2. ievads
1.Avogadro likums 3
2. Gāzes likumi 6
3. Sekas no Avogadro likuma 7
4. Avogadro likuma problēmas 8
11. secinājums
Atsauces 12
Ievads
Paredzēt eksperimenta rezultātus, sajust vispārējs sākums, paredzēt modeli — tas iezīmē daudzu zinātnieku radošumu. Visbiežāk prognozēšana attiecas tikai uz jomu, ar kuru pētnieks nodarbojas, un ne visiem ir apņēmība savās prognozēs spert tālu uz priekšu. Dažreiz drosme var dot spēju loģiski spriest.
1.Avogadro likums
1808. gadā Gay-Lussac (kopā ar vācu dabaszinātnieku Aleksandru Humboltu) formulēja tā saukto tilpuma attiecību likumu, saskaņā ar kuru attiecības starp reaģējošo gāzu tilpumiem tiek izteiktas ar vienkāršiem veseliem skaitļiem. Piemēram, 2 tilpumi ūdeņraža apvienojas ar 1 tilpumu ūdeņraža, lai iegūtu 2 tilpumus ūdens tvaiku; 1 tilpums hlora savienojas ar 1 tilpumu ūdeņraža, iegūstot 2 tilpumus ūdeņraža hlorīda utt. No šī likuma zinātniekiem tajā laikā nebija nekāda labuma, jo tāda nebija vienprātību par to, no kā sastāv dažādu gāzu daļiņas. Nebija skaidras atšķirības starp tādiem jēdzieniem kā atoms, molekula, korpuskulis.
1811. gadā Avogadro, rūpīgi analizējis Gay-Lussac un citu zinātnieku eksperimentu rezultātus, nonāca pie secinājuma, ka tilpuma attiecību likums ļauj mums saprast, kā gāzes molekulas ir “strukturētas”. "Pirmā hipotēze," viņš rakstīja, "kas rodas saistībā ar to un kas šķiet vienīgā pieņemamā, ir pieņēmums, ka jebkuras gāzes sastāvā esošo molekulu skaits vienā un tajā pašā tilpumā vienmēr ir vienāds..." Un “saliktās molekulas” (tagad mēs tās vienkārši saucam par molekulām), pēc Avogadro domām, sastāv no mazākām daļiņām - atomiem.
Trīs gadus vēlāk Avogadro vēl skaidrāk izteica savu hipotēzi un formulēja to likuma formā, kas nes viņa vārdu: “Vienādi gāzveida vielu tilpumi vienā spiedienā un temperatūrā satur vienādu skaitu molekulu, tāpēc dažādu blīvumu skaits. gāzes kalpo kā to molekulu masas mērs..." Šis papildinājums bija ļoti svarīgs: tas nozīmēja, ka, izmērot dažādu gāzu blīvumu, bija iespējams noteikt molekulu, no kurām šīs gāzes sastāv, relatīvās masas. Patiešām, ja 1 litrā ūdeņraža ir tikpat daudz molekulu kā 1 litrā skābekļa, tad šo gāzu blīvumu attiecība ir vienāda ar molekulu masu attiecību. Avogadro uzsvēra, ka molekulām gāzēs nav obligāti jāsastāv no atsevišķiem atomiem, bet tās var saturēt vairākus atomus – identiskus vai atšķirīgus. (Taisnības labad jāsaka, ka 1814. gadā slavenais franču fiziķis A.M. Ampere neatkarīgi no Avogadro nonāca pie tādiem pašiem secinājumiem.)
Avogadro laikā viņa hipotēzi nevarēja teorētiski pierādīt. Bet šī hipotēze sniedza vienkāršu iespēju eksperimentāli noteikt gāzveida savienojumu molekulu sastāvu un noteikt to relatīvo masu. Mēģināsim izsekot šādas spriešanas loģikai. Eksperiments parāda, ka no šīm gāzēm veidojas ūdeņraža, skābekļa un ūdens tvaiku apjomi attiecībā 2:1:2. No šī fakta var izdarīt dažādus secinājumus. Pirmkārt: ūdeņraža un skābekļa molekulas sastāv no diviem atomiem (H 2 un O 2), un ūdens molekula sastāv no trim, un tad vienādojums 2H 2 + O 2 → 2H 2 O ir patiess, taču ir iespējams arī šāds secinājums: ūdeņraža molekulas ir monoatomiskas, bet skābekļa un ūdens molekulas ir divatomiskas, un tad ir patiess vienādojums 2H + O 2 → 2HO ar tādu pašu tilpuma attiecību 2:1:2. Pirmajā gadījumā no ūdeņraža un skābekļa masu attiecības ūdenī (1:8) izrietēja, ka skābekļa relatīvā atommasa bija vienāda ar 16, bet otrajā - ka tā bija vienāda ar 8. veidā, pat 50 gadus pēc Geja-Lusaka darba daži zinātnieki turpināja uzstāt uz to, ka ūdens formula ir HO, nevis H 2 O. Citi uzskatīja, ka pareizā formula ir H 2 O 2. Attiecīgi vairākās tabulās skābekļa atomu masa tika uzskatīta par vienādu ar 8.
Tomēr bija vienkāršs veids, kā izvēlēties pareizo no diviem pieņēmumiem. Lai to izdarītu, bija nepieciešams tikai analizēt citu līdzīgu eksperimentu rezultātus. Tādējādi no tiem izrietēja, ka vienādi ūdeņraža un hlora tilpumi dod divreiz lielāku ūdeņraža hlorīda tilpumu. Šis fakts nekavējoties noraidīja iespēju, ka ūdeņradis ir monoatomisks: tādas reakcijas kā H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 un tamlīdzīgi nerada dubultu HCl tilpumu. Tāpēc ūdeņraža molekulas (un arī hlors) sastāv no diviem atomiem. Bet, ja ūdeņraža molekulas ir divatomiskas, tad arī skābekļa molekulas ir divatomiskas, un ūdens molekulām ir trīs atomi, un tās formula ir H 2 O. Pārsteidzoši, ka tik vienkārši argumenti gadu desmitiem ilgi nespēja pārliecināt dažus ķīmiķus par Avogadro teorijas pamatotību. kas vairākiem gadu desmitiem palika praktiski nepamanīts.
