Gāzes molārais tilpums ir mērvienība. Gāzes molārais tilpums

Skābju nosaukumi tiek veidoti no centrālā skābes atoma krievu valodas nosaukuma, pievienojot sufiksus un galotnes. Ja skābes centrālā atoma oksidācijas pakāpe atbilst Periodiskās sistēmas grupas numuram, tad nosaukumu veido, izmantojot vienkāršāko īpašības vārdu no elementa nosaukuma: H 2 SO 4 - sērskābe, HMnO 4 - mangānskābe . Ja skābi veidojošiem elementiem ir divi oksidācijas stāvokļi, tad starpposma oksidācijas pakāpi norāda ar sufiksu -ist-: H 2 SO 3 - sērskābe, HNO 2 - slāpekļskābe. Halogēnu skābju nosaukumiem ar daudziem oksidācijas pakāpēm tiek izmantoti dažādi sufiksi: tipiski piemēri - HClO 4 - hlors n th skābe, HClO 3 - hlors novat th skābe, HClO 2 - hlors ist skābe, HClO - hlors novatists skābe (anoksiskābi HCl sauc par sālsskābi — parasti par sālsskābi). Skābes var atšķirties pēc ūdens molekulu skaita, kas hidratē oksīdu. Skābes, kurās ir vislielākais ūdeņraža atomu skaits, sauc par ortoskābēm: H 4 SiO 4 - ortosilicskābe, H 3 PO 4 - fosforskābe. Skābes, kas satur 1 vai 2 ūdeņraža atomus, sauc par metaskābēm: H 2 SiO 3 - metasilīcijskābe, HPO 3 - metafosforskābe. Tiek sauktas skābes, kas satur divus centrālos atomus di skābes: H 2 S 2 O 7 - disērskābe, H 4 P 2 O 7 - difosforskābe.

Sarežģītu savienojumu nosaukumi tiek veidoti tāpat kā sāls nosaukumi, bet kompleksajam katjonam vai anjonam tiek dots sistemātisks nosaukums, tas ir, tas tiek lasīts no labās puses uz kreiso: K 3 - kālija heksafluoroferāts (III), SO 4 - tetraamīna vara (II) sulfāts.

Oksīdu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu "oksīds" un centrālā oksīda atoma krievu nosaukuma ģenitīvu, vajadzības gadījumā norādot elementa oksidācijas pakāpi: Al 2 O 3 - alumīnija oksīds, Fe 2 O 3 - dzelzs oksīds (III).

Pamatnosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu "hidroksīds" un centrālā hidroksīda atoma krievu nosaukuma ģenitīvu, norādot, ja nepieciešams, elementa oksidācijas pakāpi: Al (OH) 3 - alumīnija hidroksīds, Fe (OH) 3 - dzelzs (III) hidroksīds.

Savienojumu ar ūdeņradi nosaukumi veidojas atkarībā no šo savienojumu skābju-bāzes īpašībām. Gāzveida skābi veidojošiem savienojumiem ar ūdeņradi izmanto nosaukumus: H 2 S - sulfāns (sērūdeņradis), H 2 Se - selāns (ūdeņraža selenīds), HI - jodūdeņradis; to šķīdumus ūdenī sauc attiecīgi par hidrosulfīdu, hidroselēnskābi un jodūdeņražskābi. Dažiem savienojumiem ar ūdeņradi tiek izmantoti īpaši nosaukumi: NH 3 - amonjaks, N 2 H 4 - hidrazīns, PH 3 - fosfīns. Savienojumus ar ūdeņradi ar oksidācijas pakāpi –1 sauc par hidrīdiem: NaH ir nātrija hidrīds, CaH2 ir kalcija hidrīds.

