Sa është vëllimi molar i një lënde. Marrëdhënia midis vëllimit të një lënde dhe sasisë së saj

: V = n*Vm, ku V është vëllimi i gazit (l), n është sasia e substancës (mol), Vm është vëllimi molar i gazit (l/mol), në normale (norma) është një vlerë standarde dhe është e barabartë me 22,4 l/mol. Ndodh që kushti nuk përmban sasinë e një lënde, por ka një masë të një lënde të caktuar, atëherë bëjmë këtë: n = m/M, ku m është masa e substancës (g), M është masë molare e substancës (g/mol). Masën molare e gjejmë duke përdorur tabelën D.I. Mendeleev: nën çdo element është masa e tij atomike, mblidhni të gjitha masat dhe merrni atë që na nevojitet. Por detyra të tilla janë mjaft të rralla, zakonisht të pranishme në detyra. Zgjidhja e problemeve të tilla ndryshon paksa. Le të shohim një shembull.

Çfarë vëllimi hidrogjeni do të lirohet në kushte normale nëse alumini me peshë 10,8 g tretet në acid klorhidrik të tepërt.

Nëse kemi të bëjmë me një sistem gazi, atëherë vlen formula e mëposhtme: q(x) = V(x)/V, ku q(x)(phi) është fraksioni i komponentit, V(x) është vëllimi i komponenti (l), V – vëllimi i sistemit (l). Për të gjetur vëllimin e një komponenti, marrim formulën: V(x) = q(x)*V. Dhe nëse keni nevojë të gjeni vëllimin e sistemit, atëherë: V = V(x)/q(x).

Ju lutemi vini re

Ka formula të tjera për gjetjen e vëllimit, por nëse keni nevojë të gjeni vëllimin e një gazi, vetëm formulat e dhëna në këtë artikull janë të përshtatshme.

Burimet:

• "Manuali i kimisë", G.P. Khomchenko, 2005.
• si të gjeni sasinë e punës
• Gjeni vëllimin e hidrogjenit gjatë elektrolizës së tretësirës së ZnSO4

Një gaz ideal është ai në të cilin ndërveprimi ndërmjet molekulave është i papërfillshëm. Përveç presionit, gjendja e një gazi karakterizohet nga temperatura dhe vëllimi. Marrëdhëniet midis këtyre parametrave pasqyrohen në ligjet e gazit.

Udhëzimet

Presioni i një gazi është drejtpërdrejt proporcional me temperaturën e tij, sasinë e substancës dhe në përpjesëtim të kundërt me vëllimin e enës së zënë nga gazi. Koeficienti i proporcionalitetit është konstanta universale e gazit R, afërsisht e barabartë me 8.314. Ajo matet në joule e ndarë me nishane dhe me .

Ky pozicion formon varësinë matematikore P=νRT/V, ku ν është sasia e substancës (mol), R=8.314 është konstanta universale e gazit (J/mol K), T është temperatura e gazit, V është vëllimi. Presioni shprehet në. Mund të shprehet me dhe, me 1 atm = 101.325 kPa.

Varësia e konsideruar është pasojë e ekuacionit Mendeleev-Klapeyron PV=(m/M) RT. Këtu m është masa e gazit (g), M është masa e tij molare (g/mol), dhe fraksioni m/M jep sasinë totale të substancës ν, ose numrin e moleve. Ekuacioni Mendeleev-Klapeyron është i vlefshëm për të gjithë gazrat që mund të merren parasysh. Ky është ligji i gazit fizik.

Mësimi 1.

Tema: Sasia e substancës. Nishani

Kimia është shkenca e substancave. Si të maten substancat? Në cilat njësi? Në molekulat që përbëjnë substancat, por kjo është shumë e vështirë të bëhet. Në gram, kilogramë ose miligramë, por kështu matet masa. Po sikur të kombinojmë masën që matet në një peshore dhe numrin e molekulave të një substance, a është e mundur kjo?

a) H-hidrogjen

A n = 1 a.u.m.

1a.u.m = 1,66*10 -24 g

Le të marrim 1g hidrogjen dhe të numërojmë numrin e atomeve të hidrogjenit në këtë masë (lërini studentët ta bëjnë këtë duke përdorur një makinë llogaritëse).

