Ceea ce se numește volumul molar al gazelor. Volumul unui mol de gaz în condiții normale

Înainte de a rezolva problemele, ar trebui să cunoașteți formulele și regulile de a găsi volumul de gaz. Ar trebui să ne amintim legea lui Avogadro. Și volumul de gaz în sine poate fi calculat folosind mai multe formule, alegând-o pe cea potrivită dintre ele. La selectarea formulei necesare, condițiile de mediu, în special temperatura și presiunea, sunt de mare importanță.

legea lui Avogadro

Se spune că la aceeași presiune și aceeași temperatură, aceleași volume de gaze diferite vor conține același număr de molecule. Numărul de molecule de gaz conținute într-un mol este numărul lui Avogadro. Din această lege rezultă că: 1 Kmol (kilomol) dintr-un gaz ideal, orice gaz, la aceeași presiune și temperatură (760 mm Hg și t = 0*C) ocupă întotdeauna un volum = 22,4136 m3.

Cum se determină volumul de gaz

• Formula V=n*Vm poate fi găsită cel mai adesea în probleme. Aici volumul de gaz în litri este V, Vm este volumul molar de gaz (l/mol), care în condiții normale = 22,4 l/mol, iar n este cantitatea de substanță în moli. Când condițiile nu au cantitatea unei substanțe, dar există o masă a substanței, atunci procedăm astfel: n=m/M. Aici M este g/mol (masa molară a substanței), iar masa substanței în grame este m. În tabelul periodic este scris sub fiecare element, ca masa atomică a acestuia. Să adunăm toate masele și să obținem cea dorită.
• Deci, cum se calculează volumul de gaz. Iată sarcina: dizolvați 10 g de aluminiu în acid clorhidric. Întrebare: cât de mult hidrogen poate fi eliberat tu.? Ecuația reacției arată astfel: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. La început, găsim aluminiul (cantitatea) care a reacționat după formula: n(Al)=m(Al)/M(Al). Luăm masa aluminiului (molar) din tabelul periodic M(Al) = 27 g/mol. Să înlocuim: n(Al)=10/27=0,37 mol. Din ecuația chimică se poate observa că la dizolvarea a 2 moli de aluminiu se formează 3 moli de hidrogen. Este necesar să se calculeze cât hidrogen va fi eliberat din 0,4 moli de aluminiu: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Să înlocuim datele în formulă și să găsim volumul acestui gaz. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

Una dintre unitățile de bază din Sistemul Internațional de Unități (SI) este Unitatea de măsură a unei substanțe este molul.

Cârtiță – aceasta este cantitatea de substanță care conține tot atâtea unități structurale ale unei substanțe date (molecule, atomi, ioni etc.) câte atomi de carbon sunt conținute în 0,012 kg (12 g) dintr-un izotop de carbon 12 CU .

Având în vedere că valoarea masei atomice absolute pentru carbon este egală cu m(C) = 1,99 10  26 kg, se poate calcula numărul de atomi de carbon N A, conținut în 0,012 kg de carbon.

Un mol din orice substanță conține același număr de particule din această substanță (unități structurale). Numărul de unități structurale conținute într-o substanță cu o cantitate de un mol este 6,02 10 23 si se numeste numărul lui Avogadro (N A ).

De exemplu, un mol de cupru conține 6,02 10 23 atomi de cupru (Cu), iar un mol de hidrogen (H 2) conține 6,02 10 23 molecule de hidrogen.

Masă molară(M) este masa unei substanțe luate într-o cantitate de 1 mol.

Masa molară este desemnată cu litera M și are dimensiunea [g/mol]. În fizică ei folosesc unitatea [kg/kmol].

În cazul general, valoarea numerică a masei molare a unei substanțe coincide numeric cu valoarea masei sale moleculare relative (atomice relativă).

De exemplu, greutatea moleculară relativă a apei este:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

Masa molară a apei are aceeași valoare, dar se exprimă în g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Astfel, un mol de apă care conține 6,02 10 23 molecule de apă (respectiv 2 6,02 10 23 atomi de hidrogen și 6,02 10 23 atomi de oxigen) are o masă de 18 grame. Apa, cu o cantitate de substanță de 1 mol, conține 2 moli de atomi de hidrogen și un mol de atomi de oxigen.