Sāļu nosaukumi veidojas no Latīņu nosaukums skābes atlikuma centrālais atoms ar priedēkļu un sufiksu pievienošanu. Bināro (divu elementu) sāļu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot sufiksu - id: NaCl - nātrija hlorīds, Na 2 S - nātrija sulfīds. Ja skābekli saturoša skābes atlikuma centrālajam atomam ir divi pozitīvi oksidācijas stāvokļi, tad augstākā pakāpe oksidāciju norāda ar sufiksu - plkst: Na 2 SO 4 - sulf plkst nātrijs, KNO 3 - nitr plkst kālijs, un zemākais oksidācijas stāvoklis - sufikss - to: Na 2 SO 3 - sulf to nātrijs, KNO 2 - nitr to kālijs. Skābekli saturošu halogēnu sāļu nosaukumiem izmanto priedēkļus un sufiksus: KClO 4 - josla hlors plkst kālijs, Mg (ClO 3) 2 - hlors plkst magnijs, KClO 2 - hlors to kālijs, KClO - hipo hlors to kālijs.

Kovalents piesātinājumsssavienojumsviņa- izpaužas ar to, ka s- un p-elementu savienojumos nav nepāra elektronu, tas ir, visi atomu nepāra elektroni veido savienojošus elektronu pārus (izņēmumi ir NO, NO 2, ClO 2 un ClO 3).

Vientuļie elektronu pāri (LEP) ir elektroni, kas pa pāriem aizņem atomu orbitāles. NEP klātbūtne nosaka anjonu vai molekulu spēju veidot donora-akceptora saites kā elektronu pāru donorus.

Nesapārotie elektroni - atoma elektroni, kas pa vienam atrodas orbitālē. S- un p-elementiem nepāra elektronu skaits nosaka, cik saišu elektronu pāru dotais atoms ar apmaiņas mehānisma palīdzību var izveidot ar citiem atomiem. Valences saišu metodē tiek pieņemts, ka nesapāroto elektronu skaitu var palielināt ar nedalītiem elektronu pāriem, ja valences elektroniskajā līmenī ir brīvas orbitāles. Lielākajā daļā s- un p-elementu savienojumu nav nepāra elektronu, jo visi nesapārotie atomu elektroni veido saites. Tomēr ir molekulas ar nepāra elektroniem, piemēram, NO, NO 2 , tās ir ļoti reaktīvas un mēdz veidot N 2 O 4 tipa dimērus uz nepāra elektronu rēķina.

Normāla koncentrācija - ir molu skaits ekvivalenti 1 litrā šķīduma.

Normāli apstākļi - temperatūra 273K (0 o C), spiediens 101,3 kPa (1 atm).

Ķīmisko saišu veidošanās apmaiņas un donorakceptora mehānismi. Kovalento saišu veidošanās starp atomiem var notikt divos veidos. Ja savienojošā elektronu pāra veidošanās notiek abu saistīto atomu nepāra elektronu dēļ, tad šo savienojošā elektronu pāra veidošanas metodi sauc par apmaiņas mehānismu - atomi apmainās ar elektroniem, turklāt saistošie elektroni pieder abiem saistītiem atomiem. . Ja saistošais elektronu pāris veidojas viena atoma vientuļā elektronu pāra un cita atoma brīvās orbitāles dēļ, tad šāda savienojošā elektronu pāra veidošanās ir donora-akceptora mehānisms (sk. valences saites metode).

Atgriezeniskas jonu reakcijas - tās ir reakcijas, kurās veidojas produkti, kas spēj veidot izejvielas (ja paturam prātā uzrakstīto vienādojumu, tad par atgriezeniskām reakcijām var teikt, ka tās var noritēt abos virzienos ar vāju elektrolītu vai slikti šķīstošu savienojumu veidošanos) . Atgriezeniskas jonu reakcijas bieži raksturo nepilnīga konversija; jo atgriezeniskas jonu reakcijas laikā veidojas molekulas vai joni, kas izraisa sākotnējo reakcijas produktu virziena nobīdi, tas ir, it kā “palēnina” reakciju. Atgriezeniskas jonu reakcijas tiek aprakstītas, izmantojot zīmi ⇄, un neatgriezeniskas reakcijas tiek aprakstītas ar → zīmi. Atgriezeniskas jonu reakcijas piemērs ir reakcija H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, bet neatgriezeniskas reakcijas piemērs ir S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oksidētāji – vielas, kurās redoksreakciju laikā dažu elementu oksidācijas pakāpe samazinās.

