Sa është vëllimi molar i ajrit? Ligjet e gazit

P1V1=P2V2, ose, që është e njëjtë, PV=const (ligji Boyle-Mariotte). Në presion konstant, raporti i vëllimit me temperaturën mbetet konstant: V/T=konst (ligji i Gay-Lussac). Nëse rregullojmë volumin, atëherë P/T=const (ligji i Charles). Kombinimi i këtyre tre ligjeve jep një ligj universal i cili thotë se PV/T=konst. Ky ekuacion u krijua nga fizikani francez B. Clapeyron në 1834.

Vlera e konstantës përcaktohet vetëm nga sasia e substancës gazit. DI. Mendeleev nxori një ekuacion për një nishan në 1874. Pra është vlera e konstantës universale: R=8.314 J/(mol∙K). Pra PV=RT. Në rastin e një sasie arbitrare gazitνPV=νRT. Sasia e një lënde në vetvete mund të gjendet nga masa në masë molare: ν=m/M.

Masa molare numerikisht është e barabartë me masën molekulare relative. Kjo e fundit mund të gjendet nga tabela periodike është treguar në qelizën e elementit, si rregull, . Pesha molekulare është e barabartë me shumën e peshave molekulare të elementeve të saj përbërëse. Në rastin e atomeve me valenca të ndryshme, kërkohet një indeks. Aktiv në mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Kushtet normale për gazrat në Zakonisht supozohet se P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatura T0 = 273,15 K = 0°C. Tani mund të gjeni vëllimin e një nishani gazit në normale kushtet: Vm=RT/P0=8.314∙273.15/101.325=22.413 l/mol. Kjo vlerë e tabelës është vëllimi molar.

Në kushte normale kushtet sasia në raport me vëllimin gazit në vëllim molar: ν=V/Vm. Për arbitraritet kushtet duhet të përdorni drejtpërdrejt ekuacionin Mendeleev-Klapeyron: ν=PV/RT.

Kështu, për të gjetur volumin gazit në normale kushtet, ju duhet sasia e substancës (numri i nishaneve) të kësaj gazit shumëzohet me vëllimin molar të barabartë me 22,4 l/mol. Duke përdorur operacionin e kundërt, mund të gjeni sasinë e një substance nga një vëllim i caktuar.

Për të gjetur vëllimin e një moli të një lënde në gjendje të ngurtë ose të lëngët, gjeni masën e saj molare dhe ndani me dendësinë e saj. Një mol i çdo gazi në kushte normale ka një vëllim prej 22.4 litrash. Nëse kushtet ndryshojnë, llogaritni vëllimin e një nishani duke përdorur ekuacionin Clapeyron-Mendeleev.

Do t'ju duhet

• Tabela periodike e Mendelejevit, tabela e densitetit të substancave, matës presioni dhe termometri.

Udhëzimet

Përcaktimi i vëllimit të një mol ose të ngurtë
Përcaktoni formulën kimike të lëndës së ngurtë ose të lëngshme që po studioni. Më pas, duke përdorur tabelën periodike, gjeni masat atomike të elementeve që përfshihen në formulë. Nëse dikush përfshihet në formulë më shumë se një herë, shumëzojeni masën e tij atomike me atë numër. Mblidhni masat atomike dhe merrni masën molekulare nga e cila përbëhet ngurtësi ose lëngu. Do të jetë numerikisht e barabartë me masën molare të matur në gram për mol.

Duke përdorur tabelën e densitetit të substancave, gjeni këtë vlerë për materialin e trupit ose lëngut që studiohet. Pas kësaj masën molare e ndajmë me dendësinë e substancës, e matur në g/cm³ V=M/ρ. Rezultati është vëllimi i një mol në cm³. Nëse substanca mbetet e panjohur, do të jetë e pamundur të përcaktohet vëllimi i një mol të saj.

