Молярний об'єм через густину. Знаходження молярного обсягу газів

P1V1=P2V2, або, що те саме, PV=const (закон Бойля-Маріотта). При постійному тиску постійним залишається відношення обсягу температури: V/T=const (закон Гей-Люссака). Якщо зафіксувати обсяг, то P/T=const (закон Шарля). Об'єднання цих трьох законів дає універсальний закон, який свідчить, що PV/T=const. Це рівняння було встановлено французьким фізиком Б. Клапейроном 1834 року.

Значення постійної визначається лише кількістю речовини газу. Д.І. Менделєєв 1874 року вивів рівняння для одного моля. Так він має значення універсальної постійної: R=8,314 Дж/(моль∙К). Отже, PV=RT. У разі довільної кількості газуν PV=νRT. Саму кількість речовини можна знайти з маси до молярної маси: ν=m/M.

Молярна маса чисельно дорівнює відносної молекулярної. Останню можна знайти з таблиці Менделєєва, вона вказується в осередку елемента, як правило, . Молекулярна маса дорівнює сумі молекулярних мас елементів, що входять до нього. У разі розновалентних атомів потрібно індекс. на примір, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 г/моль.

Нормальними умовами для газів принято вважати P0 = 1 атм = 101, 325 кПа, температуру T0 = 273,15 К = 0 ° C. Тепер можна знайти об'єм одного моля газу принормальних умовах: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 л/моль. Ця таблична величина є молярним об'ємом.

При нормальних умовахкількість відношенню обсягу газудо молярного обсягу: = V/Vm. При довільних умовахтреба використовувати безпосередньо рівняння Менделєєва-Клапейрона: = PV/RT.

Таким чином, щоб знайти обсяг газу принормальних умовах, потрібна кількість речовини (число молей) цього газупомножити на молярний об'єм, що дорівнює 22,4 л/моль. Зворотною операцією можна знайти кількість речовини із заданого об'єму.

Щоб знайти об'єм одного моля речовини в твердому або рідкому стані, знайдіть його молярну масу і поділіть на щільність. Одна міль будь-якого газу в нормальних умовах має об'єм 22,4 л. Якщо умови змінюються, розрахуйте обсяг одного моля за допомогою рівняння Клапейрона-Менделєєва.

Вам знадобиться

• періодична таблиця Менделєєва, таблиця густини речовин, манометр і термометр.

Інструкція

Визначення об'єму одного моля чи твердого тіла
Визначте хімічну формулу твердого тіла чи рідини, що вивчається. Потім за допомогою періодичної таблиці Менделєєва знайдіть атомні маси елементів, які входять до формули. Якщо один у формулу кілька разів, помножте його атомну масу цього числа. Складіть атомні маси та отримайте молекулярну масу, з якої складається тверде тіло або рідина. Вона чисельно дорівнює молярної масі, виміряної в грамах на моль.

За таблицею щільності речовин знайдіть цю величину для матеріалу тіла або рідини, що вивчається. Після цього поділіть молярну масу на густину даної речовини, виміряну в г/см³ V=M/ρ. В результаті отримайте об'єм одного моля в см3. Якщо речовини залишилися невідомими, визначити обсяг одного його моля буде неможливо.

Назви кислотутворюються від російської назви центрального атома кислоти з додаванням суфіксів та закінчень. Якщо ступінь окислення центрального атома кислоти відповідає номеру групи Періодичної системи, то назва утворюється за допомогою найпростішого прикметника від назви елемента: H 2 SO 4 – сірчана кислота, HMnO 4 – марганцева кислота. Якщо кислотоутворюючі елементи мають два ступені окислення, то проміжний ступінь окислення позначається суфіксом -іст-: H 2 SO 3 - сірчиста кислота, HNO 2 - азотиста кислота. Для назв кислот галогенів, що мають багато ступенів окиснення, застосовуються різні суфікси: типові приклади – HClO 4 – хлор н кислота, HClO 3 – хлор новий ая кислота, HClO 2 – хлор іст ая кислота, HClO – хлор новатист ая кислота (безкиснева кислота HCl називається хлороводневої кислотою – зазвичай соляної кислотою). Кислоти можуть відрізнятися числом молекул води, що гідратує оксид. Кислоти, що містять найбільше атомів водню, називаються ортокислотами: H 4 SiO 4 – ортокремнієва кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорна кислота. Кислоти, що містять 1 або 2 атоми водню, називаються метакислотами: H 2 SiO 3 – метакремнієва кислота, HPO 3 – метафосфорна кислота. Кислоти, що містять два центральні атоми, називаються ді кислотами: H 2 S 2 O 7 – дисерна кислота, H 4 P 2 O 7 – дифосфорна кислота.