Redox dualitāte - vielu iedarbības spēja redoksreakcijas kā oksidētājs vai reducētājs, atkarībā no partnera (piemēram, H 2 O 2, NaNO 2).

Redoksreakcijas(OVR) - Tās ir ķīmiskas reakcijas, kuru laikā mainās reaģentu elementu oksidācijas pakāpe.

Redoksa potenciāls - vērtība, kas raksturo gan oksidētāja, gan reducētāja, kas veido atbilstošo pusreakciju, redoksspēju (stiprību). Tādējādi Cl 2 /Cl - pāra redokspotenciāls, kas vienāds ar 1,36 V, raksturo molekulāro hloru kā oksidētāju un hlorīda jonu kā reducētāju.

Oksīdi - elementu savienojumi ar skābekli, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2.

Orientācijas mijiedarbības– polāro molekulu starpmolekulārā mijiedarbība.

Osmoze -šķīdinātāja molekulu pārnešana uz daļēji caurlaidīgas (tikai šķīdinātāju caurlaidīgas) membrānas uz zemāku šķīdinātāja koncentrāciju.

Osmotiskais spiediens -šķīdumu fizikāli ķīmiskās īpašības, pateicoties membrānu spējai iziet tikai šķīdinātāja molekulas. Osmotiskais spiediens no mazāk koncentrēta šķīduma puses izlīdzina šķīdinātāja molekulu iespiešanās ātrumu abās membrānas pusēs. Šķīduma osmotiskais spiediens ir vienāds ar tādas gāzes spiedienu, kurā molekulu koncentrācija ir tāda pati kā daļiņu koncentrācija šķīdumā.

Pamati pēc Arrēnija vārdiem - vielas, kas elektrolītiskās disociācijas procesā atdala hidroksīda jonus.

Pamati saskaņā ar Bronsted - savienojumi (molekulas vai joni, piemēram, S 2-, HS -), kas var piesaistīt ūdeņraža jonus.

Pamati saskaņā ar Lūisa (Lūisa bāzes) – savienojumi (molekulas vai joni) ar nedalītiem elektronu pāriem, kas spēj veidot donora-akceptora saites. Visizplatītākā Lūisa bāze ir ūdens molekulas, kurām ir spēcīgas donora īpašības.

Viena no Starptautiskās mērvienību sistēmas (SI) pamatvienībām ir vielas daudzuma vienība ir mols.

kurmis – tas ir tāds vielas daudzums, kas satur tik daudz konkrētās vielas struktūrvienību (molekulu, atomu, jonu utt.), cik oglekļa atomu ir 0,012 kg (12 g) oglekļa izotopa. 12 Ar .

Ņemot vērā, ka oglekļa absolūtās atommasas vērtība ir m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, jūs varat aprēķināt oglekļa atomu skaitu N BET satur 0,012 kg oglekļa.

Jebkuras vielas mols satur vienādu skaitu šīs vielas daļiņu (struktūrvienību). Struktūrvienību skaits vielā ar viena mola daudzumu ir 6,02 10 23 un piezvanīja Avogadro numurs (N BET ).

Piemēram, viens mols vara satur 6,02 10 23 vara atomus (Cu), un viens mols ūdeņraža (H 2) satur 6,02 10 23 ūdeņraža molekulas.

molārā masa(M) ir vielas masa, kas ņemta 1 mola daudzumā.

Molāro masu apzīmē ar burtu M, un tās mērvienība ir [g/mol]. Fizikā izmanto izmēru [kg/kmol].

Vispārīgā gadījumā vielas molmasas skaitliskā vērtība skaitliski sakrīt ar tās relatīvās molekulmasas (relatīvās atommasas) vērtību.

Piemēram, ūdens relatīvā molekulmasa ir:

Mr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 1 + 16 \u003d 18 am.u.