Emrat e acideve janë formuar nga emri rus i atomit qendror të acidit me shtimin e prapashtesave dhe mbaresave. Nëse gjendja e oksidimit të atomit qendror të acidit korrespondon me numrin e grupit të tabelës periodike, atëherë emri formohet duke përdorur mbiemrin më të thjeshtë nga emri i elementit: H 2 SO 4 - acid sulfurik, HMnO 4 - acid mangan . Nëse elementët acidformues kanë dy gjendje oksidimi, atëherë gjendja e ndërmjetme e oksidimit shënohet me prapashtesën –ist-: H 2 SO 3 – acid sulfurik, HNO 2 – acid azoti. Prapashtesa të ndryshme përdoren për emrat e acideve halogjene që kanë shumë gjendje oksidimi: shembuj tipikë - HClO 4 - klor n acid, HClO 3 – klor novat acid, HClO 2 – klor ist acid, HClO – klor novatist acidi ic (acidi pa oksigjen HCl quhet acid klorhidrik - zakonisht acid klorhidrik). Acidet mund të ndryshojnë në numrin e molekulave të ujit që hidratojnë oksidin. Acidet që përmbajnë numrin më të madh të atomeve të hidrogjenit quhen ortoacide: H 4 SiO 4 - acid ortosilicik, H 3 PO 4 - acid ortofosforik. Acidet që përmbajnë 1 ose 2 atome hidrogjeni quhen metaacide: H 2 SiO 3 - acid metasilicik, HPO 3 - acid metafosforik. Acidet që përmbajnë dy atome qendrore quhen di acidet: H 2 S 2 O 7 – acid disulfurik, H 4 P 2 O 7 – acid difosforik.

Emrat e përbërjeve komplekse formohen në të njëjtën mënyrë si emrat e kripërave, por kationit ose anionit kompleks i jepet një emër sistematik, domethënë lexohet nga e djathta në të majtë: K 3 - heksafluoroferrat kaliumi (III), SO 4 - sulfat tetraaminë bakri (II).

Emrat e oksideve formohen duke përdorur fjalën "oksid" dhe rastin gjenital të emrit rus të atomit qendror të oksidit, duke treguar, nëse është e nevojshme, gjendjen e oksidimit të elementit: Al 2 O 3 - oksid alumini, Fe 2 O 3 - hekur (III) oksid.

Emrat e bazave janë formuar duke përdorur fjalën "hidroksid" dhe rastin gjenital të emrit rus të atomit qendror të hidroksidit, duke treguar, nëse është e nevojshme, gjendjen e oksidimit të elementit: Al(OH) 3 - hidroksid alumini, Fe(OH) 3 - hekur (III) hidroksid.

Emrat e përbërjeve me hidrogjen formohen në varësi të vetive acido-bazike të këtyre përbërjeve. Për përbërjet e gazta acidformuese me hidrogjen përdoren këto emra: H 2 S – sulfan (sulfidi i hidrogjenit), H 2 Se – selan (selenid hidrogjeni), HI – jodur hidrogjeni; tretësirat e tyre në ujë quhen përkatësisht sulfid hidrogjeni, acide hidroselenike dhe hidrojodike. Për disa komponime me hidrogjen përdoren emra të veçantë: NH 3 - amoniak, N 2 H 4 - hydrazine, PH 3 - fosfinë. Komponimet me hidrogjen që kanë një gjendje oksidimi -1 quhen hidride: NaH është hidridi i natriumit, CaH 2 është hidridi i kalciumit.

Emrat e kripërave janë formuar nga emri latin i atomit qendror të mbetjes acidike me shtimin e parashtesave dhe prapashtesave. Emrat e kripërave binare (me dy elemente) formohen duke përdorur prapashtesën - bajrami: NaCl – klorur natriumi, Na 2 S – sulfur natriumi. Nëse atomi qendror i një mbetjeje acide që përmban oksigjen ka dy gjendje pozitive oksidimi, atëherë gjendja më e lartë e oksidimit shënohet me prapashtesën - në: Na 2 SO 4 – sulf në natriumi, KNO 3 – nitr në kalium, dhe gjendja më e ulët e oksidimit është prapashtesa - atë: Na 2 SO 3 – sulf atë natriumi, KNO 2 – nitr atë kaliumi Për të emërtuar kripërat halogjene që përmbajnë oksigjen, përdoren parashtesa dhe prapashtesa: KClO 4 - korsi klorin në kalium, Mg(ClO 3) 2 – klor në magnez, KClO 2 – klor atë kalium, KClO - hipo klorin atë kaliumi

