Volume molare di un gas in condizioni normali. Falena. legge di Avogadro. volume molare del gas. Volume molare del gas

Dove m è la massa, M è la massa molare, V è il volume.

4. Legge di Avogadro. Istituito dal fisico italiano Avogadro nel 1811. Gli stessi volumi di qualsiasi gas, presi alla stessa temperatura e alla stessa pressione, contengono lo stesso numero di molecole.

Si può così formulare il concetto di quantità di una sostanza: 1 mole di una sostanza contiene un numero di particelle pari a 6,02 * 10 23 (chiamata costante di Avogadro)

La conseguenza di questa legge è che 1 mole di qualsiasi gas occupa in condizioni normali (P 0 \u003d 101,3 kPa e T 0 \u003d 298 K) un volume pari a 22,4 litri.

5. Legge Boyle-Mariotte

A temperatura costante, il volume di una data quantità di gas è inversamente proporzionale alla pressione alla quale si trova:

6. Legge di Gay-Lussac

A pressione costante, la variazione di volume di un gas è direttamente proporzionale alla temperatura:

V/T = cost.

7. È possibile esprimere la relazione tra volume del gas, pressione e temperatura la legge combinata di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, che viene utilizzato per portare i volumi di gas da una condizione all'altra:

P 0 , V 0 ,T 0 - pressione volumetrica e temperatura in condizioni normali: P 0 =760 mm Hg. Arte. o 101,3 kPa; T 0 \u003d 273 K (0 0 C)

8. Valutazione indipendente del valore molecolare masse M può essere fatto usando il cosiddetto equazioni di stato per un gas ideale o le equazioni di Clapeyron-Mendeleev :

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

dove R - pressione del gas in un sistema chiuso, v- volume del sistema, t - massa di gas T - temperatura assoluta, R- costante universale dei gas.

Si noti che il valore della costante R può essere ottenuto sostituendo i valori che caratterizzano una mole di gas a N.C. nell'equazione (1.1):

r = (p V) / (T) \u003d (101,325 kPa 22,4 l) / (1 mol 273K) \u003d 8.31J / mol.K)

Esempi di risoluzione dei problemi

Esempio 1 Portare il volume di gas a condizioni normali.

Quale volume (n.o.) occuperà 0,4×10 -3 m 3 di gas a 50 0 C e una pressione di 0,954×10 5 Pa?

Soluzione. Per riportare il volume del gas a condizioni normali, si usa la formula generale che combina le leggi di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

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

Il volume del gas (n.o.) è , dove T 0 = 273 K; p 0 \u003d 1.013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

m 3 \u003d 0,32 × 10 -3 m 3.

Quando (n.a.) il gas occupa un volume pari a 0,32×10 -3 m 3 .

Esempio 2 Calcolo della densità relativa di un gas dal suo peso molecolare.

Calcola la densità dell'etano C 2 H 6 dall'idrogeno e dall'aria.

Soluzione. Dalla legge di Avogadro risulta che la densità relativa di un gas rispetto a un altro è uguale al rapporto tra le masse molecolari ( M h) di questi gas, cioè RE=M1 /M2. Se una m 1С2Н6 = 30, M2 H2 = 2, il peso molecolare medio dell'aria è 29, quindi la densità relativa dell'etano rispetto all'idrogeno è D H2 = 30/2 =15.

Densità relativa dell'etano nell'aria: D aria= 30/29 = 1,03, cioè l'etano è 15 volte più pesante dell'idrogeno e 1,03 volte più pesante dell'aria.

Esempio 3 Determinazione del peso molecolare medio di una miscela di gas per densità relativa.

Calcolare il peso molecolare medio di una miscela di gas composta da 80% metano e 20% ossigeno (in volume) utilizzando i valori della densità relativa di questi gas rispetto all'idrogeno.