Ūdens molārajai masai ir tāda pati vērtība, bet to izsaka g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Tādējādi ūdens mola, kas satur 6,02 10 23 ūdens molekulas (attiecīgi 2 6,02 10 23 ūdeņraža atomi un 6,02 10 23 skābekļa atomi), masa ir 18 grami. 1 mols ūdens satur 2 molus ūdeņraža atomu un 1 molu skābekļa atomu.

1.3.4. Attiecība starp vielas masu un tās daudzumu

Zinot vielas masu un tās ķīmisko formulu un līdz ar to arī molārās masas vērtību, var noteikt vielas daudzumu un, gluži pretēji, zinot vielas daudzumu, var noteikt tās masu. Šādiem aprēķiniem jāizmanto formulas:

kur ν ir vielas daudzums, [mol]; m ir vielas masa [g] vai [kg]; M ir vielas molārā masa [g/mol] vai [kg/kmol].

Piemēram, lai atrastu nātrija sulfāta (Na 2 SO 4) masu 5 molu daudzumā, mēs atrodam:

1) Na 2 SO 4 relatīvās molekulmasas vērtība, kas ir relatīvo atomu masu noapaļoto vērtību summa:

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

2) vielas molmasas vērtība, kas skaitliski vienāda ar to:

M (Na2SO4) = 142 g/mol,

3) un, visbeidzot, 5 molu nātrija sulfāta masa:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Atbilde: 710.

1.3.5. Attiecība starp vielas tilpumu un tās daudzumu

Normālos apstākļos (n.o.), t.i. pie spiediena R , vienāds ar 101325 Pa (760 mm Hg), un temperatūru T, vienāds ar 273,15 K (0 С), viens mols dažādu gāzu un tvaiku aizņem tādu pašu tilpumu, kas vienāds ar 22,4 l.

Tiek saukts tilpums, ko aizņem 1 mols gāzes vai tvaika pie n.o molārais tilpumsgāze, un tā izmērs ir litrs uz molu.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Zinot gāzveida vielas daudzumu (ν ) un molārā tilpuma vērtība (V mol) Jūs varat aprēķināt tā tilpumu (V) normālos apstākļos:

V = ν V mol,

kur ν ir vielas daudzums [mol]; V ir gāzveida vielas tilpums [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Un otrādi, zinot skaļumu ( V) gāzveida vielu normālos apstākļos, varat aprēķināt tās daudzumu (ν) :

1 mola vielas tilpumu sauc par molāro tilpumu.1 mola ūdens molārā masa = 18 g/mol 18 g ūdens aizņem 18 ml tilpumu. Tātad ūdens molārais tilpums ir 18 ml. 18 g ūdens aizņem tilpumu, kas vienāds ar 18 ml, jo. ūdens blīvums ir 1 g/ml SECINĀJUMS: Molārais tilpums ir atkarīgs no vielas blīvuma (šķidrumiem un cietām vielām).

1 mols jebkuras gāzes normālos apstākļos aizņem tādu pašu tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem. Normāli apstākļi un to apzīmējumi n.o.s. (0 0 С un 760 mm Hg; 1 atm.; 101,3 kPa). Gāzes tilpumu pēc vielas daudzuma 1 mol sauc par molāro tilpumu un apzīmē - V m

Problēmas risināšana 1. uzdevums Dots: V(NH 3) n.o.s. \u003d 33,6 m 3 Atrast: m -? Risinājums: 1. Aprēķiniet amonjaka molāro masu: M (NH 3) \u003d \u003d 17 kg / kmol

SECINĀJUMI 1. Vielas 1 mola tilpumu sauc par molāro tilpumu V m 2. Šķidrām un cietām vielām molārais tilpums ir atkarīgs no to blīvuma 3. V m = 22,4 l / mol 4. Normāli apstākļi (n.o.): un spiediens 760 mm Hg, jeb 101,3 k Pa 5. Gāzveida vielu molāro tilpumu izsaka l / mol, ml / mmol,

Lai noskaidrotu jebkuru gāzveida vielu sastāvu, ir jāprot darboties ar tādiem jēdzieniem kā molārais tilpums, molārā masa un matērijas blīvums. Šajā rakstā mēs apsvērsim, kas ir molārais tilpums un kā to aprēķināt?