Назви комплексних сполук утворюються так само, як назви солейале комплексному катіону або аніону дається систематична назва, тобто вона читається праворуч наліво: K 3 – гексафтороферрат(III) калію, SO 4 – сульфат тетрааммінмеді(II).

Назви оксидівутворюються за допомогою слова «оксид» та родового відмінка російської назви центрального атома оксиду із зазначенням, у разі потреби, ступеня окислення елемента: Al 2 O 3 – оксид алюмінію, Fe 2 O 3 – оксид заліза (III).

Назви підставутворюються за допомогою слова «гідрокс» і родового відмінка російської назви центрального атома гідроксиду із зазначенням, у разі потреби, ступеня окислення елемента: Al(OH) 3 – гідроксид алюмінію, Fe(OH) 3 – гідроксид заліза(III).

Назви сполук з воднемутворюються залежно від кислотно-основних властивостей цих сполук. Для газоподібних кислотоутворювальних сполук з воднем застосовуються назви: H 2 S - сульфан (сірководень), H 2 Se - селан (селеноводород), HI - йодоводород; їх розчини у воді називаються відповідно сірководневою, селеноводородною та йодоводородною кислотами. Для деяких сполук з воднем застосовуються спеціальні назви: NH3 – аміак, N2H4 – гідразин, PH3 – фосфін. З'єднання з воднем, що має ступінь окислення -1, називаються гідридами: NaH - гідрид натрію, CaH 2 - гідрид кальцію.

Назви солейутворюються від латинської назви центрального атома кислотного залишку з додаванням префіксів та суфіксів. Назви бінарних (двохелементних) солей утворюються за допомогою суфікса – ід: NaCl - хлорид натрію, Na 2 S - сульфід натрію. Якщо центральний атом кисневмісного кислотного залишку має два позитивні ступені окислення, то найвищий рівень окислення позначається суфіксом – ат: Na 2 SO 4 – сульф ат натрію, KNO 3 – нітр ат калію, а нижчий ступінь окислення – суфіксом – іт: Na 2 SO 3 – сульф іт натрію, KNO 2 – нітр іт калію. Для назви кисневмісних солей галогенів користуються префіксами та суфіксами: KClO 4 – пров хлор ат калію, Mg(ClO 3) 2 – хлор ат магнію, KClO 2 – хлор іт калію, KClO – гіпо хлор іт калію.

Насичуваність ковалентнихихзв'язокїй- проявляється в тому, що в з'єднаннях s-і p-елементів немає неспарених електронів, тобто всі неспарені електрони атомів утворюють зв'язувальні електронні пари (виключення становлять NO, NO 2 , ClO 2 і ClO 3).

Неподілені електронні пари (НЕП) – електрони, які займають атомні орбіталі парами. Наявність НЕП обумовлює здатність аніонів або молекул, утворювати донорно-акцепторні зв'язки як донори електронних пар.

Неспарені електрони - електрони атома, що містяться по одному в орбіталі. Для s- та p-елементів число неспарених електронів визначає, скільки сполучних електронних пар може утворити даний атом з іншими атомами обмінного механізму. У методі валентних зв'язків виходять із того, що число неспарених електронів може бути збільшено за рахунок неподілених електронних пар, якщо в межах валентного електронного рівня є вакантні орбіталі. У більшості сполук s-IP-елементів неспарених електронів немає, тому що всі неспарені електрони атомів утворюють зв'язки. Однак молекули з неспареними електронами існують, наприклад, NO, NO 2 , вони мають підвищену реакційну здатність і мають тенденцію утворювати димери типу N 2 O 4 за рахунок неспарених електронів.

Нормальна концентрація –це число молей еквівалентів в 1 л розчину.

Нормальні умови -температура 273K (0 o C), тиск 101,3 кПа (1 атм).

Обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення хімічного зв'язку. Утворення ковалентних зв'язків між атомами може відбуватися подвійно. Якщо утворення зв'язувальної електронної пари відбувається за рахунок неспарених електронів обох зв'язаних атомів, то такий спосіб утворення зв'язувальної електронної пари зветься обмінного механізму - атоми обмінюються електронами, причому зв'язувальні електрони належать обом зв'язаним атомам. Якщо ж електронна пара, що зв'язує, утворюється за рахунок неподіленої електронної пари одного атома і вакантної орбіталі іншого атома, то таке утворення зв'язувальної електронної пари є донорно-акцепторним механізмом (див. метод валентних зв'язків).

Оборотні іонні реакції –це такі реакції, в яких утворюються продукти, здатні утворювати вихідні речовини (якщо мати на увазі написане рівняння, то про оборотні реакції можна сказати, що вони можуть протікати в ту й іншу сторону з утворенням слабких електролітів або малорозчинних сполук). Оборотні іонні реакції часто характеризуються неповнотою перетворення; оскільки протягом оборотної іонної реакції утворюються молекули або іони, які викликають зміщення у бік вихідних продуктів реакції, тобто як би «гальмують» реакцію. Оборотні іонні реакції описуються за допомогою знака ⇄, а незворотні – знака →. Прикладом оборотної іонної реакції може бути реакція H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + , а прикладом незворотної – S 2- + Fe 2+ → FeS.