Soluzione. Spesso i calcoli vengono effettuati secondo la regola di miscelazione, ovvero che il rapporto tra i volumi di gas in una miscela di gas a due componenti è inversamente proporzionale alle differenze tra la densità della miscela e le densità dei gas che compongono questa miscela . Denota densità relativa miscela di gas per l'idrogeno attraverso D H2. sarà maggiore della densità del metano, ma minore della densità dell'ossigeno:

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

La densità dell'idrogeno di questa miscela di gas è 9,6. peso molecolare medio della miscela di gas M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Esempio 4 Calcolo della massa molare di un gas.

La massa di 0,327 × 10 -3 m 3 di gas a 13 0 C e una pressione di 1,040 × 10 5 Pa è 0,828 × 10 -3 kg. Calcola la massa molare del gas.

Soluzione. Puoi calcolare la massa molare di un gas usando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron:

dove mè la massa del gas; Mè la massa molare del gas; R- costante gas molare (universale), il cui valore è determinato dalle unità di misura accettate.

Se la pressione viene misurata in Pa e il volume in m 3, allora R\u003d 8,3144 × 10 3 J / (kmol × K).

2.1. Densità relativa del gas d uguale al rapporto tra le densità (ρ 1 e ρ 2) dei gas (alla stessa pressione e temperatura):

d \u003d ρ 1: ρ 2 ≈ M 1: M 2 (2.1)

dove M 1 e M 2 sono i pesi molecolari dei gas.

Densità relativa del gas:

rispetto all'aria: d ≈ M/29
rispetto all'idrogeno: d ≈ M/2

dove M, 29 e 2 sono i corrispondenti pesi molecolari del dato gas, aria e idrogeno.

2.2. Quantità di peso a (in g) gas in un dato volume V (in dm 3):

• a \u003d M * 1.293 * p * 273 * V / 28.98 (273 + t) * 760 \u003d 0.01605 * p * M * V / 273 + t (2.2)

dove M è il peso molecolare del gas, p è la pressione del gas, mm Hg, t è la temperatura del gas, 0 C.

La quantità di gas in g per 1 dm 3 in condizioni normali

dove d è la densità relativa del gas rispetto all'aria.

2.3.Volume V occupato da una data quantità di peso a di gas :

V \u003d a * 22,4 * 760 * (273 + t) / M * p (2,4)

2.5. Miscele di gas

La massa (in g) di una miscela di componenti a forma di n aventi volumi V 1, V 2 ... V n e pesi molecolari M 1, M 2 ... M n è uguale a

Dove 22,4 è il volume di 1 mole di una sostanza allo stato gassoso a 273 K e 101,32 kPa (0 ° C e 760 mm Hg)

Poiché il volume della miscela V \u003d V 1 + V 2 + ... + V n, quindi 1 dm 3 ha una massa:

Il peso molecolare medio M della miscela di gas (con l'additività delle sue proprietà) è uguale a:

La concentrazione dei componenti delle miscele di gas è spesso espressa come percentuale in volume. La concentrazione in volume (V 1 /V·100) coincide numericamente con la frazione della pressione parziale del componente (ð 1 /Æ·100) e con la sua concentrazione molare (M 1 /M·100).

Le proporzioni dei singoli componenti i nella miscela di gas sono uguali, %

massiccio voluminoso

dove q i è il contenuto in massa dell'i-esimo componente nella miscela.

Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni contengono lo stesso numero di molecole, quindi

p 1: p 2: ... = V 1: V 2: ... = M 1: M 2: ...

dove M è il numero di moli.

Numero di moli del componente:

Se il gas è nelle stesse condizioni(P, T) ed è necessario determinarne il volume o la massa in altre condizioni (P´, T´), vengono utilizzate le seguenti formule:

per la conversione del volume

per la conversione di massa

A T = pressione parziale costante Il vapore saturo di P us in una miscela di gas, indipendentemente dalla pressione totale, è costante. A 101,32 kPa e T K, 1 mole di gas o vapore occupa un volume di 22,4 (T / 273) dm 3. Se la tensione di vapore a questa temperatura è P us, allora il volume di 1 mol è:

Pertanto, la massa di 1m 3 coppia di peso molecolare M a temperatura T e pressione P è uguale a noi, in g / m 3

Conoscendo il contenuto di massa del vapore saturo in 1 m 3 della miscela, possiamo calcolarne la pressione:

Il volume di gas secco è calcolato dalla formula:

dove P sat., T è la pressione del vapore acqueo saturo alla temperatura T.

