كيفية العثور على الحجم المولي الحجم المولي للغاز

: V = n*Vm، حيث V هو حجم الغاز (l)، n هو كمية المادة (mol)، Vm هو الحجم المولي للغاز (l/mol)، في الوضع الطبيعي (norm) هي قيمة قياسية ويساوي 22.4 لتر/مول. ويحدث أن الحالة لا تحتوي على كمية مادة، ولكن هناك كتلة من مادة معينة، فنقوم بذلك: n = m/M، حيث m هي كتلة المادة (g)، M هي الكتلة الكتلة المولية للمادة (جم/مول). نجد الكتلة المولية باستخدام الجدول D.I. مندليف: تحت كل عنصر كتلته الذرية، اجمع كل الكتل لتحصل على ما نحتاج إليه. لكن مثل هذه المهام نادرة جدًا، وعادةً ما تكون موجودة في المهام. يتغير حل مثل هذه المشاكل قليلاً. دعونا نلقي نظرة على مثال.

ما حجم الهيدروجين الذي سيتم إطلاقه في الظروف العادية إذا تم إذابة الألومنيوم الذي يبلغ وزنه 10.8 جم في كمية زائدة من حمض الهيدروكلوريك.

إذا كنا نتعامل مع نظام غاز، فإن الصيغة التالية تكون: q(x) = V(x)/V، حيث q(x)(phi) هو الكسر الخاص بالمكون، V(x) هو حجم المكون (ل)، الخامس – حجم النظام (ل). لإيجاد حجم المكون، نحصل على الصيغة: V(x) = q(x)*V. وإذا كان من الضروري إيجاد حجم النظام، إذن: V = V(x)/q(x).

يرجى الملاحظة

هناك صيغ أخرى لإيجاد الحجم، لكن إذا كنت بحاجة إلى إيجاد حجم الغاز، فإن الصيغ المذكورة في هذه المقالة فقط هي المناسبة.

مصادر:

• "دليل الكيمياء"، ج.ب. خومشينكو، 2005.
• كيفية العثور على مقدار العمل
• أوجد حجم الهيدروجين أثناء التحليل الكهربائي لمحلول ZnSO4

الغاز المثالي هو الغاز الذي يكون التفاعل بين جزيئاته ضئيلًا. بالإضافة إلى الضغط، تتميز حالة الغاز بدرجة الحرارة والحجم. تنعكس العلاقات بين هذه المعلمات في قوانين الغاز.

تعليمات

يتناسب ضغط الغاز بشكل مباشر مع درجة حرارته، وكمية المادة، ويتناسب عكسيا مع حجم الوعاء الذي يشغله الغاز. معامل التناسب هو ثابت الغاز العالمي R، ويساوي تقريبًا 8.314. ويقاس بالجول مقسوما على الشامات و .

يشكل هذا الموقف الاعتماد الرياضي P=νRT/V، حيث ν هي كمية المادة (mol)، R=8.314 هو ثابت الغاز العالمي (J/mol K)، T هي درجة حرارة الغاز، V هو الحجم. يتم التعبير عن الضغط في . يمكن التعبير عنها بـ و، حيث أن 1 atm = 101.325 كيلو باسكال.

الاعتماد المدروس هو نتيجة لمعادلة Mendeleev-Clapeyron PV=(m/M) RT. هنا m هي كتلة الغاز (g)، M هي كتلته المولية (g/mol)، والكسر m/M يعطي الكمية الإجمالية للمادة ν، أو عدد الشامات. معادلة مندليف-كلابيرون صالحة لجميع الغازات التي يمكن أخذها بعين الاعتبار. هذا جسدي

تدرس الفيزياء الجزيئية خصائص الأجسام بناءً على سلوك الجزيئات الفردية. إن جميع العمليات المرئية تحدث على مستوى تفاعل أصغر الجزيئات؛ وما نراه بالعين المجردة ما هو إلا نتيجة لهذه الارتباطات العميقة الدقيقة.

المفاهيم الأساسية

يُنظر أحيانًا إلى الفيزياء الجزيئية على أنها مكمل نظري للديناميكا الحرارية. بعد أن ظهرت في وقت سابق بكثير، تعاملت الديناميكا الحرارية مع دراسة انتقال الحرارة إلى عمل، محققة أهدافًا عملية بحتة. ولم تقدم مبررًا نظريًا، واصفة فقط نتائج التجارب. ظهرت المفاهيم الأساسية للفيزياء الجزيئية لاحقًا في القرن التاسع عشر.