1.3.4. Relația dintre masa unei substanțe și cantitatea acesteia

Cunoscând masa unei substanțe și formula ei chimică și, prin urmare, valoarea masei sale molare, puteți determina cantitatea de substanță și, dimpotrivă, cunoscând cantitatea de substanță, puteți determina masa acesteia. Pentru astfel de calcule ar trebui să utilizați formulele:

unde ν este cantitatea de substanță, [mol]; m– masa substanței, [g] sau [kg]; M – masa molară a substanței, [g/mol] sau [kg/kmol].

De exemplu, pentru a găsi masa de sulfat de sodiu (Na 2 SO 4) într-o cantitate de 5 moli, găsim:

1) valoarea masei moleculare relative a Na 2 SO 4, care este suma valorilor rotunjite ale maselor atomice relative:

Мr(Na2SO4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) o valoare egală numeric a masei molare a substanței:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) și, în final, masa a 5 moli de sulfat de sodiu:

m = ν M = 5 mol · 142 g/mol = 710 g.

Raspuns: 710.

1.3.5. Relația dintre volumul unei substanțe și cantitatea acesteia

În condiții normale (n.s.), adică la presiune R , egal cu 101325 Pa (760 mm Hg) și temperatură T, egal cu 273,15 K (0 С), un mol de gaze și vapori diferiți ocupă același volum egal cu 22,4 l.

Se numește volumul ocupat de 1 mol de gaz sau vapori la nivelul solului volumul molargaz și are dimensiunea litru pe mol.

V mol = 22,4 l/mol.

Cunoscând cantitatea de substanță gazoasă (ν ) Și valoarea volumului molar (V mol) puteți calcula volumul său (V) în condiții normale:

V = ν V mol,

unde ν este cantitatea de substanță [mol]; V – volumul substanței gazoase [l]; V mol = 22,4 l/mol.

Și, invers, cunoscând volumul ( V) a unei substanțe gazoase în condiții normale, se poate calcula cantitatea acesteia (ν). :

Unde m este masa, M este masa molară, V este volumul.

4. Legea lui Avogadro.Înființată de fizicianul italian Avogadro în 1811. Volume identice ale oricăror gaze, luate la aceeași temperatură și aceeași presiune, conțin același număr de molecule.

Astfel, putem formula conceptul de cantitate de substanță: 1 mol dintr-o substanță conține un număr de particule egal cu 6,02 * 10 23 (numit constanta lui Avogadro)

Consecința acestei legi este că În condiții normale (P 0 = 101,3 kPa și T 0 = 298 K), 1 mol de orice gaz ocupă un volum egal cu 22,4 litri.

5. Legea Boyle-Mariotte

La temperatură constantă, volumul unei cantități date de gaz este invers proporțional cu presiunea sub care se află:

6. Legea lui Gay-Lussac

La presiune constantă, modificarea volumului gazului este direct proporțională cu temperatura:

V/T = const.

7. Relația dintre volumul gazului, presiune și temperatură poate fi exprimată Legea combinată Boyle-Mariotte și Gay-Lussac, care este folosit pentru a converti volumele de gaz de la o condiție la alta:

P 0 , V 0 , T 0 - presiunea de volum şi temperatură în condiţii normale: P 0 =760 mm Hg. Artă. sau 101,3 kPa; T 0 = 273 K (0 0 C)

8. Evaluarea independentă a valorii moleculare mase M se poate face folosind așa-numitul ecuațiile de stare ale gazelor ideale sau ecuațiile Clapeyron-Mendeleev :

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

Unde R - presiunea gazului într-un sistem închis, V- volumul sistemului, T - masa de gaz, T - temperatura absoluta, R- constanta universală a gazului.

Rețineți că valoarea constantei R poate fi obținut prin înlocuirea valorilor care caracterizează un mol de gaz în condiții normale în ecuația (1.1):

r = (p V)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Exemple de rezolvare a problemelor

Exemplul 1. Aducerea volumului de gaz la condiții normale.

Ce volum (n.s.) va fi ocupat de 0,4×10 -3 m 3 de gaz situat la 50 0 C şi o presiune de 0,954×10 5 Pa?