Portare a secco i volumi di secco V (T, P). e umido V (T, P) vl. i gas alle condizioni normali (n.a.) (273 K e 101,32 kPa) sono prodotti secondo le formule:

Formula

sono usati per ricalcolare il volume di gas umido in P e T in altri P´, T´, a condizione che anche la pressione di equilibrio del vapore acqueo cambi con la temperatura. Espressioni per convertire i volumi di gas in condizioni diverse simile:

Se la pressione del vapore acqueo del vapore saturo a qualsiasi temperatura è P sat. , ma è necessario calcolare G n.o.s. - il suo contenuto in 1 m 3 di gas a n.o., quindi viene utilizzata l'equazione (1.2), ma in questo caso T non è la temperatura di saturazione, ma è pari a 273 K.

Da ciò segue che:

G n.o.s. = 4.396 10 -7 Sig. sat. .

La pressione del vapore acqueo saturo, se il suo contenuto è noto in 1 m 3 a n.o. calcolato secondo la formula.

Una delle unità di base del Sistema internazionale di unità (SI) è l'unità di quantità di una sostanza è la mole.

Talpa – questa è una tale quantità di una sostanza che contiene tante unità strutturali di una data sostanza (molecole, atomi, ioni, ecc.) quanti sono gli atomi di carbonio in 0,012 kg (12 g) di un isotopo di carbonio 12 DA .

Dato che il valore della massa atomica assoluta per il carbonio è m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, puoi calcolare il numero di atomi di carbonio N MA contenuto in 0,012 kg di carbonio.

Una mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di particelle di questa sostanza (unità strutturali). Il numero di unità strutturali contenute in una sostanza con una quantità di una mole è 6,02 10 23 e chiamato il numero di Avogadro (N MA ).

Ad esempio, una mole di rame contiene 6,02 10 23 atomi di rame (Cu) e una mole di idrogeno (H 2) contiene 6,02 10 23 molecole di idrogeno.

massa molare(M) è la massa di una sostanza assunta in una quantità di 1 mol.

La massa molare è indicata dalla lettera M e ha l'unità [g/mol]. In fisica si usa la dimensione [kg/kmol].

Nel caso generale, il valore numerico della massa molare di una sostanza coincide numericamente con il valore della sua massa molecolare relativa (atomica relativa).

Ad esempio, il peso molecolare relativo dell'acqua è:

Mr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 a.m.u.

La massa molare dell'acqua ha lo stesso valore, ma si esprime in g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Pertanto, una mole di acqua contenente 6,02 10 23 molecole d'acqua (rispettivamente 2 6,02 10 23 atomi di idrogeno e 6,02 10 23 atomi di ossigeno) ha una massa di 18 grammi. 1 mole di acqua contiene 2 moli di atomi di idrogeno e 1 mole di atomi di ossigeno.

1.3.4. Il rapporto tra la massa di una sostanza e la sua quantità

Conoscendo la massa di una sostanza e la sua formula chimica, e quindi il valore della sua massa molare, si può determinare la quantità di una sostanza e, viceversa, conoscendo la quantità di una sostanza, se ne può determinare la massa. Per tali calcoli, dovresti usare le formule:

dove ν è la quantità di sostanza, [mol]; mè la massa della sostanza, [g] o [kg]; M è la massa molare della sostanza, [g/mol] o [kg/kmol].

Ad esempio, per trovare la massa di solfato di sodio (Na 2 SO 4) nella quantità di 5 mol, troviamo:

1) il valore del peso molecolare relativo di Na 2 SO 4, che è la somma dei valori arrotondati delle relative masse atomiche:

Mr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) il valore della massa molare della sostanza numericamente uguale ad essa:

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

3) e, infine, una massa di 5 mol di solfato di sodio:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Risposta: 710.