Daļēji tas ir saistīts ar to, ka tajos laikos nebija vienkāršas un skaidras ķīmisko reakciju formulu un vienādojumu reģistrēšanas. Bet galvenais ir tas, ka Avogadro teorijas pretinieks bija slavenais zviedru ķīmiķis Jenss Jakobs Berzēliuss, kuram bija neapšaubāma autoritāte ķīmiķu vidū visā pasaulē. Saskaņā ar viņa teoriju visiem atomiem ir elektriskie lādiņi, un molekulas veido atomi ar pretēju lādiņu, kas piesaista viens otru. Tika uzskatīts, ka skābekļa atomiem ir spēcīgs negatīvs lādiņš, un ūdeņraža atomiem ir pozitīvs lādiņš. No šīs teorijas viedokļa nebija iespējams iedomāties skābekļa molekulu, kas sastāvētu no diviem vienādi lādētiem atomiem! Bet, ja skābekļa molekulas ir monatomiskas, tad skābekļa reakcijā ar slāpekli: N + O → NO tilpuma attiecībai jābūt 1:1:1. Un tas bija pretrunā ar eksperimentu: 1 litrs slāpekļa un 1 litrs skābekļa deva 2 litrus NO. Pamatojoties uz to, Berzēliuss un vairums citu ķīmiķu noraidīja Avogadro hipotēzi kā neatbilstošu eksperimentālajiem datiem!
Avogadro hipotēzi atdzīvināja un pārliecināja ķīmiķus par tās pamatotību 1850. gadu beigās jaunais itāļu ķīmiķis Stanislao Cannizzaro (1826–1910). Viņš pieņēma pareizās (dubultās) formulas gāzveida elementu molekulām: H 2, O 2, Cl 2, Br 2 utt. un saskaņoja Avogadro hipotēzi ar visiem eksperimentālajiem datiem. "Mūsdienu atomu teorijas stūrakmens," rakstīja Kanizaro, "ir Avogadro teorija... Šī teorija ir visloģiskākais sākumpunkts molekulu un atomu pamatideju skaidrošanai un pēdējo pierādījumu pierādīšanai... Sākumā šķita, ka fiziski fakti nesaskan ar Avogadro un Ampera teoriju, tāpēc tā tika atstāta malā un drīz aizmirsta; bet tad ķīmiķi pēc pašas savu pētījumu loģikas un zinātnes spontānas evolūcijas rezultātā, viņiem nemanāmi, tika novesti pie vienas un tās pašas teorijas... Kurš gan neredz šajā garajā un neapzinātajā zinātnes virpulī ap un izvirzītā mērķa virzienā izšķirošs pierādījums par labu Avogadro un Ampera teorijai? Teorijai, kas tika izveidota, sākot no dažādiem un pat pretējiem punktiem, teorijai, kas ļāva paredzēt daudzus pieredzes apstiprinātus faktus, ir jābūt kaut kam vairāk nekā vienkāršam zinātniskam izgudrojumam. Tai jābūt... pašai patiesībai."
D.I.Mendeļejevs par tā laika karstajām diskusijām rakstīja: “50.gados daži ņēma O = 8, citi O = 16, ja H = 1. Ūdens pirmajam bija HO, ūdeņraža peroksīds HO 2, otrajam kā tagad. , ūdens H 2 O, ūdeņraža peroksīds H 2 O 2 vai H O. Valdīja apjukums un apjukums. 1860. gadā ķīmiķi no visas pasaules pulcējās Karlsrūē, lai kongresā panāktu vienošanos un vienveidību. Būdams klāt šajā kongresā, es labi atceros, cik lielas bija domstarpības, kā nosacīto vienošanos ar vislielāko cieņu sargāja zinātnes spīdekļi un kā toreiz Džerara sekotāji itāļu profesora Kanicaro vadībā dedzīgi tiecās pēc Avogadro likuma sekas.
Pēc tam, kad Avogadro hipotēze kļuva vispārpieņemta, zinātnieki varēja ne tikai pareizi noteikt gāzveida savienojumu molekulu sastāvu, bet arī aprēķināt atomu un molekulmasas. Šīs zināšanas palīdzēja viegli aprēķināt reaģentu masas attiecības ķīmiskajās reakcijās. Šādas attiecības bija ļoti ērtas: mērot vielu masu gramos, zinātnieki, šķiet, operēja ar molekulām. Vielas daudzumu, kas skaitliski vienāds ar relatīvo molekulmasu, bet izteikts gramos, sauca par gramu molekulu jeb molu (vārdu “mols” 20. gs. sākumā ieviesa vācu fizikāli ķīmiķis Nobela prēmijas laureāts Vilhelms Ostvalds (1853–1932) satur to pašu, sakne ir tāda pati kā vārdam “molekula” un nāk no latīņu valodas mols - masīvs ar deminutīvu piedēkli. Tika izmērīts arī viena mola vielas tilpums gāzveida stāvoklī: normālos apstākļos (t.i., pie spiediena 1 atm = 1,013 10 5 Pa un temperatūrā 0°C) tas ir vienāds ar 22,4 litriem (ar nosacījumu, ka gāze tuvu ideālam). Molekulu skaitu vienā molā sāka saukt par Avogadro konstanti (to parasti apzīmē N A). Šī mola definīcija saglabājās gandrīz gadsimtu.
Pašlaik mols tiek definēts citādi: tas ir vielas daudzums, kas satur tādu pašu daudzumu strukturālie elementi(tie varētu būt atomi, molekulas, joni vai citas daļiņas), cik daudz ir 0,012 kg oglekļa-12. 1971. gadā ar 14. Vispārējās svaru un mēru konferences lēmumu kurmis tika iekļauts Starptautiskajā mērvienību sistēmā (SI) kā 7. pamatvienība.
Pat Kanicaro laikā bija skaidrs, ka, tā kā atomi un molekulas ir ļoti mazi un neviens tos nekad nebija redzējis, Avogadro konstantei jābūt ļoti lielai. Laika gaitā viņi iemācījās noteikt molekulu lielumu un vērtību N A - sākumā ļoti aptuveni, tad arvien precīzāk. Pirmkārt, viņi saprata, ka abi daudzumi ir saistīti viens ar otru: jo mazāki atomi un molekulas, jo lielāks ir Avogadro skaitlis. Atomu izmērus pirmo reizi novērtēja vācu fiziķis Džozefs Loschmidts (1821–1895). Pamatojoties uz gāzu molekulāri kinētisko teoriju un eksperimentāliem datiem par šķidrumu tilpuma palielināšanos to iztvaikošanas laikā, 1865. gadā viņš aprēķināja slāpekļa molekulas diametru. Viņš nāca klajā ar 0,969 nm (1 nanometrs ir miljardā daļa no metra) vai, kā rakstīja Loschmidt, "gaisa molekulas diametrs ir noapaļots ar vienu miljono daļu no milimetra". Tas ir aptuveni trīs reizes lielāks par mūsdienu vērtību, kas tajā laikā bija labs rezultāts. Otrais Loschmidt raksts, kas publicēts tajā pašā gadā, arī sniedz molekulu skaitu 1 cm 3 gāzes, ko kopš tā laika sauc par Loschmidt konstanti ( N L). No tā ir viegli iegūt vērtību N A, reizināts ar ideālās gāzes molāro tilpumu (22,4 l/mol).