Ngopja kovalenteslidhjendaj saj- manifestohet në faktin se në përbërjet e elementeve s dhe p nuk ka elektrone të paçiftëzuara, domethënë, të gjitha elektronet e paçiftuara të atomeve formojnë çifte elektronesh lidhëse (përjashtim bëjnë NO, NO 2, ClO 2 dhe ClO 3).

Çiftet e elektroneve të vetme (LEP) janë elektrone që zënë orbitalet atomike në çifte. Prania e NEP përcakton aftësinë e anioneve ose molekulave për të formuar lidhje dhurues-pranues si dhurues të çifteve elektronike.

Elektronet e paçiftuara janë elektrone të një atomi, të përmbajtura në një orbitale. Për elementët s dhe p, numri i elektroneve të paçiftëzuara përcakton se sa çifte elektronesh lidhëse mund të formojë një atom i caktuar me atome të tjera përmes mekanizmit të shkëmbimit. Metoda e lidhjes së valencës supozon se numri i elektroneve të paçiftëzuara mund të rritet me çifte të vetme elektronesh nëse ka orbitale të lira brenda nivelit të elektroneve të valencës. Në shumicën e komponimeve të elementeve s dhe p nuk ka elektrone të paçiftuar, pasi të gjitha elektronet e paçiftuara të atomeve formojnë lidhje. Sidoqoftë, ekzistojnë molekula me elektrone të paçiftuara, për shembull, NO, NO 2, ato kanë reaktivitet të rritur dhe tentojnë të formojnë dimerë si N 2 O 4 për shkak të elektroneve të paçiftëzuara.

Përqendrimi normal - ky është numri i nishaneve ekuivalentët në 1 litër tretësirë.

Kushtet normale - temperatura 273K (0 o C), presioni 101.3 kPa (1 atm).

Mekanizmat e shkëmbimit dhe dhuruesit-pranues të formimit të lidhjeve kimike. Formimi i lidhjeve kovalente midis atomeve mund të ndodhë në dy mënyra. Nëse formimi i një çifti elektronik lidhës ndodh për shkak të elektroneve të paçiftuara të të dy atomeve të lidhur, atëherë kjo metodë e formimit të një çifti elektronik lidhës quhet një mekanizëm shkëmbimi - atomet shkëmbejnë elektrone, dhe elektronet e lidhjes i përkasin të dy atomeve të lidhura. Nëse çifti elektronik i lidhjes formohet për shkak të çiftit të vetëm elektronik të një atomi dhe orbitalit vakant të një atomi tjetër, atëherë një formim i tillë i çiftit elektronik të lidhjes është një mekanizëm dhurues-pranues (shih. metoda e lidhjes valente).

Reaksionet jonike të kthyeshme - këto janë reaksione në të cilat formohen produkte që janë të afta të formojnë substanca fillestare (nëse kemi parasysh ekuacionin e shkruar, atëherë për reaksionet e kthyeshme mund të themi se ato mund të vazhdojnë në një drejtim ose në një tjetër me formimin e elektroliteve të dobët ose të dobët të tretshëm. komponimet). Reaksionet jonike të kthyeshme shpesh karakterizohen nga shndërrim jo i plotë; meqenëse gjatë një reaksioni jonik të kthyeshëm, formohen molekula ose jone që shkaktojnë një zhvendosje drejt produkteve fillestare të reaksionit, domethënë, ato duket se "ngadalësojnë" reaksionin. Reaksionet jonike të kthyeshme përshkruhen duke përdorur shenjën ⇄, dhe ato të pakthyeshme - shenjën →. Një shembull i një reaksioni jonik të kthyeshëm është reaksioni H 2 S + Fe 2 + ⇄ FeS + 2H +, dhe një shembull i një reaksioni të pakthyeshëm është S 2- + Fe 2 + → FeS.