1.3.5. Il rapporto tra il volume di una sostanza e la sua quantità

In condizioni normali (n.a.), es. a pressione R , pari a 101325 Pa (760 mm Hg), e temperatura T, pari a 273,15 K (0 С), una mole di vari gas e vapori occupa lo stesso volume, pari a 22,4 l.

Si chiama il volume occupato da 1 mole di gas o vapore a n.o volume molaregas ed ha la dimensione di un litro per mole.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Conoscendo la quantità di sostanza gassosa (ν ) e valore del volume molare (V mol) puoi calcolare il suo volume (V) in condizioni normali:

V = ν Vmol,

dove ν è la quantità di sostanza [mol]; V è il volume della sostanza gassosa [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Al contrario, conoscendo il volume ( v) di una sostanza gassosa in condizioni normali, puoi calcolarne la quantità (ν) :

Lo scopo della lezione: per formare il concetto di volumi molari, millimolari e kilomolari di gas e le loro unità di misura.

Obiettivi della lezione:

• Educativo- consolidare le formule precedentemente studiate e trovare la relazione tra volume e massa, quantità di sostanza e numero di molecole, consolidare e sistematizzare la conoscenza degli studenti.
• Educativo- sviluppare le capacità e le capacità per risolvere problemi, la capacità di pensare in modo logico, espandere gli orizzonti degli studenti, le loro capacità creative, la capacità di lavorare con letteratura aggiuntiva, memoria a lungo termine, interesse per la materia.
• Educativo- educare le persone alto livello cultura, per formare il bisogno di attività cognitiva.

Tipo di lezione: Lezione combinata.

Attrezzatura e reagenti: Tabella "Volume molare dei gas", ritratto di Avogadro, bicchiere, acqua, misurini con zolfo, ossido di calcio, glucosio nella quantità di 1 mol.

Piano della lezione:

1. Momento organizzativo (1 min.)
2. Verifica delle conoscenze sotto forma di sondaggio frontale (10 min.)
3. Completare la tabella (5 min.)
4. Spiegazione del nuovo materiale (10 min.)
5. Fissaggio (10 min.)
6. Riassumendo (3 min.)
7. Compiti a casa(1 minuto.)

Durante le lezioni

1. Momento organizzativo.

2. Conversazione frontale sui problemi.

Come si chiama la massa di 1 mole di una sostanza?

Come mettere in relazione massa molare e quantità di sostanza?

Qual è il numero di Avogadro?

Qual è la relazione tra il numero di Avogadro e la quantità di materia?

E come mettere in relazione la massa e il numero di molecole di una sostanza?

3. Ora completa la tabella risolvendo i problemi: questo è un lavoro di gruppo.

4. Imparare nuovo materiale.

“... Vogliamo non solo sapere come funziona la natura (e come fenomeni naturali), ma anche, se possibile, per raggiungere l'obiettivo, forse utopico e all'apparenza ardito, di scoprire perché la natura è così e non un'altra. In questo, gli scienziati trovano la massima soddisfazione.
Alberto Einstein

Quindi, il nostro obiettivo è trovare la massima soddisfazione, come veri scienziati.

Come si chiama il volume di 1 mole di una sostanza?

Da cosa dipende il volume molare?

Quale sarà il volume molare dell'acqua se il suo M r = 18 e ρ = 1 g/ml?

(Ovviamente 18 ml).

Per determinare il volume, hai utilizzato la formula nota dalla fisica ρ = m / V (g / ml, g / cm 3, kg / m 3)

Misuriamo questo volume con strumenti di misurazione. Misuriamo i volumi molari di alcol, zolfo, ferro, zucchero. Sono diversi, perché la densità è diversa, (tabella delle diverse densità).

E i gas? Si scopre che 1 mole di qualsiasi gas a n.o. (0°C e 760 mm Hg) occupa lo stesso volume molare di 22,4 l/mol (riportato in tabella). Come si chiama il volume di 1 chilomole? Kilomolare. È pari a 22,4 m 3 / kmol. Il volume millimolare è 22,4 ml/mol.