Avogadro konstante ir noteikta ar daudzām metodēm. Piemēram, no debesu zilās krāsas izriet, ka saules gaisma izkliedējas gaisā. Kā parādīja Rayleigh, gaismas izkliedes intensitāte ir atkarīga no gaisa molekulu skaita tilpuma vienībā. Izmērot tiešās saules gaismas un izkliedētās gaismas no zilajām debesīm intensitātes attiecību, var noteikt Avogadro konstanti. Pirmo reizi šādus mērījumus veica itāļu matemātiķis un ievērojamā politiskā figūra Kvintino Sella (1827–1884) Monte Rosa virsotnē (4634 m), Šveices dienvidos. Aprēķini, kas veikti, pamatojoties uz šiem un līdzīgiem mērījumiem, parādīja, ka 1 mols satur aptuveni 6,10 23 daļiņas.
Citu metodi izmantoja franču zinātnieks Žans Perins (1870–1942). Zem mikroskopa viņš saskaitīja sīku (apmēram 1 mikronu diametrā) gumijas lodīšu skaitu, kas ir viela, kas saistīta ar gumiju un iegūta no dažu tropu koku sulas, kas suspendēta ūdenī. Perins uzskatīja, ka uz šīm bumbiņām attiecas tie paši likumi, kas regulē gāzes molekulas. Šajā gadījumā ir iespējams noteikt šo bumbiņu “molmasu”; un, zinot atsevišķas lodītes masu (atšķirībā no reālu molekulu masas, to var izmērīt), bija viegli aprēķināt Avogadro konstanti. Perins ieguva aptuveni 6,8 10 23.
Šīs konstantes mūsdienu nozīme N A = 6,0221367·10 23.
Avogadro konstante ir tik liela, ka to ir grūti iedomāties. Piemēram, ja futbola bumba tiek palielināta par N Un tā kā tam ir apjoms, globuss tajā ietilps. Ja iekšā N Un, ja palielināsiet lodītes diametru, tad tajā ietilps lielākā galaktika, kurā ir simtiem miljardu zvaigžņu! Ja jūs ielej glāzi ūdens jūrā un gaida, līdz šis ūdens vienmērīgi sadalīsies pa visām jūrām un okeāniem līdz pat to dibenam, tad, paņemot glāzi ūdens no jebkuras vietas uz zemeslodes, parādās vairāki desmiti ūdens molekulu, kas kādreiz bija glāzē. Ja paņemat kurmi dolāru banknošu, tie noklās visus kontinentus ar 2 kilometrus biezu slāni...
2. Gāzes likumi
Attiecība starp spiedienu un ideālas gāzes tilpumu nemainīgā temperatūrā ir parādīta attēlā. 1.
Gāzes parauga spiediens un tilpums ir apgriezti proporcionāli, t.i., to produkti ir nemainīga vērtība: pV = const. Šīs attiecības var uzrakstīt problēmu risināšanai ērtākā formā:
p1V1 = p2V2 (Boila-Mariota likums).
Iedomāsimies, ka 50 litri gāzes (V1) zem spiediena 2 atm (p1) tiek saspiesti līdz 25 litru tilpumam (V2), tad tās jaunais spiediens būs vienāds ar:
Z
Ideālo gāzu īpašību atkarību no temperatūras nosaka Geja-Lussaka likums: gāzes tilpums ir tieši proporcionāls tās absolūtajai temperatūrai (pie nemainīgas masas: V = kT, kur k ir proporcionalitātes koeficients). Šo attiecību parasti raksta vairāk ērta forma problēmu risināšanai:
Piemēram, ja 100 litrus gāzes 300K temperatūrā uzsilda līdz 400K, nemainot spiedienu, tad augstākā temperatūrā jaunais gāzes tilpums būs vienāds ar
Z
kombinētā gāzes likuma pV/T= = const rakstīšanu var pārveidot Mendeļejeva-Klapeirona vienādojumā:
kur R ir universālā gāzes konstante, a ir gāzes molu skaits.
U
Mendeļejeva-Klapeirona vienādojums ļauj veikt dažādus aprēķinus. Piemēram, jūs varat noteikt gāzes molu skaitu 3 atm spiedienā un 400 K temperatūrā, kas aizņem 70 l:
Viena no vienotā gāzes likuma sekām: Vienādā daudzumā dažādu gāzu vienā un tajā pašā temperatūrā un spiedienā ir vienāds skaits molekulu. Tas ir Avogadro likums.
No Avogadro likuma izriet arī svarīgs secinājums: divu vienādu dažādu gāzu tilpumu masas (dabiski, vienā spiedienā un temperatūrā) ir saistītas ar to molekulmasām:
m1/m2 = M1/M2 (m1 un m2 ir abu gāzu masas);
M1IM2 apzīmē relatīvo blīvumu.
Avogadro likums attiecas tikai uz ideālām gāzēm. Normālos apstākļos par ideālām var uzskatīt gāzes, kuras ir grūti saspiest (ūdeņradis, hēlijs, slāpeklis, neons, argons). Oglekļa monoksīdam (IV), amonjakam, sēra oksīdam (IV) novirzes no ideālitātes novērojamas jau normālos apstākļos un palielinās, palielinoties spiedienam un pazeminoties temperatūrai.
3. Sekas no Avogadro likuma
4. Avogadro likuma problēmas
1. problēma
25 °C temperatūrā un 99,3 kPa (745 mm Hg) spiedienā noteikta gāze aizņem 152 cm3 tilpumu. Atrodiet, kādu tilpumu tā pati gāze aizņems 0 °C temperatūrā un 101,33 kPa spiedienā?
Risinājums
Aizvietojot problēmas datus vienādojumā (*), mēs iegūstam:
Vo = PVTo / TPo = 99,3 * 152 * 273 / 101,33 * 298 = 136,5 cm3.
2. problēma
Izsaka vienas CO2 molekulas masu gramos.
Risinājums
CO2 molekulmasa ir 44,0 amu. Tāpēc CO2 molārā masa ir 44,0 g/mol. 1 mols CO2 satur 6,02*1023 molekulas. No šejienes mēs atrodam vienas molekulas masu: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10-23 g.
Uzdevums 3
Nosakiet tilpumu, ko slāpeklis, kas sver 5,25 g, aizņems 26 °C temperatūrā un 98,9 kPa (742 mm Hg) spiedienā.
Risinājums
Nosaka N2 daudzumu 5,25 g: 5,25 / 28 = 0,1875 mol,
V = 0,1875 * 22,4 = 4,20 dm3. Pēc tam iegūto tilpumu sasniedzam uzdevumā norādītajos apstākļos: V = PoVoT / PTo = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 dm3.
4. problēma
Oglekļa monoksīds (“oglekļa monoksīds”) ir bīstams gaisa piesārņotājs. Tas samazina asins hemoglobīna spēju pārnēsāt skābekli, izraisa sirds un asinsvadu sistēmas slimības un samazina smadzeņu darbību. Dabiskā kurināmā nepilnīgas sadegšanas dēļ uz Zemes ik gadu veidojas 500 miljoni tonnu CO. Nosakiet, kādu tilpumu (normālos apstākļos) aizņems oglekļa monoksīds, kas veidojas uz Zemes šī iemesla dēļ.