وهي تدرس تفاعل الأجسام على المستوى الجزيئي، مسترشدة بطريقة إحصائية تحدد أنماط الحركات الفوضوية للجزيئات الدنيا - الجزيئات. الفيزياء الجزيئية والديناميكا الحرارية يكمل كل منهما الآخر،النظر في العمليات من وجهات نظر مختلفة. في الوقت نفسه، لا تهتم الديناميكا الحرارية بالعمليات الذرية، وتتعامل فقط مع الأجسام العيانية، وعلى العكس من ذلك، تنظر الفيزياء الجزيئية إلى أي عملية على وجه التحديد من وجهة نظر تفاعل الوحدات الهيكلية الفردية.

جميع المفاهيم والعمليات لها تسمياتها الخاصة ويتم وصفها بواسطة صيغ خاصة تمثل بشكل أوضح تفاعلات وتبعيات معلمات معينة مع بعضها البعض. تتقاطع العمليات والظواهر في مظاهرها؛ ويمكن أن تحتوي الصيغ المختلفة على نفس الكميات ويتم التعبير عنها بطرق مختلفة.

كمية المادة

تحدد كمية المادة العلاقة بين (الكتلة) وعدد الجزيئات التي تحتويها تلك الكتلة. والحقيقة هي أن المواد المختلفة التي لها نفس الكتلة لها أعداد مختلفة من الجزيئات الدنيا. لا يمكن فهم العمليات التي تحدث على المستوى الجزيئي إلا من خلال النظر بدقة في عدد الوحدات الذرية المشاركة في التفاعلات. وحدة قياس كمية المادة،المعتمدة في نظام SI، - الخلد.

انتباه!يحتوي المول الواحد دائمًا على نفس العدد من الجسيمات الدنيا. يُسمى هذا الرقم برقم أفوجادرو (أو الثابت) ويساوي 6.02x1023.

يستخدم هذا الثابت في الحالات التي تتطلب فيها الحسابات مراعاة التركيب المجهري لمادة معينة. من الصعب التعامل مع عدد الجزيئات، حيث يتعين عليك التعامل مع أعداد ضخمة، لذلك يتم استخدام المول - وهو رقم يحدد عدد الجزيئات لكل وحدة كتلة.

صيغة تحديد كمية المادة:

يتم حساب كمية المادة في حالات مختلفة، ويستخدم في العديد من الصيغ وهو ذو قيمة مهمة في الفيزياء الجزيئية.

ضغط الغاز

يعد ضغط الغاز كمية مهمة ليس لها أهمية نظرية فحسب، بل لها أهمية عملية أيضًا. دعونا نلقي نظرة على صيغة ضغط الغاز المستخدمة في الفيزياء الجزيئية، مع التوضيحات اللازمة لفهم أفضل.

لتجميع الصيغة، سيكون عليك إجراء بعض التبسيطات. الجزيئات هي أنظمة معقدة، وجود هيكل متعدد المراحل. وللتبسيط نعتبر جزيئات الغاز الموجودة في وعاء معين بمثابة كرات مرنة متجانسة لا تتفاعل مع بعضها البعض (الغاز المثالي).

سيتم أيضًا اعتبار سرعة حركة الجزيئات الدنيا هي نفسها. ومن خلال تقديم مثل هذه التبسيطات، التي لا تغير الوضع الحقيقي بشكل كبير، يمكننا استخلاص التعريف التالي: ضغط الغاز هو القوة التي تمارسها تأثيرات جزيئات الغاز على جدران الأوعية.

وفي الوقت نفسه، مع الأخذ بعين الاعتبار ثلاثية الأبعاد للمساحة ووجود اتجاهين لكل بعد، من الممكن حصر عدد الوحدات الهيكلية المؤثرة على الجدران بـ 1/6.

وهكذا بجمع كل هذه الشروط والفرضيات يمكننا أن نستنتج صيغة ضغط الغاز في ظل الظروف المثالية.

تبدو الصيغة كما يلي:

حيث P هو ضغط الغاز؛

n هو تركيز الجزيئات.

ك - ثابت بولتزمان (1.38×10-23)؛

إيك - جزيئات الغاز.