Agjentët oksidues – substanca në të cilat gjatë reaksioneve redoks zvogëlohen gjendjet e oksidimit të disa elementeve.

Dualiteti redoks - aftësia e substancave për të vepruar reaksionet redoks si një agjent oksidues ose reduktues në varësi të partnerit (për shembull, H 2 O 2, NaNO 2).

Reaksionet redoks(OVR) - Këto janë reaksione kimike gjatë të cilave ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementeve të substancave që reagojnë.

Potenciali redoks - një vlerë që karakterizon aftësinë redoks (fortësi) si të agjentit oksidues ashtu edhe të agjentit reduktues që përbëjnë gjysmëreaksionin përkatës. Kështu, potenciali redoks i çiftit Cl 2 /Cl -, i barabartë me 1,36 V, karakterizon klorin molekular si agjent oksidues dhe jonin e klorurit si agjent reduktues.

Oksidet - komponimet e elementeve me oksigjen në të cilat oksigjeni ka gjendje oksidimi –2.

Ndërveprimet orientuese– ndërveprimet ndërmolekulare të molekulave polare.

Osmozë - Dukuria e transferimit të molekulave të tretësit në një membranë gjysmë të përshkueshme (e përshkueshme vetëm nga tretësi) drejt një përqendrimi më të ulët të tretësit.

Presioni osmotik - Vetia fiziko-kimike e tretësirave për shkak të aftësisë së membranave për të kaluar vetëm molekulat e tretësit. Presioni osmotik nga një tretësirë ​​më pak e përqendruar barazon shkallën e depërtimit të molekulave të tretësit në të dy anët e membranës. Presioni osmotik i një tretësire është i barabartë me presionin e një gazi në të cilin përqendrimi i molekulave është i njëjtë me përqendrimin e grimcave në tretësirë.

Bazat Arrhenius - substanca që shkëputin jonet hidroksid gjatë disociimit elektrolitik.

Baza e bronsted - komponimet (molekula ose jone të tipit S 2-, HS -) që mund të bashkojnë jonet e hidrogjenit.

Bazat sipas Lewis (bazat e Lewis) – komponimet (molekula ose jone) me çifte të vetme elektronike të afta për të formuar lidhje dhuruese-pranuese. Baza më e zakonshme e Lewis është molekulat e ujit, të cilat kanë veti të forta dhuruese.

Për të zbuluar përbërjen e çdo substance të gaztë, duhet të jeni në gjendje të operoni me koncepte të tilla si vëllimi molar, masa molare dhe dendësia e substancës. Në këtë artikull, ne do të shohim se çfarë është vëllimi molar dhe si ta llogarisim atë?

Sasia e substancës

Llogaritjet sasiore kryhen për të kryer realisht një proces të caktuar ose për të zbuluar përbërjen dhe strukturën e një substance të caktuar. Këto llogaritje janë të papërshtatshme për t'u kryer me vlera absolute të masës së atomeve ose molekulave për faktin se ato janë shumë të vogla. Masat atomike relative gjithashtu nuk mund të përdoren në shumicën e rasteve, pasi ato nuk lidhen me masat e pranuara përgjithësisht të masës ose vëllimit të një substance. Prandaj, u prezantua koncepti i sasisë së një substance, i cili shënohet me shkronjën greke v (nu) ose n. Sasia e një lënde është në përpjesëtim me numrin e njësive strukturore (molekulave, grimcave atomike) që përmban substanca.

Njësia e sasisë së një lënde është nishani.

Një mol është një sasi e substancës që përmban të njëjtin numër njësish strukturore sa ka atome që përmbahen në 12 g të një izotopi karboni.