Da dove viene questo numero?

Segue dalla legge di Avogadro. Conseguenza dalla legge di Avogadro: 1 mole di qualsiasi gas al n.o. occupa un volume di 22,4 l/mol.

Ascolteremo ora un po' della vita dello scienziato italiano. (resoconto sulla vita di Avogadro)

E ora vediamo la dipendenza dei valori da diversi indicatori:

Da un confronto dei dati ottenuti, trarre una conclusione (la relazione tra il volume e la quantità di una sostanza per tutte le sostanze gassose (a N.O.) è espressa dallo stesso valore, che è chiamato volume molare.)

È indicato con V m e misurato in l / mol, ecc. Deriviamo una formula per trovare il volume molare

Vm = V/v , da qui puoi trovare la quantità di sostanza e il volume di gas. Ora ricordiamo le formule studiate in precedenza, possono essere combinate? Puoi ottenere formule universali per i calcoli.

m/M = V/V m ;

V/Vm = N/Na

5. E ora consolideremo le conoscenze acquisite con l'aiuto del conteggio orale, in modo che le conoscenze attraverso le abilità vengano applicate automaticamente, cioè si trasformino in abilità.

Per la risposta corretta riceverai un punto, in base al numero di punti riceverai una valutazione.

1. Qual è la formula dell'idrogeno?
2. Qual è il suo peso molecolare relativo?
3. Qual è la sua massa molare?
4. Quante molecole di idrogeno saranno in ciascun caso?
5. Quale volume sarà occupato al n.a.s. 3 grammi H2?
6. Quanto peseranno 12 10 23 molecole di idrogeno?
7. Quale volume occuperanno queste molecole in ciascun caso?

Ora risolviamo i problemi in gruppo.

Compito n. 1

Campione: Qual è il volume di 0,2 mol N 2 a n.o.?

1. Quale volume è occupato da 5 mol O 2 a n.o.?
2. Quale volume è occupato da 2,5 mol H 2 a n.o.?

Compito n. 2

Campione: quanta sostanza contengono 33,6 litri di idrogeno a n.a.?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio dato:

1. Quale quantità di una sostanza contiene ossigeno con un volume di 0,224 litri a n.a.?
2. Quale quantità di sostanza contiene anidride carbonica con un volume di 4,48 litri a n.a.?

Compito n. 3

Campione: quale volume occuperanno 56 g di gas CO a N.S.?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio dato:

1. Quale volume sarà occupato da 8 g di gas O 2 a n.o.?
2. Quale volume sarà occupato da 64 g di gas SO 2 a N.O.?

Compito n. 4

Campione: quale volume contiene 3 10 23 molecole di idrogeno H 2 a n.a.?

Compiti per soluzione indipendente

Risolvi i problemi secondo l'esempio dato:

1. Quale volume contiene 12.04 · 10 23 molecole di idrogeno CO 2 a n.a.?
2. Quale volume contiene 3.01 10 23 molecole di idrogeno O 2 a n.a.?

Il concetto di densità relativa dei gas dovrebbe essere dato sulla base della loro conoscenza della densità del corpo: D = ρ 1 /ρ 2, dove ρ 1 è la densità del primo gas, ρ 2 è la densità del secondo gas. Conosci la formula ρ = m/V. Sostituendo m in questa formula con M e V con V m , otteniamo ρ = M / V m . Quindi la densità relativa può essere espressa utilizzando il lato destro dell'ultima formula:

D \u003d ρ 1 / ρ 2 \u003d M 1 / M 2.

Conclusione: la densità relativa dei gas è un numero che mostra quante volte la massa molare di un gas è maggiore della massa molare di un altro gas.

Ad esempio, determinare la densità relativa dell'ossigeno per aria, per idrogeno.

6. Riassumendo.

Risolvere i problemi per il fissaggio:

Trovare la massa (n.a.): a) 6 l. Circa 3; b) 14 litri. gas H2S?

Qual è il volume di idrogeno a n.a. formata dall'interazione di 0,23 g di sodio con acqua?