Risinājums
Uzrakstīsim problēmas nosacījumu formulas formā:
m(CO) = 500 miljoni tonnu = 5. 1014 g
M(CO) = 28 g/mol
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
V(CO) = ? (Nu.)
Lai atrisinātu problēmu, tiek izmantoti vienādojumi, kas saista vielas daudzumu, masu un molāro masu:
m(CO)/M(CO) = n(CO),
kā arī gāzveida vielas daudzums, tilpums un molārais tilpums:
V (CO) / VM = n (CO)
Tāpēc: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, tātad:
V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22,4 . 5 . 1014) / 28
[(l/mol) . g/(g/mol)] = 4 . 1014 l = 4. 1011 m3 = 400 km3
5. problēma
Aprēķina tilpumu (pie nulles), ko aizņem elpošanai nepieciešamā gāzes daļa, ja šī daļa satur 2,69 . 1022 šīs gāzes molekulas. Kas šī ir par gāzi?
Risinājums.
Elpošanai nepieciešamā gāze, protams, ir skābeklis. Lai atrisinātu problēmu, vispirms uzrakstām tās nosacījumu formulas formā:
N(O2) = 2,69. 1022 (molekulas)
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
NA = 6,02. 1023 mol--1
V(O2) = ? (Nu.)
Lai atrisinātu problēmu, tiek izmantoti vienādojumi, kas saista daļiņu skaitu N(O2) noteiktā vielas daļā n(O2) un Avogadro skaitli NA:
n(O2) = N(O2)/NA,
kā arī gāzveida vielas daudzums, tilpums un molārais tilpums (n.s.):
n(O2) = V(O2) / VM
Tātad: V(O2) = VM. n(O2) = (VM . N(O2)) / NA = (22,4 . 2,69 . 1022) : (6,02 . 1023) [(l/mol) : mol--1] = 1, 0 l
Atbilde. Skābekļa daļa, kas satur stāvoklī norādīto molekulu skaitu, aizņem nr. tilpums 1 l.
6. problēma
Oglekļa dioksīda tilpums 1 litrs normālos apstākļos ir 1,977 g. Kāds ir šīs gāzes mola reālais tilpums (normālos apstākļos)? Paskaidrojiet savu atbildi.
Risinājums
Molārā masa M (CO2) = 44 g/mol, tad mola tilpums 44/1,977 = 22,12 (l). Šī vērtība ir mazāka nekā ideālām gāzēm pieņemtā vērtība (22,4 l). Tilpuma samazināšanās ir saistīta ar CO2 molekulu mijiedarbības palielināšanos, t.i., novirzi no idealitātes.
7. problēma
Gāzveida hlors ar svaru 0,01 g, kas atrodas noslēgtā ampulā ar tilpumu 10 cm3, tiek uzkarsēts no 0 līdz 273oC. Kāds ir hlora sākotnējais spiediens 0oC un 273oC temperatūrā?
Risinājums
Mr(Cl2) =70,9; tātad 0,01 g hlora atbilst 1,4 10-4 mol. Ampulas tilpums ir 0,01 l. Izmantojot Mendeļejeva-Klapeirona vienādojumu pV=vRT, mēs atrodam hlora sākotnējo spiedienu (p1) pie 0oC:
līdzīgi atrodam hlora spiedienu (p2) pie 273oC: p2 = 0,62 atm.
Uzdevums 8
Kādu tilpumu 15oC temperatūrā un 790 mm Hg spiedienā aizņem 10 g oglekļa monoksīda (II)? Art.?
Risinājums
8. problēma
Firemine gāze jeb CH 4 metāns ir īsta katastrofa kalnračiem. Tās sprādzieni raktuvēs noved pie lielas iznīcināšanas un cilvēku bojāejas. G. Davy izgudroja drošu kalnraču lampu. Tajā liesmu ieskauj vara siets un tālāk par to neizplūda, tāpēc metāns nesasildīja līdz aizdegšanās temperatūrai. Uzvaru pār firedamp G. Davy uzskata par civilu varoņdarbu.
Ja metāna vielas daudzums Nr. ir vienāds ar 23,88 moliem, tad kāds ir šīs gāzes tilpums, kas aprēķināts litros?
Risinājums
V = 23,88 mol * 22,4 l/mol = 534,91 l
9. problēma
Ikviens, kurš kādreiz ir aizdedzis sērkociņu, zina sēra dioksīda SO2 smaku. Šī gāze labi šķīst ūdenī: 1 litrā ūdens var izšķīdināt 42 litrus sēra dioksīda. Nosaka sēra dioksīda masu, ko var izšķīdināt 10 litros ūdens.
Risinājums
ν = V/V m V=ν * V m m = ν * M
42 l SO 2 izšķīst 1 l ūdens
x l SO 2 - 10 l ūdens
x = 42* 10/1 = 420 l
ν = 420 l/ 22,4 l/mol = 18,75 mol
m = 18,75 mol * 64 g / mol = 1200 g
10. problēma
Stundas laikā pieaugušais izelpo aptuveni 40 g oglekļa dioksīda. Nosaka šīs gāzes dotās masas tilpumu (nr.).
Risinājums
m = ν * M ν = m/M V=ν * V m
ν(CO 2) = 40 g / 44 g/mol = 0,91 mol
V(CO 2) = 0,91 mol * 22,4 l/mol = 20,38 l
Secinājums
Kopš tā laika Avogadro nopelni kā viens no molekulārās teorijas pamatlicējiem ir saņēmuši vispārēju atzinību. Avogadro loģika izrādījās nevainojama, ko vēlāk apstiprināja J. Maksvels ar aprēķiniem, kas balstīti uz gāzu kinētisko teoriju; tad tika iegūts eksperimentāls apstiprinājums (piemēram, pamatojoties uz Brauna kustības izpēti), kā arī tika noskaidrots, cik daļiņu satur katras gāzes mols. Šī konstante - 6,022 1023 - tika nosaukta par Avogadro numuru, iemūžinot asprātīgā pētnieka vārdu.
Atsauces
Butskus P.F. Lasīšanas grāmata par organisko ķīmiju. Rokasgrāmata 10. klašu skolēniem / sast. Butskus P.F. – 2. red., pārskatīts.
– M.: Izglītība, 1985.g. Bikovs G.V. Amedeo Avogadro: Dzīves un darba skice
. M.: Nauka, 1983. gads. Glinka N.L. Vispārējā ķīmija
Uch. rokasgrāmata universitātēm .– L.: Ķīmija, 1983.g.