Окислювачі – речовини, у яких при окислювально-відновних реакціях ступеня окиснення деяких елементів зменшуються.

Окисно-відновна двоїстість –здатність речовин виступати в окисно-відновних реакціях як окислювач або відновник залежно від партнера (наприклад, H 2 O 2 , NaNO 2).

Окисно-відновні реакції(ОВР) -це хімічні реакції, протягом яких змінюються ступеня окиснення елементів реагуючих речовин.

Окисно-відновний потенціал –величина, що характеризує окислювально-відновну здатність (силу) і окислювача, і відновника, що становлять відповідну напівреакцію. Так, окислювально-відновний потенціал пари Cl 2 /Cl - , рівний 1,36, характеризує молекулярний хлор як окислювач і хлорид-іон як відновник.

Оксиди –з'єднання елементів з киснем, у яких кисень має ступінь окислення, що дорівнює –2.

Орієнтаційні взаємодії– міжмолекулярні взаємодії полярних молекул.

Осмос –явище перенесення молекул розчинника на напівпроникній (проникній тільки для розчинника) мембрані у бік меншої концентрації розчинника.

Осмотичний тиск -фізико-хімічна властивість розчинів, обумовлена ​​здатністю мембран пропускати лише молекули розчинника. Осмотичний тиск із боку менш концентрованого розчину зрівнює швидкості проникнення молекул розчинника в обидві сторони мембрани. Осмотичний тиск розчину дорівнює тиску газу, в якому концентрація молекул така сама, як концентрація частинок у розчині.

Підстави по Арреніусу -речовини, які у процесі електролітичної дисоціації відщеплюють гідроксид-іони.

Підстави по Бренстеду -сполуки (молекули або іони типу S2-, HS-), які можуть приєднувати іони водню.

Підстави по Льюїсу (Люїсові підстави) – з'єднання (молекули або іони) з неподіленими електронними парами, здатними утворювати донорно-акцепторні зв'язки. Найпростішою льюїсовою основою є молекули води, які мають сильні донорні властивості.

Де m-маса, M-молярна маса, V-об'єм.

4. Закон Авогадро.Встановлено італійським фізиком Авогадро у 1811 р. Однакові обсяги будь-яких газів, відібрані при одній температурі і однаковому тиску, містять одне й те ж число молекул.

Таким чином, можна сформулювати поняття кількості речовини: 1 моль речовини містить число частинок, що дорівнює 6,02 * 1023 (називається постійною Авогадро)

Наслідком цього закону є те, що 1 моль будь-якого газу займає за нормальних умов (Р 0 = 101,3 кПа і Т 0 = 298 К) обсяг, рівний 22,4 л.

5. Закон Бойля-Маріотта

При постійній температурі обсяг даної кількості газу обернено пропорційний тиску, під яким він знаходиться:

6. Закон Гей-Люссака

При постійному тиску зміна обсягу газу прямо пропорційна температурі:

V/T = const.

7. Залежність між об'ємом газу, тиском та температурою можна виразити об'єднаним законом Бойля-Маріотта та Гей-Люссака,яким користуються для приведення обсягів газу від одних умов до інших:

P 0 , V 0 , T 0-тиск об'єму і температури за нормальних умов: P 0 = 760 мм рт. ст. або 101,3 кПа; T 0 =273 К (0 0 С)

8. Незалежна оцінка значення молекулярної маси М може бути виконана з використанням так званого рівняння стану ідеального газу або рівняння Клапейрона-Менделєєва :

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

де р -тиск газу в замкнутій системі, V- Об'єм системи, т -маса газу, Т -абсолютна температура, R -Універсальна газова постійна.

Зазначимо, що значення постійної Rможе бути отримано підстановкою величин, що характеризують один моль газу при н.у., рівняння (1.1):

r = (Р V) / (Т) = (101,325кПа 22.4л)/(1 моль 273К) = 8.31Дж/моль.К)

Приклади розв'язання задач

приклад 1.Приведення обсягу газу до нормальних умов.

Який об'єм (н.у.) займуть 0,4×10 -3 м 3 газу, що знаходяться при 50 0 С та тиск 0,954×10 5 Па?

Рішення.Для приведення обсягу газу до нормальних умов користуються загальною формулою, що поєднує закони Бойля-Маріотта та Гей-Люссака:

pV/T = p0V0/T0.