Soluţie. Pentru a aduce volumul de gaz la condiții normale, utilizați o formulă generală care combină legile Boyle-Mariotte și Gay-Lussac:

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

Volumul gazului (n.s.) este egal cu , unde T 0 = 273 K; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

m 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

La (normă) gazul ocupă un volum egal cu 0,32×10 -3 m 3 .

Exemplul 2. Calculul densității relative a unui gaz din greutatea sa moleculară.

Calculați densitatea etanului C 2 H 6 pe baza hidrogenului și a aerului.

Soluţie. Din legea lui Avogadro rezultă că densitatea relativă a unui gaz la altul este egală cu raportul maselor moleculare ( M h) din aceste gaze, i.e. D=M1/M2. Dacă M 1 C2H6 = 30, M 2 H2 = 2, greutatea moleculară medie a aerului este 29, apoi densitatea relativă a etanului în raport cu hidrogenul este D H2 = 30/2 =15.

Densitatea relativă a etanului în aer: D aer= 30/29 = 1,03, adică etanul este de 15 ori mai greu decât hidrogenul și de 1,03 ori mai greu decât aerul.

Exemplul 3. Determinarea masei moleculare medii a unui amestec de gaze prin densitatea relativa.

Calculați greutatea moleculară medie a unui amestec de gaze format din 80% metan și 20% oxigen (în volum), folosind densitățile relative ale acestor gaze în raport cu hidrogenul.

Soluţie. Adesea calculele se fac conform regulii de amestecare, care prevede că raportul dintre volumele de gaze dintr-un amestec de gaze cu două componente este invers proporțional cu diferențele dintre densitatea amestecului și densitățile gazelor care alcătuiesc acest amestec. . Să notăm densitatea relativă a amestecului de gaze în raport cu hidrogenul cu D H2. va fi mai mare decât densitatea metanului, dar mai mică decât densitatea oxigenului:

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

Densitatea hidrogenului acestui amestec de gaze este de 9,6. greutatea moleculară medie a amestecului de gaze M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Exemplul 4. Calculul masei molare a unui gaz.

Masa de 0,327×10 -3 m 3 gaz la 13 0 C și o presiune de 1,040×10 5 Pa este egală cu 0,828×10 -3 kg. Calculați masa molară a gazului.

Soluţie. Masa molară a unui gaz poate fi calculată folosind ecuația Mendeleev-Clapeyron:

Unde m– masa gazului; M– masa molară a gazului; R– constantă de gaz molară (universală), a cărei valoare este determinată de unitățile de măsură acceptate.

Dacă presiunea este măsurată în Pa și volumul în m3, atunci R=8,3144×103 J/(kmol×K).

Unde m este masa, M este masa molară, V este volumul.

4. Legea lui Avogadro.Înființată de fizicianul italian Avogadro în 1811. Volume identice ale oricăror gaze, luate la aceeași temperatură și aceeași presiune, conțin același număr de molecule.

Astfel, putem formula conceptul de cantitate de substanță: 1 mol dintr-o substanță conține un număr de particule egal cu 6,02 * 10 23 (numit constanta lui Avogadro)

Consecința acestei legi este că În condiții normale (P 0 = 101,3 kPa și T 0 = 298 K), 1 mol de orice gaz ocupă un volum egal cu 22,4 litri.

5. Legea Boyle-Mariotte

La temperatură constantă, volumul unei cantități date de gaz este invers proporțional cu presiunea sub care se află:

6. Legea lui Gay-Lussac

La presiune constantă, modificarea volumului gazului este direct proporțională cu temperatura:

V/T = const.

7. Relația dintre volumul gazului, presiune și temperatură poate fi exprimată Legea combinată Boyle-Mariotte și Gay-Lussac, care este folosit pentru a converti volumele de gaz de la o condiție la alta:

P 0 , V 0 , T 0 - presiunea de volum şi temperatură în condiţii normale: P 0 =760 mm Hg. Artă. sau 101,3 kPa; T 0 = 273 K (0 0 C)

8. Evaluarea independentă a valorii moleculare mase M se poate face folosind așa-numitul ecuațiile de stare ale gazelor ideale sau ecuațiile Clapeyron-Mendeleev :

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

Unde R - presiunea gazului într-un sistem închis, V- volumul sistemului, T - masa de gaz, T - temperatura absoluta, R- constanta universală a gazului.