هناك نسخة أخرى من الصيغة:

ف = نكت،

حيث n هو تركيز الجزيئات؛

ت - درجة الحرارة المطلقة.

صيغة حجم الغاز

حجم الغاز هو المساحة التي تشغلها كمية معينة من الغاز تحت ظروف معينة. على عكس المواد الصلبة، التي لها حجم ثابت، عمليا مستقلة عن الظروف البيئية، يمكن للغاز أن يتغير حجمه حسب الضغطأو درجة الحرارة.

صيغة حجم الغاز هي معادلة مندليف-كلابيرون، والتي تبدو كما يلي:

الكهروضوئية = العلاج ببدائل النيكوتين

حيث P هو ضغط الغاز؛

الخامس - حجم الغاز.

n هو عدد مولات الغاز.

R - ثابت الغاز العالمي؛

ت - درجة حرارة الغاز.

ومن خلال عمليات إعادة الترتيب البسيطة نحصل على صيغة حجم الغاز:

مهم!وفقًا لقانون أفوجادرو، فإن الكميات المتساوية من أي غازات موضوعة في نفس الظروف تمامًا - الضغط ودرجة الحرارة - ستحتوي دائمًا على عدد متساوٍ من الجسيمات الدنيا.

بلورة

التبلور هو مرحلة انتقال المادة من الحالة السائلة إلى الحالة الصلبة، أي. العملية هي عكس الذوبان. تحدث عملية التبلور مع إطلاق الحرارةوالتي يجب إزالتها من المادة. تتزامن درجة الحرارة مع نقطة الانصهار، ويتم وصف العملية برمتها بالصيغة:

س = μm،

حيث Q هي كمية الحرارة؛

LA - حرارة الانصهار.

تصف هذه الصيغة كلا من التبلور والذوبان، حيث أنهما وجهان لعملة واحدة. لكي تتبلور المادة، يجب تبريده إلى نقطة الانصهار، ثم قم بإزالة كمية من الحرارة مساوية لحاصل الكتلة والحرارة النوعية للانصهار (×). أثناء التبلور، لا تتغير درجة الحرارة.

هناك طريقة أخرى لفهم هذا المصطلح - التبلور من المحاليل المفرطة التشبع. في هذه الحالة، فإن سبب الانتقال ليس فقط تحقيق درجة حرارة معينة، ولكن أيضا درجة تشبع المحلول بمادة معينة. وفي مرحلة معينة، يصبح عدد الجزيئات المذابة كبيرًا جدًا، مما يتسبب في تكوين بلورات مفردة صغيرة. فهي تربط الجزيئات من المحلول، مما يؤدي إلى نمو طبقة تلو الأخرى. اعتمادًا على ظروف النمو، يكون للبلورات أشكال مختلفة.

عدد الجزيئات

أسهل طريقة لتحديد عدد الجزيئات الموجودة في كتلة معينة من المادة هي استخدام الصيغة التالية:

ويترتب على ذلك أن عدد الجزيئات يساوي:

أي أنه من الضروري أولاً تحديد كمية المادة لكل كتلة معينة. ثم يتم ضربه في عدد أفوجادرو، مما يؤدي إلى عدد الوحدات الهيكلية. بالنسبة للمركبات، تتم الحسابات عن طريق جمع الأوزان الذرية للمكونات. دعونا نلقي نظرة على مثال بسيط:

دعونا نحدد عدد جزيئات الماء في 3 جرام. تحتوي الصيغة (H2O) على ذرتين وذرة واحدة. سيكون الوزن الذري الإجمالي لأدنى جسيم من الماء هو: 1+1+16 = 18 جم/مول.

كمية المادة في 3 جرام ماء:

عدد الجزيئات:

1/6 × 6 × 1023 = 1023.

صيغة كتلة الجزيء

يحتوي المول الواحد دائمًا على نفس العدد من الجسيمات الدنيا. ولذلك، بمعرفة كتلة المول، يمكننا قسمته على عدد الجزيئات (رقم أفوجادرو)، مما ينتج عنه كتلة وحدة النظام.

تجدر الإشارة إلى أن هذه الصيغة تنطبق فقط على الجزيئات غير العضوية. الجزيئات العضوية أكبر بكثير في الحجمحجمها أو وزنها لها معاني مختلفة تمامًا.