Обсяг газу (н.у.) дорівнює де Т 0 = 273 К; р 0 = 1,013 10 5 Па; Т = 273 + 50 = 323 К;

М 3 = 0,32 10 -3 м 3 .

При (н.у.) газ займає об'єм, що дорівнює 0,32×10 -3 м 3 .

приклад 2.Обчислення відносної густини газу за його молекулярною масою.

Обчисліть щільність етану С 2 Н 6 водню та повітрю.

Рішення.З закону Авогадро випливає, що відносна щільність одного газу по іншому дорівнює відношенню молекулярних мас ( М год) цих газів, тобто. D=М 1 /М 2. Якщо М 1С2Н6 = 30, М 2Н2 = 2, середня молекулярна маса повітря дорівнює 29, то відносна щільність етану водню дорівнює D Н2 = 30/2 =15.

Відносна щільність етану повітрям: D пов.= 30/29 = 1,03, тобто. етан у 15 разів важчий за водень і в 1,03 рази важчий за повітря.

приклад 3.Визначення середньої молекулярної маси суміші газів щодо відносної щільності.

Обчисліть середню молекулярну масу суміші газів, що складається з 80 % метану та 20 % кисню (за обсягом), використовуючи значення відносної густини цих газів воднем.

Рішення.Часто обчислення виробляють за правилом змішування, яке полягає в тому, що відношення об'ємів газів у двокомпонентній газовій суміші обернено пропорційно різницям між щільністю суміші і щільностями газів, що становлять цю суміш. Позначимо відносну щільність газової суміші воднем через DН2. вона буде більшою за щільність метану, але меншою за щільність кисню:

80DН2 - 640 = 320 - 20 DН2; DН2 = 9,6.

Щільність цієї суміші газів водню дорівнює 9,6. середня молекулярна маса газової суміші МН2 = 2 DН2 = 9,6 2 = 19,2.

приклад 4.Обчислення молярної маси газу.

Маса0,327×10 -3 м 3 газу при 13 0 З тиску 1,040×10 5 Па дорівнює 0,828×10 -3 кг. Обчисліть молярну масу газу.

Рішення.Обчислити молярну масу газу можна, використовуючи рівняння Менделєєва-Клапейрона:

де m- Маса газу; М- Молярна маса газу; R– молярна (універсальна) газова стала, значення якої визначається прийнятими одиницями виміру.

Якщо тиск вимірювати в Па, а обсяг м 3 , то R=8,3144×10 3 Дж/(кмоль×К).

3.1. При виконанні вимірювань атмосферного повітря, повітря робочої зони, а також промислових викидів та вуглеводнів у газових магістралях існує проблема приведення обсягів вимірюваного повітря до нормальних (стандартних) умов. Часто на практиці під час проведення вимірювань якості повітря не використовується перерахунок виміряних концентрацій до нормальних умов, у результаті виходять недостовірні результати.

Наведемо витяг із Стандарту:

«Вимірювання призводять до стандартних умов, використовуючи таку формулу:

З 0 = C 1 * Р 0 Т 1 / Р 1 Т 0

де: 0 - результат, виражений в одиницях маси на одиницю об'єму повітря, кг / куб. м, чи кількості речовини на одиницю обсягу повітря, моль/куб. м, при стандартних температурі та тиску;

1 - результат, виражений в одиницях маси на одиницю об'єму повітря, кг/куб. м, чи кількості речовини на одиницю об'єму

повітря, моль/куб. м, при температурі Т 1 К і тиску Р 1 кПа.

Формула приведення до нормальних умов у спрощеному вигляді має вигляд (2)

З 1 = З 0 * f де F = Р 1 Т 0 / Р 0 Т 1

стандартний перерахунковий коефіцієнт приведення до нормальних умов. Параметри повітря та домішок вимірюють при різних значеннях температури, тиску та вологості. Результати призводять до стандартних умов для порівняння виміряних параметрів якості повітря у різних місцях та різних кліматичних умовах.

3.2.Галузеві нормальні умови

Нормальні умови це стандартні фізичні умови, із якими зазвичай співвідносять властивості речовин (Standard temperature and pressure, STP). Нормальні умови визначені IUPAC (Міжнародним союзом практичної та прикладної хімії) наступним чином: Атмосферний тиск 101325 Па = 760 мм рт.ст. Температура повітря 273,15 K = 0°C.

Стандартні умови (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) це нормальні навколишні температура та тиск: тиск 1 Бар = 10 5 Па = 750,06 мм Т. ст.; температура 298,15 К = 25 °С.

Інші області.

Вимірювання якості повітря.

Результати вимірювань концентрацій шкідливих речовин у повітрі робочої зони призводять до умов: температури 293 К (20°С) та тиску 101,3 кПа (760 мм рт. ст.).