Qual è la massa molare del gas se 1 litro. la sua massa è 3,17 g? (Suggerimento! m = ρ V)

La relazione tra pressione e volume di un gas ideale a temperatura costante è mostrata in fig. uno.

La pressione e il volume di un campione di gas sono inversamente proporzionali, cioè i loro prodotti sono costanti: pV = const. Questa relazione può essere scritta in una forma più conveniente per risolvere problemi:

p1 v 1 = p 2 V 2(Legge Boyle-Mariotte).

Immagina che 50 litri di gas (v 1 ), sotto una pressione di 2 atm (p 1), compressa a un volume di 25 l (V 2), allora la sua nuova pressione sarà pari a:

La dipendenza delle proprietà dei gas ideali dalla temperatura è determinata dalla legge di Gay-Lussac: il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta (a massa costante: V = kT, dove K- fattore di proporzionalità). Questa relazione è solitamente scritta in una forma più conveniente per risolvere i problemi:

Ad esempio, se 100 litri di gas a una temperatura di 300 K vengono riscaldati a 400 K senza modificare la pressione, allora a più alta temperatura il nuovo volume di gas sarà pari a

Registrazione della legge dei gas combinati pV/T== const può essere convertito nell'equazione di Mendeleev-Clapeyron:

dove R- costante universale dei gas, a è il numero di moli di gas.

L'equazione di Mendeleev-Clapeyron consente un'ampia varietà di calcoli. Ad esempio, è possibile determinare il numero di moli di gas alla pressione di 3 atm e alla temperatura di 400 K, occupando un volume di 70 litri:

Una delle conseguenze della legge dei gas combinati: volumi uguali di gas diversi alla stessa temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole. Questa è la legge di Avogadro.

A sua volta, dalla legge di Avogadro segue anche un'importante conseguenza: le masse di due volumi identici di gas diversi (ovviamente, alla stessa pressione e temperatura) sono correlate come i loro pesi molecolari:

m 1 /m 2 = m 1 /M 2 (m 1 e m 2 sono le masse di due gas);

M1 IO SONO 2 è la densità relativa.

La legge di Avogadro vale solo per i gas ideali. In condizioni normali, i gas difficili da comprimere (idrogeno, elio, azoto, neon, argon) possono essere considerati ideali. Per il monossido di carbonio (IV), l'ammoniaca, l'ossido di zolfo (IV), le deviazioni dall'idealità sono già osservate in condizioni normali e aumentano con l'aumentare della pressione e la diminuzione della temperatura.

Esempio 1 Diossido di carbonio un volume di 1 litro in condizioni normali ha una massa di 1,977 g Qual è il volume reale occupato da una mole di questo gas (in condizioni normali)? Spiega la risposta.

Soluzione. La massa molare M (CO 2) \u003d 44 g / mol, quindi il volume della talpa è 44 / 1,977 \u003d 22,12 (l). Questo valore è inferiore a quello accettato per i gas ideali (22,4 l). La diminuzione del volume è associata ad un aumento dell'interazione tra le molecole di CO 2, cioè una deviazione dall'idealità.

Esempio 2. Il cloro gassoso del peso di 0,01 g, situato in un'ampolla sigillata con un volume di 10 cm 3, viene riscaldato da 0 a 273 o C. Qual è la pressione iniziale del cloro a 0 o C ea 273 o C?

Soluzione. Sig.r (Cl 2)=70,9; quindi 0,01 g di cloro corrispondono a 1,4 10 -4 mol. Il volume della fiala è di 0,01 l. Utilizzando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron pV=vRT, trovare la pressione iniziale del cloro (p 1 ) a 0°C:

analogamente troviamo la pressione del cloro (p 2) a 273 o C: p 2 \u003d 0,62 atm.

Esempio 3. Qual è il volume occupato da 10 g di monossido di carbonio (II) a una temperatura di 15 o C e una pressione di 790 mm Hg. Arte.?

Soluzione.