Vielas daudzums

Kvantitatīvie aprēķini tiek veikti, lai faktiski veiktu konkrētu procesu vai noskaidrotu noteiktas vielas sastāvu un struktūru. Šos aprēķinus ir neērti veikt ar atomu vai molekulu masu absolūtajām vērtībām, jo ​​tās ir ļoti mazas. Arī relatīvās atomu masas vairumā gadījumu nav izmantojamas, jo tās nav saistītas ar vispārpieņemtiem vielas masas vai tilpuma mēriem. Tāpēc tika ieviests vielas daudzuma jēdziens, ko apzīmē ar grieķu burtu v (nu) vai n. Vielas daudzums ir proporcionāls vielā esošo struktūrvienību (molekulu, atomu daļiņu) skaitam.

Vielas daudzuma vienība ir mols.

Mols ir vielas daudzums, kas satur tik daudz struktūrvienību, cik atomu ir 12 g oglekļa izotopa.

1 atoma masa ir 12 a. e.m., tātad atomu skaits 12 g oglekļa izotopa ir:

Na \u003d 12g / 12 * 1,66057 * 10 ar jaudu -24g = 6,0221 * 10 ar jaudu 23

Fizisko lielumu Na sauc par Avogadro konstanti. Viens mols jebkuras vielas satur 6,02 * 10 līdz 23 daļiņām.

Rīsi. 1. Avogadro likums.

Gāzes molārais tilpums

Gāzes molārais tilpums ir vielas tilpuma attiecība pret šīs vielas daudzumu. Šo vērtību aprēķina, dalot vielas molāro masu ar tās blīvumu pēc šādas formulas:

kur Vm ir molārais tilpums, M ir molārā masa un p ir vielas blīvums.

Rīsi. 2. Molārā tilpuma formula.

AT starptautiskā sistēma Gāzveida vielu molārā tilpuma Si mērīšana tiek veikta kubikmetri uz molu (m 3 / mol)

Gāzveida vielu molārais tilpums atšķiras no šķidrā un cietā stāvoklī esošām vielām ar to, ka gāzveida elements ar daudzumu 1 mol vienmēr aizņem vienu un to pašu tilpumu (ja tiek ievēroti vienādi parametri).

Gāzes tilpums ir atkarīgs no temperatūras un spiediena, tāpēc aprēķinam jāņem gāzes tilpums normālos apstākļos. Par normāliem apstākļiem tiek uzskatīta 0 grādu temperatūra un 101,325 kPa spiediens. 1 mola gāzes molārais tilpums normālos apstākļos vienmēr ir vienāds un vienāds ar 22,41 dm 3 /mol. Šo tilpumu sauc par ideālās gāzes molāro tilpumu. Tas ir, 1 molā jebkuras gāzes (skābeklis, ūdeņradis, gaiss) tilpums ir 22,41 dm 3 / m.

Rīsi. 3. Gāzes molārais tilpums normālos apstākļos.

Tabula "Gāzu molārais tilpums"

Nākamajā tabulā parādīts dažu gāzu tilpums:

Ko mēs esam iemācījušies?

Ķīmijā pētītās gāzes molārais tilpums (8. klase), kā arī molārā masa un blīvums ir nepieciešamie lielumi, lai noteiktu vienas vai otras gāzes sastāvu. ķīmiska. Molārās gāzes iezīme ir tāda, ka viens mols gāzes vienmēr satur vienādu tilpumu. Šo tilpumu sauc par gāzes molāro tilpumu.

Tēmu viktorīna

Ziņojuma novērtējums

Vidējais vērtējums: 4.3. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 70.