Rețineți că valoarea constantei R poate fi obținut prin înlocuirea valorilor care caracterizează un mol de gaz în condiții normale în ecuația (1.1):

r = (p V)/(T)=(101,325 kPa 22,4 l)/(1 mol 273K)=8,31J/mol.K)

Exemple de rezolvare a problemelor

Exemplul 1. Aducerea volumului de gaz la condiții normale.

Ce volum (n.s.) va fi ocupat de 0,4×10 -3 m 3 de gaz situat la 50 0 C şi o presiune de 0,954×10 5 Pa?

Soluţie. Pentru a aduce volumul de gaz la condiții normale, utilizați o formulă generală care combină legile Boyle-Mariotte și Gay-Lussac:

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

Volumul gazului (n.s.) este egal cu, unde T 0 = 273 K; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa; T = 273 + 50 = 323 K;

M 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

La (normă) gazul ocupă un volum egal cu 0,32×10 -3 m 3 .

Exemplul 2. Calculul densității relative a unui gaz din greutatea sa moleculară.

Calculați densitatea etanului C 2 H 6 pe baza hidrogenului și a aerului.

Soluţie. Din legea lui Avogadro rezultă că densitatea relativă a unui gaz la altul este egală cu raportul maselor moleculare ( M h) din aceste gaze, i.e. D=M1/M2. Dacă M 1 C2H6 = 30, M 2 H2 = 2, greutatea moleculară medie a aerului este 29, apoi densitatea relativă a etanului în raport cu hidrogenul este D H2 = 30/2 =15.

Densitatea relativă a etanului în aer: D aer= 30/29 = 1,03, adică etanul este de 15 ori mai greu decât hidrogenul și de 1,03 ori mai greu decât aerul.

Exemplul 3. Determinarea masei moleculare medii a unui amestec de gaze prin densitatea relativa.

Calculați greutatea moleculară medie a unui amestec de gaze format din 80% metan și 20% oxigen (în volum), folosind densitățile relative ale acestor gaze în raport cu hidrogenul.

Soluţie. Adesea calculele se fac conform regulii de amestecare, care prevede că raportul dintre volumele de gaze dintr-un amestec de gaze cu două componente este invers proporțional cu diferențele dintre densitatea amestecului și densitățile gazelor care alcătuiesc acest amestec. . Să notăm densitatea relativă a amestecului de gaze în raport cu hidrogenul cu D H2. va fi mai mare decât densitatea metanului, dar mai mică decât densitatea oxigenului:

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

Densitatea hidrogenului acestui amestec de gaze este de 9,6. greutatea moleculară medie a amestecului de gaze M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Exemplul 4. Calculul masei molare a unui gaz.

Masa de 0,327×10 -3 m 3 gaz la 13 0 C și o presiune de 1,040×10 5 Pa este egală cu 0,828×10 -3 kg. Calculați masa molară a gazului.

Soluţie. Masa molară a unui gaz poate fi calculată folosind ecuația Mendeleev-Clapeyron:

Unde m– masa gazului; M– masa molară a gazului; R– constantă de gaz molară (universală), a cărei valoare este determinată de unitățile de măsură acceptate.

Dacă presiunea este măsurată în Pa și volumul în m3, atunci R=8,3144×103 J/(kmol×K).

3.1. Atunci când se efectuează măsurători ale aerului atmosferic, aerului din zona de lucru, precum și ale emisiilor industriale și hidrocarburilor din conductele de gaz, există o problemă de aducere a volumelor de aer măsurate la condiții normale (standard). Adesea, în practică, atunci când se fac măsurători ale calității aerului, concentrațiile măsurate nu sunt recalculate în condiții normale, rezultând rezultate nesigure.

Iată un extras din Standard:

„Măsurătorile conduc la condiții standard folosind următoarea formulă:

C 0 = C 1 * P 0 T 1 / P 1 T 0

unde: C 0 - rezultat exprimat în unități de masă pe unitatea de volum de aer, kg / metru cub. m, sau cantitatea de substanță pe unitatea de volum de aer, mol/cubic. m, la temperatură și presiune standard;

C 1 - rezultat exprimat în unități de masă pe unitatea de volum de aer, kg/metru cub. m, sau cantitatea de substanță pe unitate de volum

aer, mol/pui. m, la temperatura T1, K și presiunea P1, kPa.”