Kritsmans V.A. Roberts Boils, Džons Daltons, Amedeo Avogadro. Molekulārās zinātnes veidotāji ķīmijā
. M., 1976. gads Kuzņecovs V.I.
Vispārējā ķīmija. Attīstības tendences .– M.: Augstskola.
Makarovs K. A. Ķīmija un veselība. Apgaismība, 1985.
Mario Liuci.
Fizikas vēsture
.
M., 1970. gads
Patiešām, tā kā 1 mols jebkuras vielas satur tādu pašu molekulu skaitu, kas ir vienāds ar , tad acīmredzot to tilpumi gāzveida stāvoklī tādos pašos apstākļos būs vienādi. Tādējādi normālos apstākļos (n.s.), t.i. spiedienā un temperatūrā dažādu gāzu molārais tilpums būs 
. Vielas daudzumu, tilpumu un gāzu molāro tilpumu vispārīgā gadījumā var saistīt viens ar otru ar formas attiecību:
no kurienes attiecīgi:
Parasti tiek izšķirti normāli apstākļi (n.s.):
Standarta nosacījumi ietver:
Lai temperatūru pēc Celsija skalas pārvērstu par temperatūru Kelvina skalā, izmantojiet šādu attiecību:
Pašas gāzes masu var aprēķināt pēc tās blīvuma vērtības, t.i.
Tā kā, kā parādīts iepriekš:
tad ir skaidrs:
no kurienes attiecīgi:
No iepriekšminētajām formas attiecībām:
pēc aizstāšanas izteiksmē:
no tā arī izriet, ka:
no kurienes attiecīgi:
un tādējādi mums ir:
Tā kā normālos apstākļos 1 mols jebkā aizņem tilpumu, kas vienāds ar:
tad attiecīgi:
Šādā veidā iegūtā sakarība ir diezgan svarīga, lai izprastu Avogadro likuma 2.secinājumu, kas savukārt ir tieši saistīts ar tādu jēdzienu kā gāzu relatīvais blīvums. Kopumā gāzu relatīvais blīvums ir vērtība, kas parāda, cik reižu viena gāze ir smagāka vai vieglāka par otru, t.i. Cik reižu vienas gāzes blīvums ir lielāks vai mazāks par citas gāzes blīvumu, t.i. mums ir attiecības šādā formā:
Tātad pirmajai gāzei mums ir:
attiecīgi otrajai gāzei:
tad ir skaidrs:
un tā:
Citiem vārdiem sakot, gāzes relatīvais blīvums ir pētāmās gāzes molekulmasas attiecība pret tās gāzes molekulmasu, ar kuru tiek veikts salīdzinājums. Gāzes relatīvais blīvums ir bezizmēra lielums. Tādējādi, lai aprēķinātu vienas gāzes relatīvo blīvumu no citas, pietiek zināt šo gāzu relatīvās molekulmasas. Lai būtu skaidrs, ar kādu gāzi tiek veikts salīdzinājums, tiek dots indekss. Piemēram, tas nozīmē, ka tiek veikts salīdzinājums ar ūdeņradi un pēc tam tiek runāts par gāzes blīvumu ūdeņraža izteiksmē, neizmantojot vārdu “relatīvais”, ņemot to it kā pēc noklusējuma. Mērījumus veic līdzīgi, kā standartgāzi izmantojot gaisu. Šajā gadījumā norādiet, ka pētāmās gāzes salīdzinājums tiek veikts ar gaisu. Šajā gadījumā vidējā gaisa molekulmasa tiek uzskatīta par 29, un, tā kā relatīvā molekulmasa un molārā masa ir skaitliski vienādas, tad:
Ķīmiskā formula Pārbaudāmā gāze ir novietota blakus iekavās, piemēram:
un skan kā - hlora blīvums ar ūdeņradi. Zinot vienas gāzes relatīvo blīvumu attiecībā pret otru, ir iespējams aprēķināt gāzes molekulmasu, kā arī molāro masu, pat ja vielas formula nav zināma. Visas iepriekš minētās attiecības attiecas uz tā sauktajiem parastajiem apstākļiem.
Nodarbība ir veltīta Avogadro likuma izpētei, kas attiecas tikai uz gāzveida vielām un ļauj salīdzināt molekulu skaitu gāzveida vielu porcijās. Jūs uzzināsiet, kā, pamatojoties uz šo likumu, var izdarīt secinājumu par gāzes molekulu sastāvu un iepazīties ar dažu vielu molekulu modeļiem.
Tēma: Sākotnējās ķīmiskās idejas
Nodarbība: Avogadro likums. Molekulu sastāvs
IN cietvielas, salīdzinot ar šķidrumiem un īpaši gāzēm, vielas daļiņas atrodas ciešā savstarpējā savienojumā, nelielos attālumos. Gāzveida vielās attālumi starp molekulām ir tik lieli, ka mijiedarbība starp tām praktiski tiek novērsta.
Rīsi. 1. Vielas struktūras modeļi dažādos agregācijas stāvokļos
Ja nav mijiedarbības starp molekulām, to individualitāte neparādās. Tas nozīmē, ka mēs varam pieņemt, ka attālumi starp molekulām jebkurās gāzēs ir vienādi. Bet ar nosacījumu, ka šīs gāzes ir vienādos apstākļos – vienā spiedienā un temperatūrā.
Tā kā attālumi starp gāzes molekulām ir vienādi, tas nozīmē, ka gāzu saturs ir vienāds vienāds skaitlis molekulas. Šo pieņēmumu 1811. gadā izdarīja itāļu zinātnieks Amedeo Avogadro. Pēc tam viņa pieņēmums tika pierādīts un nosaukts par Avogadro likumu.
Avogadro izmantoja savu hipotēzi, lai izskaidrotu eksperimentu rezultātus ar gāzveida vielām. Spriešanas procesā viņš varēja izdarīt svarīgus secinājumus par noteiktu vielu molekulu sastāvu.
Apskatīsim eksperimentu rezultātus, uz kuru pamata Avogadro varēja modelēt dažu vielu molekulas.
Jūs to jau zināt, izlaižot ūdeni elektriskā strāva, ūdens sadalās divās gāzveida vielās – ūdeņradī un skābeklī.
Mēs veiksim eksperimentu par ūdens sadalīšanos elektrolizatorā. Kad elektriskā strāva tiek izlaista caur ūdeni, pie elektrodiem sāks izdalīties gāzes, kas izspiedīs ūdeni no mēģenēm. Gāzes izrādīsies tīras, jo ar ūdeni piepildītajās mēģenēs nav gaisa. Turklāt izdalītā ūdeņraža tilpums būs 2 reizes lielāks nekā atbrīvotā skābekļa tilpums.
Kādu secinājumu Avogadro izdarīja no tā? Ja ūdeņraža tilpums ir divreiz lielāks par skābekļa tilpumu, tad veidojas arī 2 reizes vairāk ūdeņraža molekulu. Tāpēc ūdens molekulā uz katriem diviem ūdeņraža atomiem ir viens skābekļa atoms.