الكتلة المولية للغاز

الكتلة المولية هي الكتلة بالكيلو جرام من مول واحد من المادة. بما أن المول الواحد يحتوي على نفس العدد من الوحدات البنائية، فإن صيغة الكتلة المولية تبدو كما يلي:

م = κ × السيد

حيث k هو معامل التناسب؛

السيد هو الكتلة الذرية للمادة.

يمكن حساب الكتلة المولية للغاز باستخدام معادلة مندليف-كلابيرون:

الكهروضوئية = mRT/M،

والتي يمكننا أن نستنتج منها:

M = mRT / الكهروضوئية

وبالتالي، فإن الكتلة المولية للغاز تتناسب طرديًا مع حاصل ضرب كتلة الغاز ودرجة الحرارة وثابت الغاز العالمي، وتتناسب عكسيًا مع حاصل ضرب ضغط الغاز وحجمه.

انتباه!يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن الكتلة المولية للغاز كعنصر قد تختلف عن الغاز كمادة، على سبيل المثال، الكتلة المولية لعنصر الأكسجين (O) هي 16 جم/مول، وكتلة الأكسجين كمادة مادة (O2) هي 32 جم / مول.

الأحكام الأساسية لتكنولوجيا المعلومات والاتصالات.

الفيزياء في 5 دقائق - الفيزياء الجزيئية

خاتمة

تسمح الصيغ الموجودة في الفيزياء الجزيئية والديناميكا الحرارية بحساب القيم الكمية لجميع العمليات التي تحدث مع المواد الصلبة والغازات. مثل هذه الحسابات ضرورية سواء في البحث النظري أو العملي، لأنها تساهم في حل المشكلات العملية.

أسماء الأحماضتتشكل من الاسم الروسي للذرة المركزية للحمض مع إضافة اللواحق والنهايات. إذا كانت حالة أكسدة الذرة المركزية للحمض تتوافق مع رقم المجموعة في الجدول الدوري، فيتكون الاسم باستخدام أبسط صفة من اسم العنصر: H 2 SO 4 - حمض الكبريتيك، HMnO 4 - حمض المنغنيز . إذا كانت العناصر المكونة للحمض لها حالتي أكسدة، فسيتم الإشارة إلى حالة الأكسدة المتوسطة باللاحقة –ist-: H 2 SO 3 – حمض الكبريتيك، HNO 2 – حمض النيتروز. يتم استخدام لواحق مختلفة لأسماء أحماض الهالوجين التي لها العديد من حالات الأكسدة: الأمثلة النموذجية هي HClO 4 - الكلور ن حمض الهيدروكلوريك 3 - الكلور نوفا حمض الهيدروكلوريك 2 - الكلور IST حمض HClO – الكلور مبتدئ حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك الخالي من الأكسجين يسمى حمض الهيدروكلوريك - عادة حمض الهيدروكلوريك). يمكن أن تختلف الأحماض في عدد جزيئات الماء التي تعمل على ترطيب الأكسيد. تسمى الأحماض التي تحتوي على أكبر عدد من ذرات الهيدروجين بالأحماض التقويمية: H 4 SiO 4 - حمض أورثوسيليك، H 3 PO 4 - حمض أورثوفوسفوريك. تسمى الأحماض التي تحتوي على 1 أو 2 ذرات هيدروجين بالأحماض الفوقية: H 2 SiO 3 - حمض الميتاسيليك، HPO 3 - حمض الميتافوسفوريك. تسمى الأحماض التي تحتوي على ذرتين مركزيتين دي الأحماض: H2S2O7 – حمض الكبريتيك، H4P2O7 – حمض ثنائي الفوسفوريك.

يتم تشكيل أسماء المركبات المعقدة بنفس الطريقة اسماء الاملاح، لكن الكاتيون أو الأنيون المعقد يُعطى اسمًا منهجيًا، أي أنه يُقرأ من اليمين إلى اليسار: K 3 - سداسي فلورو فيرات البوتاسيوم (III)، SO 4 - كبريتات النحاس رباعي الأمين (II).

أسماء الأكاسيديتم تشكيلها باستخدام كلمة "أكسيد" والحالة المضافة للاسم الروسي للذرة المركزية للأكسيد، مع الإشارة، إذا لزم الأمر، إلى حالة أكسدة العنصر: Al 2 O 3 - أكسيد الألومنيوم، Fe 2 O 3 - الحديد (الثالث) أكسيد.