Masa e 1 atomit është 12 a. e.m., prandaj numri i atomeve në 12 g izotop karboni është i barabartë me:

Na= 12g/12*1.66057*10 me fuqi-24g=6.0221*10 me fuqi 23

Sasia fizike Na quhet konstante e Avogadros. Një mol i çdo substance përmban 6,02 * 10 në fuqinë e 23 grimcave.

Oriz. 1. Ligji i Avogadros.

Vëllimi molar i gazit

Vëllimi molar i një gazi është raporti i vëllimit të një lënde me sasinë e asaj substance. Kjo vlerë llogaritet duke pjesëtuar masën molare të një lënde me densitetin e saj duke përdorur formulën e mëposhtme:

ku Vm është vëllimi molar, M është masa molare dhe p është dendësia e substancës.

Oriz. 2. Formula e vëllimit molar.

Në sistemin ndërkombëtar C, vëllimi molar i substancave të gazta matet në metra kub për mol (m 3 / mol)

Vëllimi molar i substancave të gazta ndryshon nga substancat në gjendje të lëngët dhe të ngurtë në atë që një element i gaztë me një sasi prej 1 mol zë gjithmonë të njëjtin vëllim (nëse plotësohen të njëjtat parametra).

Vëllimi i gazit varet nga temperatura dhe presioni, kështu që kur llogaritni, duhet të merrni vëllimin e gazit në kushte normale. Kushtet normale konsiderohen të jenë një temperaturë prej 0 gradë dhe një presion prej 101.325 kPa. Vëllimi molar i 1 mol gaz në kushte normale është gjithmonë i njëjtë dhe i barabartë me 22,41 dm 3 /mol. Ky vëllim quhet vëllimi molar i një gazi ideal. Domethënë, në 1 mol të çdo gazi (oksigjen, hidrogjen, ajër) vëllimi është 22,41 dm 3 /m.

Oriz. 3. Vëllimi molar i gazit në kushte normale.

Tabela "Vëllimi molar i gazeve"

Tabela e mëposhtme tregon vëllimin e disa gazeve:

Мв = К· Мr (1)

Ku: K është koeficienti i proporcionalitetit i barabartë me 1 g/mol.

Në fakt, për izotopin e karbonit 12 6 C Ar = 12, dhe masa molare e atomeve (sipas përkufizimit të konceptit "nishan") është 12 g/mol. Rrjedhimisht, vlerat numerike të dy masave përputhen, që do të thotë K = 1. Nga kjo rrjedh se masa molare e një lënde, e shprehur në gram për mol, ka të njëjtën vlerë numerike si masa e saj molekulare relative(atomike) peshë. Kështu, masa molare e hidrogjenit atomik është 1,008 g/mol, hidrogjeni molekular – 2,016 g/mol, oksigjeni molekular – 31,999 g/mol.

Sipas ligjit të Avogadro, i njëjti numër molekulash të çdo gazi zë të njëjtin vëllim në të njëjtat kushte. Nga ana tjetër, 1 mol i çdo substance përmban (sipas përkufizimit) të njëjtin numër grimcash. Nga kjo rrjedh se në një temperaturë dhe presion të caktuar, 1 mol i çdo substance në gjendje të gaztë zë të njëjtin vëllim.

Raporti i vëllimit të zënë nga një substancë me sasinë e saj quhet vëllimi molar i substancës. Në kushte normale (101.325 kPa; 273 K), vëllimi molar i çdo gazi është i barabartë me 22,4l/mol(më saktë, Vn = 22,4 l/mol). Ky pohim është i vërtetë për një gaz të tillë, kur llojet e tjera të ndërveprimit të molekulave të tij me njëra-tjetrën, përveç përplasjes së tyre elastike, mund të neglizhohen. Gazrat e tillë quhen idealë. Për gazet jo ideale, të quajtura gaze reale, vëllimet molare janë të ndryshme dhe paksa të ndryshme nga vlera e saktë. Megjithatë, në shumicën e rasteve ndryshimi reflektohet vetëm në shifrat e katërta dhe të mëvonshme të rëndësishme.