Apskatīsim citu eksperimentu rezultātus, kas ļauj izdarīt pieņēmumus par vielu molekulu struktūru. Ir zināms, ka sadaloties 2 litriem amonjaka, rodas 1 litrs slāpekļa un 3 litri ūdeņraža (2. att.).
Rīsi. 2. Reakcijā iesaistīto gāzu tilpumu attiecība
No tā mēs varam secināt, ka amonjaka molekulā uz vienu slāpekļa atomu ir trīs ūdeņraža atomi. Bet kāpēc tad reakcijai bija vajadzīgs nevis 1 litrs amonjaka, bet 2 litri?
Ja izmanto D. Daltona piedāvātos ūdeņraža un amonjaka molekulu modeļus, iegūstam rezultātu, kas ir pretrunā eksperimentam, jo No 1 slāpekļa atoma un trim ūdeņraža atomiem jūs iegūsit tikai 1 amonjaka molekulu. Tādējādi saskaņā ar Avogadro likumu sadalītā amonjaka tilpums šajā gadījumā būs vienāds ar 1 litru.
Rīsi. 3. Eksperimentālo rezultātu skaidrojums D. Daltona teorijas skatījumā
Ja pieņemam, ka katra ūdeņraža un slāpekļa molekula sastāv no diviem atomiem, tad modelis nebūs pretrunā ar eksperimenta rezultātu. Šajā gadījumā no divām amonjaka molekulām veidojas viena slāpekļa molekula un trīs ūdeņraža molekulas.
Rīsi. 4. Amonjaka sadalīšanās reakcijas modelis
Apskatīsim cita eksperimenta rezultātus. Ir zināms, ka, 1 litram skābekļa mijiedarbojoties ar 2 litriem ūdeņraža, veidojas 2 litri ūdens tvaiku (jo reakcija notiek temperatūrā virs 100 C). Kādu secinājumu var izdarīt par skābekļa, ūdeņraža un ūdens molekulu sastāvu. Šo saistību var izskaidrot, ja pieņemam, ka ūdeņraža un skābekļa molekulas sastāv no diviem atomiem?
Rīsi. 5. Ūdeņraža un skābekļa reakcijas modelis
No divām ūdeņraža molekulām un 1 skābekļa molekulas veidojas 2 ūdens molekulas.
1. Uzdevumu un vingrinājumu krājums ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi “Ķīmija, 8. klase” / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. – M.: AST: Astrel, 2006.
2. Ušakova O.V. Darba burtnīcaķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi “Ķīmija. 8. klase” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalovs, P.A. Oržekovskis; zem. ed. prof. P.A. Oržekovskis - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (26.-27. lpp.)
3. Ķīmija: 8. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai iestādes / P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontaks. M.: AST: Astrel, 2005. (§11)
4. Enciklopēdija bērniem. Sējums 17. Ķīmija / Nodaļa. ed.V.A. Volodins, Ved. zinātnisks ed. I. Lēnsone. – M.: Avanta+, 2003.
Papildu tīmekļa resursi
1. Vienots digitālo izglītības resursu krājums ().
2. Žurnāla “Ķīmija un dzīve” elektroniskā versija ().
Mājas darbs
1. lpp.67 Nr.2 no mācību grāmatas “Ķīmija: 8. klase” (P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).
2. №45 no Uzdevumu un vingrinājumu krājuma ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi “Ķīmija, 8. klase” / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. – M.: AST: Astrel, 2006.
Amedeo Avogadro bija viens no itāļu fiziķiem un ķīmiķiem deviņpadsmitajā gadsimtā. Jāteic, ka viņš ieguva juridisko izglītību, taču vēlme pēc matemātikas un fizikas pamudināja viņu patstāvīgi apgūt šīs zinātnes. Un šajā jautājumā viņam izdevās.
Trīsdesmit gadu vecumā Avogadro kļuva par fizikas skolotāju vienā no tā laika universitātes licejiem. Vēlāk viņš kļuva par matemātikas profesoru universitātē. Tomēr Avogadro nemaz nav pazīstams ar savu veiksmīgo eksakto zinātņu skolotāja karjeru, kuru viņš apguva patstāvīgi, viņš ir pazīstams galvenokārt kā zinātnieks un kā persona, kas izteica vienu no fundamentālajām hipotēzēm. fizikālā ķīmija. Viņš ierosināja, ka, ja mēs ņemam vienādus tilpumus divu dažādu ideālo gāzu vienā spiedienā un temperatūrā, tad šajos tilpumos būs vienāds skaits molekulu. Pēc tam hipotēze tika apstiprināta, un šodien to var pierādīt, izmantojot teorētiskos aprēķinus. Mūsdienās šo noteikumu sauc par Avogadro likumu. Turklāt viņa vārdā tika nosaukts noteikts nemainīgs skaitlis, tā sauktais Avogadro numurs, par kuru tiks runāts tālāk.
Avogadro numurs
Visas vielas sastāv no kaut kādiem strukturāliem elementiem, kā likums, tās ir vai nu molekulas, vai atomi, bet tas nav svarīgi. Kam jānotiek, ja sajaucam divas vielas un tās reaģē? Loģiski, ka vienas vielas vienam konstrukcijas elementam, ķieģelim, jāreaģē ar citas vielas vienu konstrukcijas elementu, ķieģeli. Tāpēc pilnīgas reakcijas laikā elementu skaitam abām vielām jābūt vienādam, lai gan preparātu svars un tilpums var atšķirties. Tādējādi jebkurā ķīmiskajā reakcijā jāsatur vienāds katras vielas strukturālo elementu skaits vai arī šiem skaitļiem jābūt proporcionāliem kādam skaitlim. Šī skaitļa vērtība ir pilnīgi nesvarīga, taču vēlāk viņi nolēma par pamatu ņemt divpadsmit gramus oglekļa-12 un aprēķināt tajā esošo atomu skaitu. Tas ir apmēram sešas reizes desmit līdz divdesmit trešajai pakāpei. Ja viela satur tik daudz strukturālo elementu, tad mēs runājam par vienu vielas molu. Attiecīgi viss ķīmiskās reakcijas teorētiskajos aprēķinos tos raksta molos, tas ir, vielu moli ir sajaukti.
Kā minēts iepriekš, Avogadro skaitļa vērtībai principā nav nozīmes, taču to nosaka fiziski. Kopš eksperimentiem šobrīd ir nepietiekama precizitāte dotais numurs visu laiku tiek noskaidrots. Var, protams, cerēt, ka kādreiz to izrēķinās absolūti precīzi, bet pagaidām tas nebūt nav noticis. Līdz šim pēdējais precizējums tika veikts 2011. gadā. Turklāt tajā pašā gadā tika pieņemta rezolūcija par to, kā pareizi rakstīt šo numuru. Tā kā tas tiek pastāvīgi pilnveidots, šodien tas tiek rakstīts kā 6,02214X, kas reizināts ar desmit līdz divdesmit trešajai pakāpei. Šo strukturālo elementu skaitu satur viens mols vielas. Burts “X” šajā ierakstā norāda, ka tiek norādīts skaitlis, tas ir, X vērtība tiks norādīta nākotnē.