Compiti

1 . Quale volume (a N.S.) occupano 0,5 mol di ossigeno?
2 . Quale volume è occupato dall'idrogeno contenente 18-10 23 molecole (a n.d.)?
3 . Qual è la massa molare dell'ossido di zolfo (IV) se la densità di idrogeno di questo gas è 32?
4 . Qual è il volume occupato da 68 g di ammoniaca alla pressione di 2 atm e alla temperatura di 100 o C?
5 . In un recipiente chiuso con una capacità di 1,5 litri si trova una miscela di idrogeno solforato con ossigeno in eccesso a una temperatura di 27 o C e una pressione di 623,2 mm Hg. Arte. Trova la quantità totale di sostanze nel recipiente.
6 . A grande stanza la temperatura può essere misurata con un termometro "a gas". A tale scopo, un tubo di vetro avente un volume interno di 80 ml è stato riempito con azoto ad una temperatura di 20°C ed una pressione di 101,325 kPa. Successivamente, il tubo è stato lentamente e con attenzione portato fuori dalla stanza in una stanza più calda. A causa della dilatazione termica, il gas è fuoriuscito dal tubo e si è raccolto al di sopra del liquido, la cui tensione di vapore è trascurabile. Il volume totale di gas in uscita dal tubo (misurato a 20°C e 101,325 kPa) è di 3,5 ml. Quante moli di azoto ci sono volute per riempire il tubo di vetro e qual è la temperatura della stanza più calda?
7 . Un chimico che determinò la massa atomica di un nuovo elemento X a metà del XIX secolo usò il seguente metodo: ottenne quattro composti contenenti l'elemento X (A, B, C e D) e determinò la frazione di massa dell'elemento ( %) in ciascuno di essi. In un recipiente da cui era stata precedentemente evacuata l'aria, collocò ogni composto, trasferito allo stato gassoso a 250 o C, e fissò la tensione di vapore della sostanza a 1.013 10 5 Pa. La massa della sostanza gassosa è stata determinata dalla differenza tra le masse dei vasi vuoti e pieni. Una procedura simile è stata eseguita con l'azoto. Il risultato è stato una tabella come questa:

Determina la probabile massa atomica dell'elemento X.

8 . Nel 1826 il chimico francese Dumas propose un metodo per determinare la densità del vapore, applicabile a molte sostanze. Utilizzando questo metodo, è stato possibile trovare i pesi molecolari dei composti, utilizzando l'ipotesi di Avogadro che quantità uguali di molecole sono contenute in volumi uguali di gas e vapori a pressione e temperatura uguali. Tuttavia, esperimenti con alcune sostanze, effettuati secondo il metodo Dumas, contraddicevano l'ipotesi di Avogadro e mettevano in discussione la possibilità stessa di determinare il peso molecolare con questo metodo. Ecco una descrizione di uno di questi esperimenti (Fig. 2).

un. Al collo di una nave un di volume noto, una porzione pesata di ammoniaca b è stata posta e riscaldata in un forno in fino a questa temperatura a , in cui tutta l'ammoniaca è evaporata. I vapori risultanti hanno spostato l'aria dalla nave, alcuni di essi si sono distinti sotto forma di nebbia. Scaldato a il recipiente, la cui pressione era uguale alla pressione atmosferica, veniva sigillato lungo la strozzatura r, quindi raffreddato e pesato.

Quindi la nave è stata aperta, lavata dall'ammoniaca condensata, asciugata e pesata di nuovo. Per differenza, è stata determinata la massa m di ammoniaca.

Questa massa, quando riscaldata a a aveva pressione R, uguale all'atmosfera, in una nave con un volume v. Per il recipiente a, la pressione e il volume di una massa nota di idrogeno a temperatura ambiente erano predeterminati. Il rapporto tra il peso molecolare dell'ammoniaca e il peso molecolare dell'idrogeno è stato determinato dalla formula

Ho il valore M / M (H 2) \u003d 13.4. Il rapporto calcolato dalla formula NH 4 Cl era 26,8.

b. L'esperimento è stato ripetuto, ma il collo della nave è stato chiuso con un tappo di amianto poroso. d, permeabile a gas e vapori. Allo stesso tempo, abbiamo ottenuto la relazione M/ M (H 2) \u003d 14.2.

in. Abbiamo ripetuto l'esperimento b, ma aumentato di 3 volte il campione iniziale di ammoniaca. Il rapporto è diventato uguale a M/M (H 2) = 16,5.
Spiega i risultati dell'esperimento descritto e dimostra che in questo caso è stata osservata la legge di Avogadro.