Matjet e vëllimeve të gazit zakonisht kryhen në kushte të ndryshme nga ato normale. Për të sjellë vëllimin e gazit në kushte normale, mund të përdorni një ekuacion që kombinon ligjet e gazit Boyle-Mariotte dhe Gay-Lussac:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Ku: V është vëllimi i gazit në presion p dhe temperaturë T;

V 0 është vëllimi i gazit në presion normal p 0 (101.325 kPa) dhe temperaturë T 0 (273.15 K).

Masat molare të gazeve gjithashtu mund të llogariten duke përdorur ekuacionin e gjendjes së një gazi ideal - ekuacioni Clapeyron - Mendeleev:

pV = m B RT / M B,

Ku: p – presioni i gazit, Pa;

V – vëllimi i tij, m3;

M B - masa e substancës, g;

M B – masa molare e tij, g/mol;

T – temperatura absolute, K;

R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8,314 J / (mol K).

Nëse vëllimi dhe presioni i një gazi shprehen në njësi të tjera matëse, atëherë vlera e konstantës së gazit në ekuacionin Clapeyron-Mendeleev do të marrë një vlerë të ndryshme. Mund të llogaritet duke përdorur formulën që rezulton nga ligji i unifikuar i gjendjes së gazit për një mol të një substance në kushte normale për një mol gaz:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Shembulli 1. Shprehni në mol: a) 6,0210 21 molekula CO 2; b) 1,2010 24 atome oksigjen; c) 2.0010 23 molekula uji. Sa është masa molare e këtyre substancave?

Zgjidhje. Një nishan është sasia e një lënde që përmban një numër grimcash të çdo lloji të veçantë të barabartë me konstantën e Avogadro-s. Prandaj, a) 6.0210 21 d.m.th. 0,01 mol; b) 1,2010 24, d.m.th. 2 mol; c) 2,0010 23, d.m.th. 1/3 mol. Masa e një moli të një lënde shprehet në kg/mol ose g/mol. Masa molare e një lënde në gram është numerikisht e barabartë me masën e saj molekulare relative (atomike), e shprehur në njësi të masës atomike (amu)

Meqenëse masat molekulare të CO 2 dhe H 2 O dhe masa atomike e oksigjenit, përkatësisht, janë 44; 18 dhe 16 amu, atëherë masat molare të tyre janë të barabarta: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Shembulli 2. Llogaritni masën absolute të një molekule të acidit sulfurik në gram.

Zgjidhje. Një mol i çdo substance (shih shembullin 1) përmban konstanten N A të njësive strukturore të Avogadro-s (në shembullin tonë, molekulat). Masa molare e H 2 SO 4 është 98.0 g/mol. Prandaj, masa e një molekule është 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Vëllimi molar- vëllimi i një moli të një lënde, vlera e përftuar nga pjesëtimi i masës molare me dendësinë. Karakterizon densitetin e paketimit të molekulave.

Kuptimi N A = 6,022…×10 23 thirri numrin e Avogadros sipas kimistit italian Amedeo Avogadro. Kjo është konstanta universale për grimcat më të vogla të çdo substance.

Është ky numër molekulash që përmban 1 mol oksigjen O2, të njëjtin numër atomesh në 1 mol hekur (Fe), molekula në 1 mol ujë H2O etj.

Sipas ligjit të Avogadro-s, 1 mol gaz ideal në kushte normale ka të njëjtin vëllim Vm= 22,413 996 (39) l. Në kushte normale, shumica e gazeve janë afër idealit, prandaj i gjithë informacioni i referencës për vëllimin molar të elementeve kimike i referohet fazave të tyre të kondensuar, përveç nëse përcaktohet ndryshe.

Një nga njësitë bazë në Sistemin Ndërkombëtar të Njësive (SI) është Njësia e sasisë së një lënde është nishani.