Avogadro likums
Šī raksta pašā sākumā mēs pieminējām Avogadro likumu. Šis noteikums saka, ka molekulu skaits ir vienāds. Šajā gadījumā ir jēga šo likumu saistīt ar Avogadro numuru vai molu. Tad Avogadro likums nosaka, ka katras ideālās gāzes mols vienā temperatūrā un spiedienā aizņem tādu pašu tilpumu. Tiek lēsts, ka normālos apstākļos šis tilpums ir aptuveni divdesmit četri ar pusi litri. Ēst precīza vērtībašis rādītājs ir 22,41383 litri. Un tā kā procesi, kas notiek normālos apstākļos, ir svarīgi un notiek ļoti bieži, šim tilpumam ir nosaukums, gāzes molārais tilpums.
Teorētiskajos aprēķinos ļoti bieži tiek ņemti vērā gāzes molārie tilpumi. Ja ir nepieciešams pāriet uz citām temperatūrām vai spiedienu, tad apjoms, protams, mainīsies, bet ir atbilstošas formulas no fizikas, kas ļauj to aprēķināt. Jums tikai vienmēr jāatceras, ka gāzes mols vienmēr attiecas uz normāliem apstākļiem, tas ir, tā ir noteikta temperatūra un īpašs spiediens, un saskaņā ar 1982. gada dekrētu normālos apstākļos gāzes spiediens ir no desmit līdz piektajam paskālam. , un temperatūra ir 273,15 Kelvini.
Papildus abu iepriekš apspriesto jēdzienu acīmredzamajai praktiskajai nozīmei no tiem izriet arī interesantākas sekas. Tātad, zinot ūdens blīvumu un ņemot vienu molu no tā, mēs varam novērtēt molekulas lielumu. Šeit mēs pieņemam, ka mēs zinām ūdens un oglekļa molekulu atomu masu. Tātad, ja ogleklim ņemam divpadsmit gramus, tad ūdens masu nosaka pēc proporcionālās attiecības, tā ir vienāda ar astoņpadsmit gramiem. Tā kā ūdens blīvumu ir viegli noteikt, tagad pietiek ar nepieciešamajiem datiem, lai novērtētu ūdens molekulas lielumu. Aprēķini liecina, ka ūdens molekulas izmērs ir nanometra desmitdaļās.
Interesanti un tālākai attīstībai Avogadro likums. Tādējādi Vant Hofs paplašināja ideālo gāzu likumus uz risinājumiem. Būtība ir saistīta ar likumu analoģiju, taču galu galā tas ļāva noskaidrot vielu molekulmasas, kuras citādi būtu ļoti grūti iegūt.
Gāzu īpašību izpēte ļāva itāļu fiziķim A. Avogadro 1811. gadā. izvirzīja hipotēzi, kas vēlāk tika apstiprināta ar eksperimentāliem datiem un kļuva pazīstama kā Avogadro likums: vienādos daudzumos dažādu gāzu vienādos apstākļos (temperatūra un spiediens) ir vienāds skaits molekulu.
No Avogadro likuma izriet svarīgs secinājums: mols jebkuras gāzes normālos apstākļos (0C (273 K) un 101,3 kPa spiediens ) aizņem 22,4 litrus. Šajā tilpumā ir 6,02 10 23 gāzes molekulas (Avogadro skaitlis).
No Avogadro likuma izriet arī tas, ka dažādu gāzu vienāda tilpuma masas vienā temperatūrā un spiedienā ir saistītas viena ar otru kā šo gāzu molārās masas:
kur m 1 un m 2 ir masas,
M 1 un M 2 ir pirmās un otrās gāzes molekulmasas.
Tā kā vielas masu nosaka pēc formulas
kur ρ ir gāzes blīvums,
V – gāzes tilpums,
tad dažādu gāzu blīvumi vienādos apstākļos ir proporcionāli to molārajai masai. Vienkāršākā metode vielu molmasas noteikšanai gāzveida stāvoklī ir balstīta uz šo Avogadro likuma secinājumu.
.
No šī vienādojuma mēs varam noteikt gāzes molāro masu:
.
2.4 Tilpuma attiecību likums
Pirmie kvantitatīvie gāzu reakciju pētījumi piederēja franču zinātniekam Gay-Lussac, slavenā gāzu termiskās izplešanās likuma autoram. Mērot reaģējušo gāzu un reakciju rezultātā radušos gāzu tilpumus, Gay-Lussac nonāca pie vispārinājuma, kas pazīstams kā vienkāršu tilpuma attiecību likums: reaģējušo gāzu tilpumi ir saistīti viens ar otru un iegūtās gāzveida vielas tilpumus. reakcijas produkti kā mazi veseli skaitļi, kas vienādi ar to stehiometriskajiem koeficientiem .
Piemēram, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, mijiedarbojoties diviem tilpumiem ūdeņraža un vienam tilpumam skābekļa, veidojas divi tilpumi ūdens tvaiku. Likums ir spēkā gadījumā, ja tilpuma mērījumi tika veikti pie tāda paša spiediena un vienādas temperatūras.
2.5. Ekvivalentu likums
Jēdzienu “ekvivalents” un “ekvivalentu molārā masa” ieviešana ķīmijā ļāva formulēt likumu, ko sauc par ekvivalentu likumu: Vielu masas (tilpumi), kas reaģē savā starpā, ir proporcionālas to ekvivalentu molārajai masai (tilpumiem) .
Ir vērts pakavēties pie gāzes ekvivalenta mola tilpuma jēdziena. Kā izriet no Avogadro likuma, jebkuras gāzes mols normālos apstākļos aizņem tilpumu, kas vienāds ar 22,4 l. Attiecīgi, lai aprēķinātu gāzes ekvivalenta mola tilpumu, ir jāzina ekvivalentu molu skaits vienā molā. Tā kā viens mols ūdeņraža satur 2 molus ūdeņraža ekvivalentu, 1 mols ūdeņraža ekvivalenta aizņem tilpumu normālos apstākļos:
3 Tipisku problēmu risināšana
3,1 mol. Molārā masa. Molārais tilpums
1. uzdevums. Cik molu dzelzs (II) sulfīda ir 8,8 g FeS?
Risinājums Nosaka dzelzs (II) sulfīda molāro masu (M).
M(FeS)= 56 +32 = 8,8 g/mol
Aprēķināsim, cik molu ir 8,8 g FeS:
n = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.