Gāzes grammolekulas tilpums, tāpat kā grama molekulas masa, ir atvasināta mērvienība un tiek izteikta kā tilpuma vienību attiecība - litri vai mililitri pret molu. Tāpēc grama molekulārā tilpuma izmērs ir l / mol vai ml / mol. Tā kā gāzes tilpums ir atkarīgs no temperatūras un spiediena, gāzes grammolekulārais tilpums mainās atkarībā no apstākļiem, bet, tā kā visu vielu grammolekulas satur vienādu molekulu skaitu, visu vielu grammolekulas. vienādi apstākļi aizņem tādu pašu apjomu. normālos apstākļos. = 22,4 l/mol jeb 22400 ml/mol. Gāzes grammolekulārā tilpuma pārrēķins normālos apstākļos uz tilpumu noteiktos ražošanas apstākļos. aprēķina pēc vienādojuma: J-t-tr, no kura izriet, ka kur Vo ir gāzes grammolekulārais tilpums normālos apstākļos, Umol ir vēlamais gāzes grammolekulārais tilpums. Piemērs. Aprēķiniet gāzes grammolekulāro tilpumu pie 720 mm Hg. Art. un 87°C. Lēmums. Svarīgākie aprēķini, kas saistīti ar gāzes grammolekulāro tilpumu a) Gāzes tilpuma pārvēršana molu skaitā un molu skaits uz gāzes tilpumu. Piemērs 1. Aprēķiniet, cik molu ir 500 litros gāzes normālos apstākļos. Lēmums. 2. piemērs. Aprēķiniet 3 molu gāzes tilpumu pie 27 * C 780 mm Hg. Art. Lēmums. Mēs aprēķinām gāzes grammolekulāro tilpumu noteiktos apstākļos: V - ™ ** RP st. - 22.A l / mol. 300 g \u003d 94 p. -273 vrad 780 mm Hg "ap.--24" ° Aprēķiniet tilpumu 3 mol GRAM GĀZES MOLEKULĀRAIS TILPUMS V \u003d 24,0 l / mol 3 mol \u003d 72 l masas pārvēršana b) gāzes tilpumu un gāzes tilpumu uz tās masu. Pirmajā gadījumā gāzes molu skaitu vispirms aprēķina no tās masas, bet pēc tam no atrastā molu skaita aprēķina gāzes tilpumu. Otrajā gadījumā gāzes molu skaitu vispirms aprēķina no tās tilpuma un pēc tam no atrastā molu skaita - no gāzes masas. 1. piemērs. Aprēķiniet 5,5 g oglekļa dioksīda CO * šķīduma tilpumu (pie N.C.). |icoe ■= 44 g/mol V = 22,4 l/mol 0,125 mol 2,80 l Piemērs 2. Aprēķiniet 800 ml (pie n.a.) oglekļa monoksīda CO masu. Lēmums. | * w => 28 g / mol m " 28 g / lnm 0,036 did * \u003d" 1,000 g Ja gāzes masu izsaka nevis gramos, bet kilogramos vai tonnās, un tās tilpumu izsaka nevis litros vai mililitros, bet kubikmetros , tad šiem aprēķiniem ir iespējama divējāda pieeja: vai nu sadalīt augstākos mērus zemākos, vai arī ir zināms ae aprēķins ar moliem un ar kilogramm-molekulām vai tonnmolekulām, izmantojot šādas attiecības: normālos apstākļos 1 kilograms-molekula-22 400 l / kmol , 1 tonna molekula - 22 400 m*/tmol. Mērvienības: kilograms-molekula - kg/kmol, tonna-molekula - t/tmol. Piemērs 1. Aprēķiniet 8,2 tonnu skābekļa tilpumu. Lēmums. 