Аеродинамічні параметри викидів забруднюючих речовин повинні вимірюватися відповідно до чинних державних стандартів. Об'єми відхідних газів, отримані за результатами інструментальних вимірювань, повинні бути приведені до нормальних умов (н.у.): 0°С, 101,3 кПа.

Авіація.

Міжнародна організація цивільної авіації (ICAO) визначає міжнародну стандартну атмосферу (International Standard Atmosphere,ISA) на рівні моря з температурою 15 °C, атмосферним тиском 101325 Па та відносною вологістю 0 %. Ці параметри використовують при розрахунках руху літальних апаратів.

Газове господарство.

Газова галузь Російської Федерації при розрахунках із споживачами використовує атмосферні умови за ГОСТ 2939-63: температура 20 ° С (293,15К); тиск 760 мм рт. ст. (101 325 Н/м²); вологість дорівнює 0. Таким чином, маса кубометра газу за ГОСТ 2939-63 дещо менша, ніж за «хімічних» нормальних умов.

Випробування

Для проведення випробувань машин, приладів та інших технічних виробів за нормальні значення кліматичних факторів під час випробування виробів (нормальні кліматичні умови випробувань) приймають такі:

Температура - плюс 25 ± 10 ° С; Відносна вологість – 45-80%

Атмосферний тиск 84-106 кПа (630-800 мм. рт. ст.)

Перевірка вимірювальних приладів

Номінальні значення найпоширеніших нормальних впливають величин вибираються такі: Температура – ​​293 К (20°С), атмосферний тиск – 101,3 кПа (760 мм рт. ст.).

Нормування

У методичних вказівках, що стосуються встановлення норм якості повітря, вказується, що ГДК атмосферному повітрі встановлюються за умов у приміщенні, тобто. 20 С та 760 мм. рт. ст.

Поряд з масою та обсягом у хімічних розрахунках часто використовується кількість речовини, пропорційна числу структурних одиниць, що містяться в речовині. При цьому в кожному випадку має бути зазначено, які саме структурні одиниці (молекули, атоми, іони тощо) маються на увазі. Одиницею кількості речовини є моль.

Моль - кількість речовини, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів або інших структурних одиниць, скільки міститься атомів 12 г ізотопу вуглецю 12С.

Число структурних одиниць, що містяться в 1 молі речовини (постійна Авогадро) визначено з великою точністю; у практичних розрахунках його приймають рівним 6,02 1024 моль-1.

Неважко показати, що маса 1 молячи речовини (мольна маса), - виражена в грамах, чисельно дорівнює відносної молекулярної маси цієї речовини.

Так, відносна молекулярна маса (або скорочено молекулярна маса) вільного хлору С1г дорівнює 70,90. Отже мольна маса молекулярного хлору становить 70,90 г/моль. Однак мольна маса атомів хлору вдвічі менша (45,45 г/моль), оскільки 1 моль молекул хлору Сl містить 2 моли атомів хлору.

Відповідно до закону Авогадро, у рівних обсягах будь-яких газів, узятих за однієї й тієї ж температурі та однаковому тиску, міститься однакове число молекул. Іншими словами, те саме число молекул будь-якого газу займає при однакових умовах один і той же обсяг. Водночас 1 моль будь-якого газу містить однакову кількість молекул. Отже, за однакових умов 1 моль будь-якого газу займає той самий обсяг. Цей обсяг називається мольним обсягом газу і за нормальних умов (0°С, тиск 101, 425 кПа) дорівнює 22,4 л.

Наприклад, твердження «зміст діоксиду вуглецю в повітрі становить 0,04% (про.)» означає, що при парціальному тиску СО 2 , рівному тиску повітря, і при тій же температурі діоксид вуглецю, що міститься в повітрі, займе 0,04% загального обсягу, що займає повітря.

Контрольне завдання

1. Зіставити числа молекул, що містяться в 1 г NH 4 і в 1 г N 2 . У якому разі і у скільки разів число молекул більше?

2. Виразити у грамах масу однієї молекули діоксиду сірки.

4. Скільки молекул міститься в 5,00 мл хлору за нормальних умов?

4. Який обсяг за нормальних умов займають 27 10 21 молекул газу?

5. Виразити в грамах масу однієї молекули NО 2 -

6. Яке співвідношення обсягів, які займає 1 мол О 2 і 1 мол Оз (умови однакові)?

7. Взято рівні маси кисню, водню та метану за однакових умов. Знайти відношення обсягів узятих газів.

8. На питання, який обсяг займе 1 моль води за нормальних умов, отримано відповідь: 22,4 л. Чи правильна це відповідь?

9. Виразити у грамах масу однієї молекули HCl.

Скільки молекул діоксиду вуглецю знаходиться в 1 л повітря, якщо об'ємний вміст 2 становить 0,04% (умови нормальні)?