أسماء القواعديتم تشكيلها باستخدام كلمة "هيدروكسيد" والحالة المضافة للاسم الروسي لذرة الهيدروكسيد المركزية، مما يشير، إذا لزم الأمر، إلى حالة أكسدة العنصر: Al(OH) 3 - هيدروكسيد الألومنيوم، Fe(OH) 3 - الحديد (ثالثا) هيدروكسيد.

اسماء المركبات التي تحتوي على الهيدروجينتتشكل اعتمادا على الخصائص الحمضية القاعدية لهذه المركبات. بالنسبة للمركبات الغازية المكونة للحمض مع الهيدروجين، يتم استخدام الأسماء التالية: H 2 S - سلفان (كبريتيد الهيدروجين)، H 2 Se - سيلان (سيلينيد الهيدروجين)، HI - يوديد الهيدروجين؛ تسمى محاليلها في الماء بأحماض كبريتيد الهيدروجين والهيدروسيلينيك والهيدروديك على التوالي. بالنسبة لبعض المركبات التي تحتوي على الهيدروجين، يتم استخدام أسماء خاصة: NH 3 - الأمونيا، N 2 H 4 - الهيدرازين، PH 3 - الفوسفين. تسمى المركبات التي تحتوي على الهيدروجين بحالة أكسدة -1 بالهيدريدات: NaH هو هيدريد الصوديوم، CaH 2 هو هيدريد الكالسيوم.

اسماء الاملاحتتشكل من الاسم اللاتيني للذرة المركزية للبقايا الحمضية مع إضافة البادئات واللاحقات. يتم تكوين أسماء الأملاح الثنائية (ثنائية العنصر) باستخدام اللاحقة - عيد: NaCl – كلوريد الصوديوم، Na2S – كبريتيد الصوديوم. إذا كانت الذرة المركزية لبقايا حمضية تحتوي على الأكسجين لها حالتي أكسدة موجبة، فإن أعلى حالة أكسدة يُشار إليها باللاحقة - في: نا 2 SO 4 – كبريت في الصوديوم، KNO3 – نتر في البوتاسيوم، وأدنى حالة أكسدة هي اللاحقة - هو - هي: نا 2 SO 3 – كبريت هو - هي الصوديوم، KNO2 – نتر هو - هي البوتاسيوم لتسمية أملاح الهالوجين المحتوية على الأكسجين، يتم استخدام البادئات واللاحقات: KClO 4 – خط الكلور في البوتاسيوم، ملغ (ClO 3) 2 – الكلور في المغنيسيوم، KClO 2 - الكلور هو - هي البوتاسيوم، KClO – com.hypo الكلور هو - هي البوتاسيوم

التشبع التساهميقاتصاللها- يتجلى في حقيقة أنه في مركبات العناصر s و p لا توجد إلكترونات غير متزاوجة، أي أن جميع إلكترونات الذرات غير المتزاوجة تشكل أزواج إلكترونات مرتبطة (الاستثناءات هي NO وNO 2 وClO 2 وClO 3).

أزواج الإلكترون الوحيدة (LEP) هي إلكترونات تشغل المدارات الذرية في أزواج. يحدد وجود NEP قدرة الأنيونات أو الجزيئات على تكوين روابط بين المانحين والمتقبلين كمانحين لأزواج الإلكترون.

الإلكترونات غير المتزاوجة هي إلكترونات الذرة، الموجودة في المدار. بالنسبة للعناصر s وp، يحدد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة عدد أزواج الإلكترونات الرابطة التي يمكن لذرة معينة تكوينها مع ذرات أخرى من خلال آلية التبادل. تفترض طريقة رابطة التكافؤ أنه يمكن زيادة عدد الإلكترونات غير المتزاوجة بواسطة أزواج الإلكترون الوحيدة إذا كانت هناك مدارات شاغرة ضمن مستوى إلكترون التكافؤ. في معظم مركبات العناصر s و p لا توجد إلكترونات غير متزاوجة، لأن جميع إلكترونات الذرات غير المتزاوجة تشكل روابط. ومع ذلك، توجد جزيئات ذات إلكترونات غير متزاوجة، على سبيل المثال، NO، NO 2، ولديها تفاعل متزايد وتميل إلى تكوين ثنائيات مثل N 2 O 4 بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة.