1 tonna-molekula Oa » 32 t/tmol. Mēs atrodam skābekļa tonnu molekulu skaitu, ko satur 8,2 tonnas skābekļa: 32 t/tmol ** 0,1 Aprēķināt 1000 -k * amonjaka masu (pie n.a.). Lēmums. Mēs aprēķinām ton-molekulu skaitu norādītajā amonjaka daudzumā: "-stay5JT-0,045 t/mol Aprēķināt amonjaka masu: 1 tonna-molekula NH, 17 t/mol tyv, = 17 t/mol 0,045 t/mol * 0,765 t Vispārējais aprēķinu princips, kas attiecas uz gāzu maisījumiem, ir tāds, ka aprēķinus, kas attiecas uz atsevišķām sastāvdaļām, veic atsevišķi, un pēc tam rezultātus summē.Piemērs 1. Aprēķiniet, kādā tilpumā ir gāzu maisījums, kas sastāv no 140 g slāpekļa un 30 g. e ūdeņraža aizņems normālos apstākļos. Risinājums Aprēķiniet slāpekļa un ūdeņraža molu skaitu maisījumā (Nr. "= 28 u/mol; cn, = 2 g/mol): 140 £ 30 in 28 g/mol W Kopā 20 mol GĀZES MOLEKULĀRAIS TILPUMS GĀZES MOLEKULĀRAIS TILPUMS Aprēķināt maisījuma tilpumu: Ueden 22 "4 AlnoAb 20 mol" 448 l Piemērs 2. Aprēķina masu 114 oglekļa monoksīda un oglekļa dioksīda maisījumam (pie n.a.), tilpums kura sastāvu izsaka ar attiecību: /lso: /iso, = 8:3. Lēmums. Atbilstoši norādītajam sastāvam mēs atrodam katras gāzes tilpumus ar proporcionālās dalīšanas metodi, pēc kura mēs aprēķinām atbilstošo molu skaitu: t / II l "8 Q" "11 J 8 Q Ksoe 8 + 3 8 * Va > "a & + & * VCQM grfc - 0 "36 ^-grfc "" 0,134 jas * Aprēķinot! katras gāzes masu no katras atrastā molu skaita. 1 "co 28 g / mol; jico . \u003d 44 g / mol moo "28 e! mol 0,36 mol "South tco. \u003d 44 e / zham" - 0,134 "au> - 5,9 g Saskaitot katras sastāvdaļas atrastās masas, mēs atrodam masu maisījums: gāze pēc molekulmasas grama tilpuma Iepriekš tika aplūkota metode gāzes molekulmasas aprēķināšanai pēc relatīvā blīvuma. Tagad apskatīsim metodi, kā aprēķināt gāzes molekulmasu pēc grama molekulārā tilpuma. Aprēķinos, Tiek pieņemts, ka gāzes masa un tilpums ir tieši proporcionāli viens otram. No tā izriet, ka "gāzes tilpums un tās masa ir savstarpēji saistītas tāpat kā gāzes grammolekulārais tilpums ir pret gramu. molekulārais svars tas, kas matemātiskā formā tiek izteikts šādi: V_ Ushts / i (x kur Yn * "- grama molekulmasa, p - grama molekulmasa. No šejienes _ Uiol t p? Apsveriet aprēķina metodi, izmantojot konkrētu piemēru. " Piemērs. Masa 34 $ ju gāzes pie 740 mmHg, spi un 21°C ir vienāda ar 0.604 g Aprēķināt gāzes molekulmasu Šķīdums Lai atrisinātu, ir jāzina gāzes gram-molekulārais tilpums. tad noteikts gram- Gāzes molekulārais tilpums.Var izmantot standarta gram-molekulāro gāzes tilpumu, kas ir vienāds ar 22,4 l/mol Tad problēmas stāvoklī norādītais gāzes tilpums jāsamazina līdz normāli apstākļi. Bet ir iespējams, gluži pretēji, aprēķināt gāzes grammolekulāro tilpumu uzdevumā norādītajos apstākļos. Izmantojot pirmo aprēķina metodi, tiek iegūts šāds dizains: pie 740 * mrt.st .. 340 ml - 273 grādi ^ Q ^ 0 760 mm Hg. Art. 294 grādi ™ 1 l,1 - 22,4 l / mol 0,604 in _ s, ypya. -m-8 \u003d 44 g, M0Ab Otrajā metodē mēs atrodam: V - 22»4 A! mol Nr. mm Hg. st.-29A deg 0A77 l1ylv. Uiol 273 vrad 740 mmHg Art. ~ R * 0 ** Abos gadījumos mēs aprēķinām grama molekulas masu, bet, tā kā grama molekula skaitliski ir vienāda ar molekulmasu, mēs atrodam molekulmasu.