10. Скільки молей міститься в 1 м 4 будь-якого газу за нормальних умов?

11. Виразити в грамах масу однієї молекули Н2О-

12. Скільки молей кисню перебуває в 1 л повітря, якщо об'ємне

14. Скільки молей азоту знаходиться в 1 л повітря, якщо об'ємний вміст його становить 78% (умови нормальні)?

14. Взято рівні маси кисню, водню та азоту за однакових умов. Знайти відношення обсягів узятих газів.

15. Зіставити числа молекул, що містяться в 1 г NО 2 і в 1 г N 2 . У якому разі і у скільки разів число молекул більше?

16. Скільки молекул міститься у 2,00 мл водню за нормальних умов?

17. Виразити в грамах масу однієї молекули Н2О-

18. Який обсяг за нормальних умов займають 17 10 21 молекул газу?

ШВИДКІСТЬ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

При визначенні поняття швидкості хімічної реакціїнеобхідно розрізняти гомогенні та гетерогенні реакції. Якщо реакція протікає в гомогенній системі, наприклад, у розчині або суміші газів, то вона йде у всьому обсязі системи. Швидкістю гомогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється в результаті реакції за одиницю часу в одиниці обсягу системи. Оскільки відношення числа молей речовини до об'єму, в якому воно розподілене, є молярною концентрацією речовини, швидкість гомогенної реакції можна також визначити як зміна концентрації в одиницю часу будь-якої речовини: вихідного реагенту або продукту реакції. Щоб результат розрахунку завжди був позитивним, незалежно від того, виробляється він за реагентом або продуктом, у формулі використовується знак «±»:

Залежно від характеру реакції час може бути виражений у секундах, як вимагає система СІ, але й у хвилинах чи годинах. У результаті реакції величина її швидкості не стала, а безперервно змінюється: зменшується, оскільки зменшуються концентрації вихідних речовин. Наведений вище розрахунок дає середнє значення швидкості реакції за деякий інтервал часу Δτ = τ 2 – τ 1 . Справжня (миттєва) швидкість визначається як межа якого прагне відношення Δ З/ Δτ при Δτ → 0, тобто справжня швидкість дорівнює похідній концентрації за часом.

Для реакції, у рівнянні якої є стехіометричні коефіцієнти, що відрізняються від одиниці, значення швидкості, виражені за різними речовинами, неоднакові. Наприклад, для реакції А + 4В = D + 2Е витрата речовини А дорівнює одному молю, речовини В – трьом молям, прихід речовини Е – двом молям. Тому υ (А) = ⅓ υ (В) = υ (D) =½ υ (Е) або υ (Е). = ⅔ υ (В).

Якщо реакція протікає між речовинами, що у різних фазах гетерогенної системи, вона може йти тільки поверхні розділу цих фаз. Наприклад, взаємодія розчину кислоти та шматка металу відбувається лише на поверхні металу. Швидкістю гетерогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється в результаті реакції за одиницю часу на одиниці поверхні поділу фаз:

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації речовин, що реагують, виражається законом діючих мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин, зведених у ступені, рівні коефіцієнтам при формулах цих речовин у рівнянні реакції. Тоді для реакції

2А + В → продукти

справедливе співвідношення υ ~ · ЗА 2 · ЗВ, а для початку рівності вводиться коефіцієнт пропорційності kзваний константою швидкості реакції:

υ = k· ЗА 2 · ЗВ = k· [А] 2 · [В]

(молярні концентрації у формулах можуть позначатися як буквою Зз відповідним індексом, і формулою речовини, укладеної в квадратні дужки). Фізичний зміст константи швидкості реакції – швидкість реакції при концентраціях всіх речовин, що реагують, рівних 1 моль/л. Розмірність константи швидкості реакції залежить від числа співмножників у правій частині рівняння і може бути з -1; з -1 · (Л / моль); з –1 ·(л 2 /моль 2) тощо, тобто такий, щоб у будь-якому випадку при обчисленнях швидкість реакції виражалася в моль·л -1 ·с -1 .

Для гетерогенних реакцій до рівняння закону дії мас входять концентрації лише тих речовин, які перебувають у газовій фазі чи розчині. Концентрація речовини, що знаходиться в твердій фазі, представляє постійну величину і входить до константи швидкості, наприклад, для процесу горіння вугілля С + О 2 = СО 2 закон дії мас записується:

υ = k I·const··= k·,

де k= k IВ· const.

У системах, де одна або кілька речовин є газами, швидкість реакції залежить також від тиску. Наприклад, при взаємодії водню з парами йоду H 2 + I 2 =2HI швидкість хімічної реакції визначатиметься виразом:

υ = k··.