N n = 1g / (1,66*10 -24) g = 6,02*10 23

b) O-oksigjen

A o = 16 a.u.m = 16 * 1,67 * 10 -24 g

N o = 16 g / (16 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23

c) C-karbon

A c = 12a.u.m = 12*1.67*10 -24 g

N c = 12g / (12* 1,66*10 -24) g = 6,02*10 23

Le të përfundojmë: nëse marrim një masë të një lënde që është e barabartë me masën atomike në madhësi, por e marrë në gram, atëherë do të ketë gjithmonë (për çdo substancë) 6.02 * 10 23 atome të kësaj substance.

H 2 O - ujë

18 g / (18 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23 molekula uji, etj.

N a = 6,02*10 23 - Numri ose konstanta e Avogadros.

Një mol është sasia e një lënde që përmban 6,02 * 10 23 molekula, atome ose jone, d.m.th. njësitë strukturore.

Ka mole molekulash, mole atomesh, mole jonesh.

n është numri i nishaneve (numri i nishaneve shpesh shënohet),
N është numri i atomeve ose molekulave,
N a = konstanta e Avogadros.

Kmol = 10 3 mol, mmol = 10 -3 mol.

Paraqitni një portret të Amedeo Avogadro në një instalim multimedial dhe flisni shkurtimisht për të, ose udhëzoni studentin të përgatisë një raport të shkurtër mbi jetën e shkencëtarit.

Mësimi 2.

Tema: “Masa molare e një lënde”

Sa është masa e 1 mol të një lënde? (Studentët shpesh mund të nxjerrin përfundimin vetë.)

Masa e një moli të një lënde është e barabartë me masën e saj molekulare, por e shprehur në gram. Masa e një moli të një lënde quhet masë molare dhe shënohet me M.

Formulat:

M - masa molare,
n - numri i nishaneve,
m është masa e substancës.

Masa e një moli matet në g/mol, masa e një kmole matet në kg/kmol, masa e një mmol matet në mg/mol.

Plotësoni tabelën (tabelat janë të shpërndara).

Mësimi 3.

Tema: Vëllimi molar i gazeve

Le ta zgjidhim problemin. Përcaktoni vëllimin e ujit, masa e të cilit në kushte normale është 180 g.

E dhënë:

ato. Vëllimin e trupave të lëngët dhe të ngurtë e llogarisim përmes densitetit.

Por, kur llogaritet vëllimi i gazeve, nuk është e nevojshme të dihet dendësia. Pse?

Shkencëtari italian Avogadro përcaktoi se vëllime të barabarta të gazrave të ndryshëm në të njëjtat kushte (presion, temperaturë) përmbajnë të njëjtin numër molekulash - kjo deklaratë quhet ligji i Avogadro-s.

ato. nëse, në kushte të barabarta, V(H 2) =V(O 2), atëherë n(H 2) =n(O 2), dhe anasjelltas, nëse, në kushte të barabarta, n(H 2) =n(O 2), atëherë vëllimet e këtyre gazeve do të jenë të njëjta. Dhe një mol i një substance përmban gjithmonë të njëjtin numër molekulash 6.02 * 10 23.

ne konkludojmë - në të njëjtat kushte, molet e gazeve duhet të zënë të njëjtin vëllim.

Në kushte normale (t=0, P=101,3 kPa. ose 760 mm Hg.), molet e çdo gazi zënë të njëjtin vëllim. Ky vëllim quhet molar.

V m =22,4 l/mol

1 kmol zë një vëllim prej -22,4 m 3 / kmol, 1 mmol zë një vëllim prej -22,4 ml / mmol.

Shembulli 1.(Për t'u zgjidhur në tabelë):

Shembulli 2.(Mund t'u kërkoni studentëve të zgjidhin):

Lërini nxënësit të plotësojnë tabelën.

Ku m është masë, M është masa molare, V është vëllim.

4. Ligji i Avogadros. Themeluar nga fizikani italian Avogadro në 1811. Vëllimet identike të çdo gazi, të marra në të njëjtën temperaturë dhe presion të njëjtë, përmbajnë të njëjtin numër molekulash.

Kështu, ne mund të formulojmë konceptin e sasisë së një substance: 1 mol i një substance përmban një numër grimcash të barabartë me 6.02 * 10 23 (e quajtur konstanta e Avogadro)

Pasoja e këtij ligji është se Në kushte normale (P 0 = 101,3 kPa dhe T 0 = 298 K), 1 mol i çdo gazi zë një vëllim të barabartë me 22,4 litra.

5. Ligji Boyle-Mariotte

Në temperaturë konstante, vëllimi i një sasie të caktuar gazi është në përpjesëtim të zhdrejtë me presionin nën të cilin ndodhet:

6. Ligji i Gay-Lussac

Në presion konstant, ndryshimi në vëllimin e gazit është drejtpërdrejt proporcional me temperaturën:

V/T = konst.