2. uzdevums. Cik molekulu ir 54 g ūdens? Kāda ir vienas ūdens molekulas masa?
Risinājums Nosakiet ūdens molāro masu.
M(H2O) = 18 g/mol.
Tāpēc 54 g ūdens satur 54/18 = 3 mol H 2 O. Viens mols jebkuras vielas satur 6,02 10 23 molekulas. Tad 3 moli (54g H 2 O) satur 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 molekulas.
Noteiksim vienas ūdens molekulas masu:
m H2O = 18 ∕ (6,02 10 23) = 2,99 10 23 g.
3. uzdevums. Cik molu un molekulu ir 1 m 3 jebkuras gāzes normālos apstākļos?
Risinājums 1 mols jebkuras gāzes normālos apstākļos aizņem 22,4 litrus. Tādējādi 1 m3 (1000 l) saturēs 44,6 molus gāzes:
n = 1000/ 22,4 = 44,6 mol.
1 mols jebkuras gāzes satur 6,02 10 23 molekulas. No tā izriet, ka 1 m 3 jebkuras gāzes normālos apstākļos satur
6,02 10 23 44,6 = 2,68 10 25 molekulas.
4. uzdevums. Izteikt molos:
a) 6,02 10 22 molekulas C 2 H 2;
b) 1,80 10 24 slāpekļa atomi;
c) 3,01 10 23 NH 3 molekulas.
Kāda ir šo vielu molārā masa?
Risinājums Mols ir vielas daudzums, kas satur jebkuru daļiņu skaitu noteikta veida, vienāds ar Avogadro konstanti. No šejienes
a)n C2H2 = 6,02 · 10 22 /6,02 · 10 23 = 0,1 mol;
b) n N = 1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 moli;
c) n NH3 = 3,01 · 10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 mol.
Vielas molārā masa gramos ir skaitliski vienāda ar tās relatīvo molekulāro (atomu) masu.
Tāpēc šo vielu molārās masas ir vienādas:
a) M(C2H2) = 26 g/mol;
b) M(N) = 14 g/mol;
c) M(NH3) = 17 g/mol.
5. uzdevums. Nosaka gāzes molāro masu, ja normālos apstākļos 0,824 g tās aizņem 0,260 litru tilpumu.
Risinājums Normālos apstākļos 1 mols jebkuras gāzes aizņem 22,4 litrus. Aprēķinot 22,4 litru šīs gāzes masu, mēs uzzinām tās molāro masu.
0,824 g gāzes aizņem 0,260 l tilpumu
X g gāzes aizņem 22,4 litru tilpumu
X = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 g.
Tāpēc gāzes molārā masa ir 71 g/mol.
3.2 Līdzvērtīgs. Ekvivalences koeficients. Molmasas ekvivalenti
Uzdevums 1. Aprēķiniet H 3 PO 4 ekvivalentu ekvivalentu, ekvivalences koeficientu un molāro masu apmaiņas reakciju laikā, kuru rezultātā veidojas skābie un normālie sāļi.
Risinājums Pierakstīsim reakcijas vienādojumus fosforskābes mijiedarbībai ar sārmu:
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O;
(1)
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O;
(2)
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)
Reakcijā (2) fosforskābe apmaina divus ūdeņraža atomus pret metālu, t.i. uzvedas kā divbāziska skābe, tāpēc f e (H 3 PO 4) reakcijā (2) ir vienāda ar 1/2; E(N3PO4) = 1/2H3PO4;
M e (H 3 PO 4) = 1/2 · M (H 3 PO 4) = 49 g/mol.
2. problēma Reakcijā (3) fosforskābe uzvedas kā trīsbāziska skābe, tāpēc f e (H 3 PO 4) šajā reakcijā ir vienāda ar 1/3; E(N3PO4) = 1/3H3PO4;
Risinājums M e (H 3 PO 4) = 1/3 · M (H 3 PO 4) = 32,67 g/mol.
. Kālija hidroksīda pārpalikums tika uzklāts uz: a) kālija dihidrogēnfosfāta šķīdumiem; b) dihidroksobismuta (III) nitrāts. Uzrakstiet vienādojumus šo vielu reakcijām ar KOH un nosakiet to ekvivalentus, ekvivalences koeficientus un ekvivalentu molmasas.
Pierakstīsim notiekošo reakciju vienādojumus:
KN 2 RO 4 + 2KON = K 3 RO 4 + 2 H 2 O;
Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3.
Lai noteiktu ekvivalentu, ekvivalences koeficientu un molmasas ekvivalentu, var izmantot dažādas pieejas.
Pirmais ir balstīts uz faktu, ka vielas reaģē līdzvērtīgos daudzumos.
Kālija dihidrogēnfosfāts reaģē ar diviem kālija hidroksīda ekvivalentiem, jo E(KOH) = KOH. 1/2 KH 2 PO 4 mijiedarbojas ar vienu KOH ekvivalentu, tāpēc E(KH 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ;
f e (KH 2PO 4) = 1/2; Me (KH 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol.
Dihidroksobismuta (III) nitrāts reaģē ar vienu ekvivalentu kālija hidroksīda, tāpēc E(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3 ; f e (Bi(OH)2NO3) = 1; M e (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · M (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 g/mol.
3. uzdevums. Otrā pieeja ir balstīta uz to, ka kompleksās vielas ekvivalences koeficients ir vienāds ar vienu, kas dalīts ar ekvivalences skaitli, t.i. izveidoto vai pārstrukturēto savienojumu skaits.
Kālija dihidrogēnfosfāts, mijiedarbojoties ar KOH, apmaina divus ūdeņraža atomus pret metālu, tāpēc f e (KH 2 PO 4) = 1/2; E(KN 2 RO 4) = 1/2 KN 2 RO 4;M e (1/2 KN 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol. Dihidroksobismuta (III) nitrāts, reaģējot ar kālija hidroksīdu, apmaina vienu NO 3 – grupu, tāpēc (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; E(Bi(OH)2NO3) = Bi(OH)2NO3;
Līdz ar to skābekļa masa, kas nepieciešama, lai 16,74 g metāla oksidēšanas laikā izveidotu 21,5 g oksīda, būs:
21,54 – 16,74 = 4,8 g.
Saskaņā ar ekvivalentu likumu
m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.
Tāpēc M e (Me) = (16,74 8) ∕ 4,8 = 28 g/mol.
Oksīda ekvivalenta molāro masu var aprēķināt kā metāla un skābekļa ekvivalenta molmasu summu:
Me(MeO) = M e (Me) + M e (O 2) = 28 + 8 + 36 g/mol.
Divvērtīgā metāla molārā masa ir:
M (Me) = Me (Me) ∕ fe(Me) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 g/mol.
Metāla atommasa (A r (Me)), kas izteikta amu, ir skaitliski vienāda ar molāro masu A r (Me) = 56 amu.