1. Una mole di qualsiasi gas occupa un volume (a n.a.) di 22,4 litri; 0,5 mol O 2 occupa un volume di 22,40,5 \u003d 11,2 (l).
2. Il numero di molecole di idrogeno pari a 6,02-10 23 (numero di Avogadro), al n. si. occupa un volume di 22,4 l (1 mol); poi

3. Massa molare dell'ossido di zolfo(IV): M(SO 2) = 322 = 64 (g/mol).
4. Al n. si. 1 mole di NH3, pari a 17 g, occupa un volume di 22,4 litri, 68 g occupano un volume X l ,

Dall'equazione dello stato del gas p o V o /T o = p 1 V 1 /T 1 troviamo

miscele di H 2 S e O 2 .

6 . Quando si riempie il tubo con azoto

Nel tubo è rimasto (nelle condizioni iniziali) V 1: 80-3,5 = 76,5 (ml). Con un aumento della temperatura, l'azoto, che occupava un volume di 76,5 ml (V 1) a 20 o C, ha cominciato ad occupare un volume di V 2 = 80 ml. Quindi, secondo Т 1 /Т 2 = = V 1 /V 2 abbiamo

Supponiamo che a una temperatura di 250 ° C le sostanze A, B, C, D siano gas ideali. Quindi secondo la legge di Avogadro

Massa dell'elemento X in 1 mole di sostanza A, B, C e D (g/mol):

M(A). 0,973 = 35,45; M(B) . 0,689 = 70,91; M (B). 0,851 = 177,17; M(G). 0,922= 141,78

Poiché nella molecola della sostanza deve esserci un numero intero di atomi dell'elemento X, è necessario trovare il massimo comune divisore dei valori ottenuti. È 35,44 g / mol e questo numero può essere considerato la probabile massa atomica dell'elemento X.

8. Qualsiasi chimico moderno può facilmente spiegare i risultati dell'esperimento. È noto che la sublimazione dell'ammoniaca - cloruro di ammonio - è un processo reversibile di decomposizione termica di questo sale:

Nella fase gassosa ci sono ammoniaca e acido cloridrico, il loro peso molecolare relativo medio Mt

Meno evidente è la variazione del risultato in presenza di un tappo di amianto. Tuttavia, a metà del secolo scorso, furono proprio gli esperimenti con partizioni porose ("pozzo trivellato") a dimostrare che il vapore di ammoniaca conteneva due gas. L'ammoniaca più leggera passa attraverso i pori più rapidamente ed è facile da individuare, sia con l'odore che con la carta indicatrice bagnata.

Un'espressione rigorosa per stimare la permeabilità relativa dei gas attraverso setti porosi è data dalla teoria cinetico-molecolare dei gas. Velocità media delle molecole di gas
, dove R è la costante dei gas; T - temperatura assoluta; M - massa molare. Secondo questa formula, l'ammoniaca dovrebbe diffondersi più velocemente dell'acido cloridrico:

Di conseguenza, quando un tappo di amianto viene introdotto nel collo del pallone, il gas nel pallone avrà il tempo di arricchirsi in qualche modo con HC1 pesante durante il tempo in cui la pressione si equalizza con la pressione atmosferica. La densità relativa del gas aumenta in questo caso. Con un aumento della massa di NH 4 C1, si stabilirà successivamente una pressione pari alla pressione atmosferica (il tappo di amianto impedisce la rapida fuoriuscita di vapore dal pallone), il gas nel pallone conterrà più acido cloridrico rispetto al precedente Astuccio; la densità del gas aumenterà.