7. Lidhja ndërmjet vëllimit të gazit, presionit dhe temperaturës mund të shprehet kombinuar ligjin Boyle-Mariotte dhe Gay-Lussac, i cili përdoret për të kthyer vëllimet e gazit nga një gjendje në një tjetër:

P 0 , V 0 , T 0 - vëllimi dhe presioni i temperaturës në kushte normale: P 0 =760 mm Hg. Art. ose 101.3 kPa; T 0 =273 K (0 0 C)

8. Vlerësim i pavarur i vlerës molekulare masat M mund të bëhet duke përdorur të ashtuquajturat ekuacionet ideale të gjendjes së gazit ose ekuacionet Clapeyron-Mendeleev :

pV=(m/M)*RT=vRT.(1.1)

Ku r - presioni i gazit në një sistem të mbyllur, V- vëllimi i sistemit, T - masë gazi, T - temperaturë absolute, R- konstante universale e gazit.

Vini re se vlera e konstantës R mund të merret duke zëvendësuar vlerat që karakterizojnë një mol gaz në kushte normale në ekuacionin (1.1):

r = (p V)/(T)=(101.325 kPa 22.4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

Shembulli 1. Sjellja e vëllimit të gazit në kushte normale.

Çfarë vëllimi (nr.) do të zërë 0,4×10 -3 m 3 gaz që ndodhet në 50 0 C dhe presion 0,954×10 5 Pa?

Zgjidhje. Për të sjellë vëllimin e gazit në kushte normale, përdorni një formulë të përgjithshme që kombinon ligjet Boyle-Mariotte dhe Gay-Lussac:

pV/T = p 0 V 0 / T 0 .

Vëllimi i gazit (n.s.) është i barabartë me , ku T 0 = 273 K; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

Në (normë) gazi zë një vëllim të barabartë me 0,32×10 -3 m 3 .

Shembulli 2. Llogaritja e dendësisë relative të një gazi nga pesha e tij molekulare.

Llogaritni dendësinë e etanit C 2 H 6 në bazë të hidrogjenit dhe ajrit.

Zgjidhje. Nga ligji i Avogadro-s rezulton se dendësia relative e një gazi në tjetrin është e barabartë me raportin e masave molekulare ( M h) të këtyre gazeve, d.m.th. D=M 1 /M 2. Nëse M 1 C2H6 = 30, M 2 H2 = 2, pesha mesatare molekulare e ajrit është 29, atëherë dendësia relative e etanit në lidhje me hidrogjenin është D H2 = 30/2 =15.

Dendësia relative e etanit në ajër: D ajri= 30/29 = 1,03, d.m.th. etani është 15 herë më i rëndë se hidrogjeni dhe 1.03 herë më i rëndë se ajri.

Shembulli 3. Përcaktimi i peshës mesatare molekulare të një përzierje gazesh sipas densitetit relative.

Llogaritni peshën mesatare molekulare të një përzierje gazesh që përbëhet nga 80% metan dhe 20% oksigjen (në vëllim), duke përdorur dendësinë relative të këtyre gazrave në lidhje me hidrogjenin.

Zgjidhje. Shpesh llogaritjet bëhen sipas rregullit të përzierjes, i cili thotë se raporti i vëllimeve të gazeve në një përzierje gazi me dy përbërës është në përpjesëtim të zhdrejtë me ndryshimet midis densitetit të përzierjes dhe dendësisë së gazrave që përbëjnë këtë përzierje. . Le të shënojmë dendësinë relative të përzierjes së gazit në lidhje me hidrogjenin me D H2. do të jetë më e madhe se dendësia e metanit, por më e vogël se dendësia e oksigjenit:

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

Dendësia e hidrogjenit e kësaj përzierje gazesh është 9.6. pesha mesatare molekulare e përzierjes së gazit M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Shembulli 4. Llogaritja e masës molare të një gazi.

Masa e gazit 0,327×10 -3 m 3 në 13 0 C dhe presioni 1,040×10 5 Pa është e barabartë me 0,828×10 -3 kg. Llogaritni masën molare të gazit.

Zgjidhje. Masa molare e një gazi mund të llogaritet duke përdorur ekuacionin Mendeleev-Clapeyron:

Ku m– masa e gazit; M– masa molare e gazit; R– konstante molare (universale) e gazit, vlera e së cilës përcaktohet nga njësitë matëse të pranuara.