Якщо збільшити тиск, наприклад, в 4 рази, то в стільки ж разів зменшиться об'єм, який займає система, і, отже, у стільки ж разів збільшаться концентрації кожної з реагуючих речовин. Швидкість реакції у цьому випадку зросте у 9 разів

Залежність швидкості реакції від температуриописується правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакції збільшується у 2-4 рази. Це означає, що при підвищенні температури арифметичної прогресії швидкість хімічної реакції зростає в геометричній прогресії. Підставою у формулі прогресії є температурний коефіцієнт швидкості реакціїγ, що показує, у скільки разів збільшується швидкість цієї реакції (або, що те саме – константа швидкості) при зростанні температури на 10 градусів. Математично правило Вант-Гоффа виражається формулами:

або

де і - швидкості реакції відповідно при початковій t 1 та кінцевої t 2 температурах. Правило Вант-Гоффа може бути також виражено такими співвідношеннями:

; ; ; ,

де і – відповідно швидкість та константа швидкості реакції при температурі t; і – ті самі величини при температурі t +10n; n- Число «десятиградусних» інтервалів ( n =(t 2 –t 1)/10), куди змінилася температура (може бути числом цілим чи дробовим, позитивним чи негативним).

Контрольне завдання

1. Знайти значення константи швидкості реакції А + В -> АВ, якщо при концентраціях речовин А і В, рівних відповідно 0,05 та 0,01 моль/л, швидкість реакції дорівнює 5 10 -5 моль/(л-хв).

2. У скільки разів зміниться швидкість реакції 2А + В -> А2В, якщо концентрацію речовини А збільшити у 2 рази, а концентрацію речовини зменшити у 2 рази?

4. У скільки разів слід збільшити концентрацію речовини, В 2 у системі 2А 2 (р.) + В 2 (р.) = 2А 2 В(р.), щоб при зменшенні концентрації речовини А в 4 рази швидкість прямої реакції не змінилася ?

4. Через деякий час після початку реакції ЗА+В->2C+D концентрації речовин становили: [А] =0,04 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [З] = 0,008 моль/л. Які вихідні концентрації речовин А та В?

5. У системі СО + С12 = СОС12 концентрацію збільшили від 0,04 до 0,12 моль/л, а концентрацію хлору - від 0,02 до 0,06 моль/л. У скільки разів зросла швидкість прямої реакції?

6. Реакція між речовинами А та В виражається рівнянням: А + 2В → С. Початкові концентрації становлять: [А] 0 = 0,04 моль/л, [В] про = 0,05 моль/л. Константа швидкості реакції дорівнює 0,4. Знайти початкову швидкість реакції та швидкість реакції після деякого часу, коли концентрація речовини А зменшиться на 0,01 моль/л.

7. Як зміниться швидкість реакції 2СО + О2 = 2СО2 , що протікає в закритій посудині, якщо збільшити тиск у 2 рази?

8. Обчислити, скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо підвищити температуру системи від 20 °С до 100 °С, прийнявши значення температурного коефіцієнта швидкості реакції рівним 4.

9. Як зміниться швидкість реакції 2NO(r.) + 0 2 (р.) → 2N02(r.), якщо збільшити тиск у системі в 4 рази;

10. Як зміниться швидкість реакції 2NO(r.) + 0 2 (г.) → 2N02(r.), якщо зменшити об'єм системи у 4 рази?

11. Як зміниться швидкість реакції 2NO(r.) + 0 2 (г.) → 2N02(r.), якщо підвищити концентрацію NO у 4 рази?

12. Чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо зі збільшенням температури на 40 градусів швидкість реакції

зростає у 15,6 рази?

14. . Знайти значення константи швидкості реакції А + В -> АВ, якщо при концентраціях речовин А і В, рівних відповідно 0,07 та 0,09 моль/л, швидкість реакції дорівнює 2,7 10 -5 моль/(л-хв).

14. Реакція між речовинами А та В виражається рівнянням: А + 2В → С. Початкові концентрації становлять: [А] 0 = 0,01 моль/л, [В] про = 0,04 моль/л. Константа швидкості реакції дорівнює 0,5. Знайти початкову швидкість реакції та швидкість реакції після деякого часу, коли концентрація речовини А зменшиться на 0,01 моль/л.

15. Як зміниться швидкість реакції 2NO(r.) + 0 2 (г.) → 2N02(r.), якщо збільшити тиск у системі в 2 рази;

16. У системі СО + С12 = СОС12 концентрацію збільшили від 0,05 до 0,1 моль/л, а концентрацію хлору - від 0,04 до 0,06 моль/л. У скільки разів зросла швидкість прямої реакції?

17. Обчислити, скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо підвищити температуру системи від 20 °С до 80 °С, прийнявши значення температурного коефіцієнта швидкості реакції рівним 2.

18. Обчислити, у скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо підвищити температуру системи від 40 до 90 °С, прийнявши значення температурного коефіцієнта швидкості реакції рівним 4.

ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК. ОСВІТА Й СТРУКТУРА МОЛЕКУЛ

1. Які типи хімічного зв'язку Вам відомі? Наведіть приклад утворення іонного зв'язку методом валентних зв'язків.

2. Який хімічний зв'язок називають ковалентним? Що притаманно ковалентного типу зв'язку?

4. Якими властивостями характеризується ковалентний зв'язок? Покажіть це на прикладах.

4. Який тип хімічного зв'язку у молекулах Н 2; Cl 2 НС1?

5. Який характер мають зв'язки в молекулах NCI 4 , CS 2 , СО 2 ? Вкажіть для кожної з них напрямок усунення загальної електронної пари.

6. Який хімічний зв'язок називають іонним? Що притаманно іонного типу зв'язку?

7. Який тип зв'язку в молекулах NaCl, N 2 , Cl 2?

8. Зобразіть всі можливі способи перекривання s-орбіталі з р-орбіталлю; Вкажіть спрямованість зв'язку при цьому.

9. Поясніть донорно-акцепторний механізм ковалентного зв'язку на прикладі утворення іона фосфонію [РН 4]+.

10. У молекулах СО, С0 2 зв'язок полярний чи неполярний? Поясніть. Опишіть водневий зв'язок.

11. Чому деякі молекули, що мають полярні зв'язки, загалом неполярні?

12.Ковалентний або іонний тип зв'язку характерний для таких сполук: Nal, S0 2 , KF? Чому іонний зв'язок є граничним випадком ковалентного?

14. Що таке металевий зв'язок? Чим вона відрізняється від ковалентного зв'язку? Які властивості металів вона зумовлює?

14. Який характер зв'язків між атомами у молекулах; KHF 2 , Н 2 0, HNO ?

15. Чим пояснити високу міцність зв'язку між атомами в молекулі азоту N 2 та значно меншу у молекулі фосфору Р 4 ?

16 . Який зв'язок називають водневим? Чому для молекул H2S та НС1 на відміну від Н2О та HF утворення водневих зв'язків не характерне?

17. Який зв'язок називають іонним? Чи має іонний зв'язок властивостями насичуваності та спрямованості? Чому вона є граничним випадком ковалентного зв'язку?

18. Який тип зв'язку в молекулах NaCl, N 2 , Cl 2?

Молярний обсяг газу дорівнює відношенню обсягу газу кількості речовини цього газу, тобто.

V m = V(X)/n(X),

де V m - молярний обсяг газу - стала величина для будь-якого газу за даних умов;

V(X) – обсяг газу Х;

n(X) – кількість речовини газу Х.

Молярний обсяг газів за нормальних умов (нормальному тиску р н = 101 325 Па ≈ 101,3 кПа та температурі Т н =273,15 К ≈ 273 К) становить V m = 22,4 л/моль.

Закони ідеальних газів

У розрахунках, пов'язаних із газами, часто доводиться переходити від цих умов до нормальних чи навпаки. При цьому зручно користуватися формулою, що випливає з об'єднаного газового закону Бойля-Маріотта і Гей-Люссака:

pV / Т = p н V н / Т н

Де p-тиск; V – обсяг; Т-температура в шкалі Кельвіна; індекс "н" вказує на нормальні умови.

Об'ємна частка

Склад газових сумішей часто виражають з допомогою об'ємної частки - відношення обсягу даного компонента загальному обсягу системи, тобто.

φ(Х) = V(X) / V

де ? (Х) - об'ємна частка компонента Х;

V(X) – обсяг компонента Х;

V – обсяг системи.

Об'ємна частка - безрозмірна величина, її виражають у частках від одиниці або у відсотках.

Приклад 1. Який об'єм займе при температурі 20°З тиску 250 кПа аміак масою 51 г?

Приклад 2. Визначте об'єм, який займе за нормальних умов газова суміш, що містить водень, масою 1,4 г та азот, масою 5,6 г.

Закон об'ємних відносин

Як вирішити задачу з використанням Закону об'ємних відносин?

Закон об'ємних відносин: обсяги газів, що беруть участь у реакції, відносяться один до одного як невеликі цілі числа, рівні коефіцієнтам рівняння реакції.

Коефіцієнти в рівняннях реакцій показують числа об'ємів газоподібних речовин, що реагують і утворилися.

приклад. Обчисліть об'єм повітря, необхідний згоряння 112 л ацетилену.

1. Складаємо рівняння реакції:

2. На підставі закону об'ємних відносин обчислюємо обсяг кисню:

112/2 = Х/5, звідки Х = 112 · 5/2 = 280л

3. Визначаємо об'єм повітря:

V(повітря) = V(O 2) / φ(O 2)

V(пов.) = 280 / 0,2 = 1400 л.