التركيز الطبيعي –هذا هو عدد الشامات معادلاته في 1 لتر من المحلول.

الظروف العادية -درجة الحرارة 273 كلفن (0 درجة مئوية)، الضغط 101.3 كيلو باسكال (1 ATM).

آليات التبادل والمتلقي لتكوين الروابط الكيميائية. يمكن أن يحدث تكوين الروابط التساهمية بين الذرات بطريقتين. إذا حدث تكوين زوج إلكترون مرتبط بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة لكلا الذرتين المرتبطتين، فإن طريقة تكوين زوج الإلكترون المرتبط تسمى آلية التبادل - حيث تتبادل الذرات الإلكترونات، وتنتمي إلكترونات الترابط إلى كلا الذرتين المرتبطتين. إذا تم تشكيل زوج الإلكترونات الرابطة بسبب زوج الإلكترون الوحيد لذرة واحدة والمدار الشاغر لذرة أخرى، فإن هذا التكوين لزوج الإلكترونات الرابطة هو آلية المانح والمستقبل (انظر. طريقة رابطة التكافؤ).

التفاعلات الأيونية العكسية –هذه هي التفاعلات التي تتشكل فيها المنتجات القادرة على تكوين مواد أولية (إذا أخذنا في الاعتبار المعادلة المكتوبة، فيمكننا القول فيما يتعلق بالتفاعلات العكسية أنها يمكن أن تستمر في اتجاه أو آخر مع تكوين إلكتروليتات ضعيفة أو ضعيفة الذوبان المركبات). غالبًا ما تتميز التفاعلات الأيونية العكسية بالتحويل غير الكامل؛ لأنه خلال التفاعل الأيوني القابل للعكس، يتم تشكيل جزيئات أو أيونات تسبب تحولا نحو منتجات التفاعل الأولية، أي أنها يبدو أنها "تبطئ" التفاعل. يتم وصف التفاعلات الأيونية العكسية باستخدام العلامة ⇄، والتفاعلات الأيونية غير العكسية - العلامة →. مثال على التفاعل الأيوني القابل للانعكاس هو التفاعل H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +، ومثال على التفاعل غير الانعكاس هو S 2- + Fe 2+ → FeS.

العوامل المؤكسدة – المواد التي تنخفض فيها حالات الأكسدة لبعض العناصر أثناء تفاعلات الأكسدة.

ازدواجية الأكسدة والاختزال –قدرة المواد على التصرف فيها تفاعلات الأكسدة والاختزال كعامل مؤكسد أو مختزل حسب الشريك (على سبيل المثال، H 2 O 2، NaNO 2).

تفاعلات الأكسدة والاختزال(إجمالي) –هذه تفاعلات كيميائية تتغير خلالها حالات الأكسدة لعناصر المواد المتفاعلة.

إمكانية تخفيض الأكسدة –قيمة تميز قدرة (قوة) الأكسدة والاختزال لكل من العامل المؤكسد وعامل الاختزال اللذين يشكلان نصف التفاعل المقابل. وبالتالي، فإن إمكانات الأكسدة والاختزال لزوج Cl 2 /Cl، التي تساوي 1.36 فولت، تميز الكلور الجزيئي كعامل مؤكسد وأيون الكلوريد كعامل اختزال.

أكاسيد –مركبات العناصر التي تحتوي على الأكسجين والتي يكون فيها الأكسجين حالة أكسدة -2.

تفاعلات التوجه– التفاعلات بين الجزيئات للجزيئات القطبية.

التناضح –ظاهرة انتقال جزيئات المذيب على غشاء شبه منفذ (نافذ للمذيب فقط) باتجاه تركيز مذيب أقل.

الضغط الأسموزي –الخاصية الفيزيائية والكيميائية للمحاليل ترجع إلى قدرة الأغشية على تمرير جزيئات المذيبات فقط. إن الضغط الأسموزي الناتج عن محلول أقل تركيزًا يعادل معدل تغلغل جزيئات المذيب في جانبي الغشاء. الضغط الأسموزي للمحلول يساوي ضغط الغاز الذي يكون فيه تركيز الجزيئات هو نفس تركيز الجزيئات في المحلول.

قواعد ارهينيوس –المواد التي تفصل أيونات الهيدروكسيد أثناء التفكك الكهربائي.

قواعد برونستد -مركبات (جزيئات أو أيونات من النوع S 2-، HS -) يمكنها ربط أيونات الهيدروجين.