Formula de reducere la condiții normale într-o formă simplificată are forma (2)

C 1 = C 0 * f, unde f = P 1 T 0 / P 0 T 1

factor de conversie standard pentru normalizare. Parametrii aerului și impurităților sunt măsurați la diferite valori de temperatură, presiune și umiditate. Rezultatele oferă condiții standard pentru compararea parametrilor măsurați de calitate a aerului în diferite locații și climate diferite.

3.2 Condiții normale ale industriei

Condițiile normale sunt condiții fizice standard cu care proprietățile substanțelor sunt de obicei legate (temperatura și presiunea standard, STP). Condițiile normale sunt definite de IUPAC (Uniunea Internațională de Chimie Practică și Aplicată) după cum urmează: Presiunea atmosferică 101325 Pa = 760 mm Hg Temperatura aerului 273,15 K = 0° C.

Condițiile standard (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) sunt temperatura și presiunea ambiantă normale: presiunea 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. Art.; temperatura 298,15 K = 25 °C.

Alte domenii.

Măsurătorile calității aerului.

Rezultatele măsurării concentrațiilor de substanțe nocive în aerul zonei de lucru conduc la următoarele condiții: temperatură 293 K (20 ° C) și presiune 101,3 kPa (760 mm Hg).

Parametrii aerodinamici ai emisiilor de poluanți trebuie măsurați în conformitate cu standardele guvernamentale actuale. Volumele de gaze de evacuare obținute din rezultatele măsurătorilor instrumentale trebuie reduse la condiții normale (normă): 0°C, 101,3 kPa..

Aviaţie.

Organizația Aviației Civile Internaționale (ICAO) definește atmosfera standard internațională (ISA) ca fiind nivelul mării cu o temperatură de 15 °C, o presiune atmosferică de 101325 Pa și o umiditate relativă de 0%. Acești parametri sunt utilizați la calcularea mișcării aeronavei.

Industria gazelor.

Industria gazelor din Federația Rusă, atunci când efectuează plăți către consumatori, utilizează condiții atmosferice în conformitate cu GOST 2939-63: temperatură 20 ° C (293,15 K); presiune 760 mm Hg. Artă. (101325 N/m²); umiditatea este 0. Astfel, masa unui metru cub de gaz conform GOST 2939-63 este puțin mai mică decât în ​​condiții normale „chimice”.

Teste

Pentru a testa mașinile, instrumentele și alte produse tehnice, următoarele sunt considerate valori normale ale factorilor climatici la testarea produselor (condiții de testare climatică normală):

Temperatura - plus 25°±10°С; Umiditate relativa - 45-80%

Presiune atmosferică 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Verificarea instrumentelor de măsură

Valorile nominale ale celor mai comune cantități normale de influență sunt selectate după cum urmează: Temperatura - 293 K (20 ° C), presiunea atmosferică - 101,3 kPa (760 mm Hg).

Raționalizarea

Orientările privind stabilirea standardelor de calitate a aerului indică faptul că concentrațiile maxime admise în aerul atmosferic sunt stabilite în condiții normale de interior, i.e. 20 C și 760 mm. rt. Artă.

