule la masa molar del amoníaco: M(NH 3) = = 17 kg/kmol

CONCLUSIONES 1. El volumen de 1 mol de una sustancia se llama volumen molar V m 2. Para sustancias líquidas y sólidas, el volumen molar depende de su densidad 3. V m = 22,4 l/mol 4. Condiciones normales (n.s.): y presión 760 mmHg, o 101,3 kPa 5. El volumen molar de sustancias gaseosas se expresa en l/mol, ml/mmol,

El volumen molar de un gas es igual a la relación entre el volumen del gas y la cantidad de sustancia de este gas, es decir

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

donde V m es el volumen molar de gas, un valor constante para cualquier gas en determinadas condiciones;

V(X) – volumen de gas X;

n(X) – cantidad de sustancia gaseosa X.

El volumen molar de los gases en condiciones normales (presión normal p n = 101.325 Pa ≈ 101,3 kPa y temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) es V m = 22,4 l/mol.

Leyes de los gases ideales

En los cálculos que involucran gases, a menudo es necesario pasar de estas condiciones a las normales o viceversa. En este caso, es conveniente utilizar la fórmula siguiente de la ley combinada de los gases de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac:

pV / T = p norte V norte / T norte

Donde p es la presión; V - volumen; T - temperatura en la escala Kelvin; el índice “n” indica condiciones normales.

Fracción de volumen

La composición de las mezclas de gases a menudo se expresa mediante la fracción de volumen: la relación entre el volumen de un componente determinado y el volumen total del sistema, es decir,

φ(X) = V(X) / V

donde φ(X) es la fracción en volumen del componente X;

V(X) - volumen del componente X;

V es el volumen del sistema.

La fracción de volumen es una cantidad adimensional; se expresa en fracciones de una unidad o como porcentaje.

Ejemplo 1. ¿Qué volumen ocupará amoníaco que pesa 51 g a una temperatura de 20°C y una presión de 250 kPa?

Ejemplo 2. Determine el volumen que ocupará en condiciones normales una mezcla de gases que contiene hidrógeno, que pesa 1,4 gy nitrógeno, que pesa 5,6 g.

Ley de relaciones volumétricas.

¿Cómo resolver un problema utilizando la “Ley de Relaciones Volumétricas”?

Ley de las proporciones de volumen: los volúmenes de gases involucrados en una reacción están relacionados entre sí como pequeños números enteros iguales a los coeficientes en la ecuación de reacción.

Los coeficientes en las ecuaciones de reacción muestran el número de volúmenes de sustancias gaseosas que reaccionan y se forman.

Ejemplo. Calcule el volumen de aire necesario para quemar 112 litros de acetileno.

1. Hacemos la ecuación de reacción:

2. Basándonos en la ley de las relaciones volumétricas, calculamos el volumen de oxígeno:

112/2 = X/5, de donde X = 112 5/2 = 280l

3. Determine el volumen de aire:

V(aire) = V(O 2) / φ(O 2)

V(aire) = 280 / 0,2 = 1400 l.