Nëse presioni matet në Pa dhe vëllimi në m3, atëherë R=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

Masa prej 1 mol të një lënde quhet molare. Si quhet vëllimi i 1 mol të një lënde? Natyrisht, ky quhet edhe vëllimi molar.

Sa është vëllimi molar i ujit? Kur matëm 1 mol ujë, nuk peshuam 18 g ujë në peshore - kjo është e papërshtatshme. Përdornim mjete matëse: cilindër ose gotë, pasi e dinim që dendësia e ujit është 1 g/ml. Prandaj, vëllimi molar i ujit është 18 ml/mol. Për lëngjet dhe trupat e ngurtë, vëllimi molar varet nga dendësia e tyre (Fig. 52, a). Është një çështje tjetër për gazrat (Fig. 52, b).

Oriz. 52.
Vëllimet molare (n.s.):
a - të lëngshme dhe të ngurta; b - substanca të gazta

Nëse merrni 1 mol hidrogjen H2 (2 g), 1 mol oksigjen O2 (32 g), 1 mol ozon O3 (48 g), 1 mol dioksid karboni CO2 (44 g) dhe madje 1 mol avull uji H2 O (18 g) në të njëjtat kushte, për shembull normal (në kimi është zakon të quhen kushte normale (n.s.) një temperaturë prej 0 ° C dhe një presion prej 760 mm Hg, ose 101.3 kPa), atëherë rezulton se 1 mol cilido prej gazeve do të zërë të njëjtin vëllim, të barabartë me 22,4 litra, dhe do të përmbajë të njëjtin numër molekulash - 6 × 10 23.

Dhe nëse merrni 44.8 litra gaz, atëherë sa nga substanca e tij do të merret? Sigurisht, 2 mole, pasi vëllimi i dhënë është dyfishi i vëllimit molar. Prandaj:

ku V është vëllimi i gazit. Nga këtu

Vëllimi molar është një sasi fizike e barabartë me raportin e vëllimit të një lënde me sasinë e substancës.

Vëllimi molar i substancave të gazta shprehet në l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Vëllimi i një kilomole quhet kilomolar dhe matet në m 3 /kmol (Vm = 22,4 m 3 /kmol). Prandaj, vëllimi milimolar është 22.4 ml/mmol.

Detyra 1. Gjeni masën prej 33,6 m 3 të amoniakut NH 3 (n.s.).

Problemi 2. Gjeni masën dhe vëllimin (n.v.) të 18 × 10 20 molekulave të sulfurit të hidrogjenit H 2 S.

Kur zgjidhim problemin, le t'i kushtojmë vëmendje numrit të molekulave 18 × 10 20. Meqenëse 10 20 është 1000 herë më pak se 10 23, natyrisht, llogaritjet duhet të kryhen duke përdorur mmol, ml/mmol dhe mg/mmol.

Fjalët dhe frazat kyçe

1. Vëllimet molare, milimolare dhe kilomolare të gazeve.
2. Vëllimi molar i gazrave (në kushte normale) është 22,4 l/mol.
3. Kushtet normale.

Puna me një kompjuter

1. Referojuni aplikacionit elektronik. Studioni materialin e mësimit dhe plotësoni detyrat e caktuara.
2. Gjeni adresa emaili në internet që mund të shërbejnë si burime shtesë që zbulojnë përmbajtjen e fjalëve kyçe dhe frazave në paragrafin. Ofroni ndihmën tuaj mësuesit në përgatitjen e një mësimi të ri - bëni një raport mbi fjalët dhe frazat kyçe të paragrafit tjetër.

Pyetje dhe detyra

1. Gjeni masën dhe numrin e molekulave në n. u. për: a) 11,2 litra oksigjen; b) 5,6 m 3 azot; c) 22.4 ml klor.
2. Gjeni vëllimin që në n. u. do të marrë: a) 3 g hidrogjen; b) 96 kg ozon; c) 12 × 10 20 molekula azoti.
3. Gjeni dendësinë (masa 1 litër) të argonit, klorit, oksigjenit dhe ozonit në temperaturën e dhomës. u. Sa molekula të secilës substancë do të përmbahen në 1 litër në të njëjtat kushte?
4. Njehsoni masën e 5 litrave (n.s.): a) oksigjen; b) ozoni; c) dioksid karboni CO 2.
5. Tregoni cili është më i rëndë: a) 5 litra dioksid squfuri (SO 2) ose 5 litra dioksid karboni (CO 2); b) 2 litra dioksid karboni (CO 2) ose 3 litra monoksid karboni (CO).