Denumiri de acizi sunt formate din denumirea rusă a atomului central al acidului cu adăugarea de sufixe și terminații. Dacă starea de oxidare a atomului central al acidului corespunde numărului de grup din Tabelul periodic, atunci denumirea se formează folosind cel mai simplu adjectiv din denumirea elementului: H 2 SO 4 - acid sulfuric, HMnO 4 - acid mangan . Dacă elementele formatoare de acid au două stări de oxidare, atunci starea intermediară de oxidare se notează cu sufixul –ist-: H 2 SO 3 – acid sulfuros, HNO 2 – acid azot. Sunt folosite diverse sufixe pentru denumirile acizilor halogen care au multe stări de oxidare: exemple tipice sunt HClO 4 - clor n acid, HClO 3 – clor novat acid, HClO 2 – clor ist acid, HClO – clor novatist acid ic (acidul fără oxigen HCl se numește acid clorhidric - de obicei acid clorhidric). Acizii pot diferi în ceea ce privește numărul de molecule de apă care hidratează oxidul. Acizii care conțin cel mai mare număr de atomi de hidrogen se numesc ortoacizi: H 4 SiO 4 - acid ortosilicic, H 3 PO 4 - acid ortofosforic. Acizii care conțin 1 sau 2 atomi de hidrogen se numesc metaacizi: H 2 SiO 3 - acid metasilicic, HPO 3 - acid metafosforic. Se numesc acizi care conțin doi atomi centrali di acizi: H 2 S 2 O 7 – acid disulfuric, H 4 P 2 O 7 – acid difosforic.

Denumirile compușilor complecși sunt formate în același mod ca denumiri de săruri, dar cationului sau anionului complex i se dă o denumire sistematică, adică se citește de la dreapta la stânga: K 3 - hexafluoroferrat(III) de potasiu, SO 4 - sulfat de cupru(II) tetraamină.

Denumiri de oxizi sunt formate folosind cuvântul „oxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central al oxidului, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al 2 O 3 - oxid de aluminiu, Fe 2 O 3 - fier (III) oxid.

Numele bazelor se formează folosind cuvântul „hidroxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central de hidroxid, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al(OH) 3 - hidroxid de aluminiu, Fe(OH) 3 - fier (III) hidroxid.

Numele compușilor cu hidrogen se formează în funcţie de proprietăţile acido-bazice ale acestor compuşi. Pentru compușii gazoși formatori de acid cu hidrogen se folosesc următoarele denumiri: H 2 S – sulfan (hidrogen sulfurat), H 2 Se – selan (hidrogen selenidură), HI – hidrogen iodură; soluțiile lor în apă se numesc hidrogen sulfurat, respectiv acizi hidroselenic și respectiv iodhidric. Pentru unii compuși cu hidrogen se folosesc denumiri speciale: NH 3 - amoniac, N 2 H 4 - hidrazină, PH 3 - fosfină. Compușii cu hidrogen având o stare de oxidare de –1 se numesc hidruri: NaH este hidrură de sodiu, CaH 2 este hidrură de calciu.

Denumiri de săruri sunt formate din denumirea latină a atomului central al reziduului acid cu adăugarea de prefixe și sufixe. Numele sărurilor binare (cu două elemente) sunt formate folosind sufixul - eid: NaCl – clorură de sodiu, Na 2 S – sulfură de sodiu. Dacă atomul central al unui reziduu acid care conține oxigen are două stări de oxidare pozitive, atunci cea mai mare stare de oxidare este indicată cu sufixul - la: Na 2 SO 4 – sulf la sodiu, KNO 3 – nitr la potasiu, iar cea mai scăzută stare de oxidare este sufixul - aceasta: Na 2 SO 3 – sulf aceasta sodiu, KNO 2 – nitr aceasta potasiu Pentru a denumi sărurile cu halogen care conțin oxigen, se folosesc prefixe și sufixe: KClO 4 – BANDĂ clor la potasiu, Mg(ClO 3) 2 – clor la magneziu, KClO 2 – clor aceasta potasiu, KClO - hipo clor aceasta potasiu

Saturație covalentăsconexiunepentru ea– se manifestă prin faptul că în compușii elementelor s- și p nu există electroni neperechi, adică toți electronii neperechi ai atomilor formează perechi de electroni de legătură (excepțiile sunt NO, NO 2, ClO 2 și ClO 3).

Perechile de electroni singuri (LEP) sunt electroni care ocupă orbitalii atomici în perechi. Prezența NEP determină capacitatea anionilor sau moleculelor de a forma legături donor-acceptor ca donatori de perechi de electroni.