الأسباب وفقا للويس (قواعد لويس) – مركبات (جزيئات أو أيونات) ذات أزواج إلكترون وحيدة قادرة على تكوين روابط بين المانح والمتقبل. قاعدة لويس الأكثر شيوعًا هي جزيئات الماء، والتي لها خصائص مانحة قوية.

P1V1=P2V2، أو PV=const (قانون بويل ماريوت). عند ضغط ثابت، تظل نسبة الحجم إلى درجة الحرارة ثابتة: V/T=const (قانون جاي-لوساك). إذا قمنا بتثبيت الحجم، فإن P/T=const (قانون تشارلز). الجمع بين هذه القوانين الثلاثة يعطي قانونًا عالميًا ينص على أن PV/T=const. تم إنشاء هذه المعادلة من قبل الفيزيائي الفرنسي ب. كلابيرون في عام 1834.

يتم تحديد قيمة الثابت فقط من خلال كمية المادة غاز. دي. اشتق مندليف معادلة المول الواحد في عام 1874. إذن فهي قيمة الثابت العالمي: R=8.314 J/(mol∙K). إذن PV=RT. في حالة وجود كمية تعسفية غازνPV = νRT. يمكن معرفة كمية المادة نفسها من الكتلة إلى الكتلة المولية: ν=m/M.

الكتلة المولية تساوي عدديا الكتلة الجزيئية النسبية. يمكن العثور على الأخير من الجدول الدوري؛ ويشار إليه عادة في خلية العنصر. الوزن الجزيئي يساوي مجموع الأوزان الجزيئية للعناصر المكونة له. في حالة الذرات ذات التكافؤات المختلفة، يلزم وجود مؤشر. على فيمير، M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 جم/مول.

الظروف الطبيعية للغازات فيومن المفترض عادة أن P0 = 1 atm = 101.325 كيلو باسكال، ودرجة الحرارة T0 = 273.15 K = 0 درجة مئوية. الآن يمكنك العثور على حجم مول واحد غاز فيطبيعي شروط: Vm=RT/P0=8.314∙273.15/101.325=22.413 لتر/مول. قيمة الجدول هذه هي الحجم المولي.

في ظل الظروف العادية شروطالكمية نسبة إلى الحجم غازإلى الحجم المولي: ν=V/Vm. للتعسف شروطتحتاج إلى استخدام معادلة Mendeleev-Clapeyron مباشرة: ν=PV/RT.

وهكذا، للعثور على حجم غاز فيطبيعي شروط، أنت بحاجة إلى كمية المادة (عدد الشامات) من هذا غازاضرب بالحجم المولي الذي يساوي 22.4 لتر/مول. باستخدام العملية العكسية، يمكنك العثور على كمية المادة من حجم معين.

للعثور على حجم مول واحد من مادة في الحالة الصلبة أو السائلة، ابحث عن كتلتها المولية واقسمها على كثافتها. يبلغ حجم المول الواحد من أي غاز في الظروف العادية 22.4 لترًا. إذا تغيرت الظروف، احسب حجم مول واحد باستخدام معادلة كلابيرون-منديليف.

سوف تحتاج

• الجدول الدوري لمندليف، جدول كثافة المواد، مقياس الضغط ومقياس الحرارة.

تعليمات

تحديد حجم مول واحد أو مادة صلبة
حدد الصيغة الكيميائية للمادة الصلبة أو السائلة التي تدرسها. ثم، باستخدام الجدول الدوري، أوجد الكتل الذرية للعناصر الموجودة في الصيغة. إذا تم تضمين واحد في الصيغة أكثر من مرة، فاضرب كتلته الذرية بهذا الرقم. اجمع الكتل الذرية واحصل على الكتلة الجزيئية لما تتكون منه المادة الصلبة أو السائلة. وستكون مساوية عدديًا للكتلة المولية المقاسة بالجرام لكل مول.

باستخدام جدول كثافات المادة، أوجد هذه القيمة لمادة الجسم أو السائل محل الدراسة. بعد ذلك، قم بتقسيم الكتلة المولية على كثافة المادة، مقاسة بـ g/cm³ V=M/ρ. والنتيجة هي حجم مول واحد في سم مكعب. وإذا ظلت المادة مجهولة، فسيكون من المستحيل تحديد حجم مول واحد منها.