Nishani – kjo është sasia e një lënde që përmban aq njësi strukturore të një lënde të caktuar (molekula, atome, jone, etj.) sa ka atome karboni që përmbahen në 0,012 kg (12 g) të një izotopi karboni. 12 ME .

Duke marrë parasysh se vlera e masës atomike absolute për karbonin është e barabartë me m(C) = 1,99 10  26 kg, numri i atomeve të karbonit mund të llogaritet N A, të përfshira në 0,012 kg karbon.

Një mol i çdo substance përmban të njëjtin numër grimcash të kësaj substance (njësi strukturore). Numri i njësive strukturore të përfshira në një substancë me një sasi prej një mol është 6.02 10 23 dhe quhet Numri i Avogadros (N A ).

Për shembull, një mol bakri përmban 6,02 10 23 atome bakri (Cu), dhe një mol hidrogjen (H 2) përmban 6,02 10 23 molekula hidrogjeni.

Masa molare(M) është masa e një lënde të marrë në një sasi prej 1 mol.

Masa molare shënohet me shkronjën M dhe ka dimensionin [g/mol]. Në fizikë përdorin njësinë [kg/kmol].

Në rastin e përgjithshëm, vlera numerike e masës molare të një substance përkon numerikisht me vlerën e masës së saj molekulare relative (atomike relative).

Për shembull, pesha molekulare relative e ujit është:

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

Masa molare e ujit ka të njëjtën vlerë, por shprehet në g/mol:

M (H 2 O) = 18 g/mol.

Kështu, një mol ujë që përmban 6,02 10 23 molekula uji (përkatësisht 2 6,02 10 23 atome hidrogjeni dhe 6,02 10 23 atome oksigjen) ka një masë prej 18 gram. Uji, me një sasi të substancës prej 1 mol, përmban 2 mol atome hidrogjeni dhe një mol atome oksigjen.

1.3.4. Marrëdhënia midis masës së një lënde dhe sasisë së saj

Duke ditur masën e një substance dhe formulën e saj kimike, dhe për rrjedhojë vlerën e masës molare të saj, mund të përcaktoni sasinë e substancës dhe, anasjelltas, duke ditur sasinë e substancës, mund të përcaktoni masën e saj. Për llogaritjet e tilla duhet të përdorni formulat:

ku ν është sasia e substancës, [mol]; m– masa e substancës, [g] ose [kg]; M – masa molare e substancës, [g/mol] ose [kg/kmol].

Për shembull, për të gjetur masën e sulfatit të natriumit (Na 2 SO 4) në një sasi prej 5 mole, gjejmë:

1) vlera e masës molekulare relative të Na 2 SO 4, e cila është shuma e vlerave të rrumbullakosura të masave atomike relative:

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

2) një vlerë numerikisht e barabartë e masës molare të substancës:

M(Na 2 SO 4) = 142 g/mol,

3) dhe, së fundi, masa prej 5 mol sulfat natriumi:

m = ν M = 5 mol · 142 g/mol = 710 g.

Përgjigje: 710.

1.3.5. Marrëdhënia midis vëllimit të një lënde dhe sasisë së saj

Në kushte normale (n.s.), d.m.th. në presion r , e barabartë me 101325 Pa (760 mm Hg) dhe temperaturë T, e barabartë me 273,15 K (0 С), një mol gazesh dhe avujsh të ndryshëm zë të njëjtin vëllim të barabartë me 22,4 l.

Vëllimi i zënë nga 1 mol gaz ose avull në nivelin e tokës quhet vëllimi molargaz dhe ka dimensionin litër për mol.

V mol = 22,4 l/mol.

Njohja e sasisë së substancës së gaztë (ν ) Dhe vlera molare e volumit (V mol) ju mund të llogarisni vëllimin e tij (V) në kushte normale:

V = ν V mol,

ku ν është sasia e substancës [mol]; V – vëllimi i substancës së gaztë [l]; V mol = 22,4 l/mol.

Dhe, anasjelltas, duke ditur volumin ( V) të një lënde të gaztë në kushte normale, sasia e saj (ν) mund të llogaritet :