Electronii nepereche sunt electroni ai unui atom, continuți unul într-un orbital. Pentru elementele s și p, numărul de electroni nepereche determină câte perechi de electroni de legătură poate forma un anumit atom cu alți atomi prin mecanismul de schimb. Metoda legăturii de valență presupune că numărul de electroni nepereche poate fi crescut cu perechi de electroni singuri dacă există orbiti liberi în nivelul electronilor de valență. În majoritatea compușilor elementelor s și p nu există electroni neperechi, deoarece toți electronii neperechi ai atomilor formează legături. Cu toate acestea, moleculele cu electroni neperechi există, de exemplu, NO, NO 2, au reactivitate crescută și tind să formeze dimeri ca N 2 O 4 datorită electronilor neperechi.

Concentrație normală - acesta este numărul de alunițe echivalente in 1 litru de solutie.

Conditii normale - temperatura 273K (0 o C), presiune 101,3 kPa (1 atm).

Mecanisme de schimb și donor-acceptor de formare a legăturilor chimice. Formarea legăturilor covalente între atomi poate avea loc în două moduri. Dacă formarea unei perechi de electroni de legătură are loc din cauza electronilor neperechi ai ambilor atomi legați, atunci această metodă de formare a unei perechi de electroni de legătură se numește mecanism de schimb - atomii fac schimb de electroni, iar electronii de legătură aparțin ambilor atomi legați. Dacă perechea de electroni de legătură este formată din cauza perechii de electroni singure a unui atom și a orbitalului vacant al altui atom, atunci o astfel de formare a perechii de electroni de legătură este un mecanism donor-acceptor (vezi. metoda legăturii de valență).

Reacții ionice reversibile - acestea sunt reacții în care se formează produse care sunt capabile să formeze substanțe inițiale (dacă ținem cont de ecuația scrisă, atunci despre reacțiile reversibile putem spune că pot proceda într-o direcție sau alta cu formarea de electroliți slabi sau slab solubili). compuși). Reacțiile ionice reversibile sunt adesea caracterizate prin conversie incompletă; întrucât în ​​timpul unei reacții ionice reversibile se formează molecule sau ioni care provoacă o deplasare către produșii de reacție inițiali, adică par să „încetinească” reacția. Reacțiile ionice reversibile sunt descrise folosind semnul ⇄, iar cele ireversibile - semnul →. Un exemplu de reacție ionică reversibilă este reacția H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, iar un exemplu de reacție ireversibilă este S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agenti oxidanti – substanţe în care în timpul reacţiilor redox scad stările de oxidare ale unor elemente.

Dualitate redox - capacitatea substanțelor de a acționa în reacții redox ca agent oxidant sau reducător în funcție de partener (de exemplu, H2O2, NaNO2).

Reacții redox(OVR) – Acestea sunt reacții chimice în timpul cărora se modifică stările de oxidare ale elementelor substanțelor care reacţionează.

Potential de oxidare-reducere - o valoare care caracterizează capacitatea redox (rezistența) atât a agentului oxidant, cât și a agentului reducător care formează semireacția corespunzătoare. Astfel, potențialul redox al perechii Cl 2 /Cl -, egal cu 1,36 V, caracterizează clorul molecular ca agent de oxidare și ionul de clorură ca agent reducător.

oxizi - compuși ai elementelor cu oxigen în care oxigenul are o stare de oxidare de –2.

Interacțiuni de orientare– interacțiuni intermoleculare ale moleculelor polare.

osmoza - fenomenul de transfer al moleculelor de solvent pe o membrană semipermeabilă (permeabilă doar la solvent) către o concentrație mai mică de solvent.

Presiune osmotica - Proprietatea fizico-chimică a soluțiilor datorită capacității membranelor de a trece numai molecule de solvent. Presiunea osmotică dintr-o soluție mai puțin concentrată egalizează viteza de penetrare a moleculelor de solvent în ambele părți ale membranei. Presiunea osmotică a unei soluții este egală cu presiunea unui gaz în care concentrația de molecule este aceeași cu concentrația de particule din soluție.

bazele Arrhenius - substanțe care desprind ionii de hidroxid în timpul disocierii electrolitice.

baze Bronsted - compuși (molecule sau ioni de tip S 2-, HS -) care pot atașa ioni de hidrogen.

Terenuri conform lui Lewis (bazele lui Lewis) – compuși (molecule sau ioni) cu perechi singure de electroni capabili să formeze legături donor-acceptor. Cea mai comună bază Lewis sunt moleculele de apă, care au proprietăți puternice de donator.