Molvolumenformel. Molares Volumen

Мв = К· Мr (1)

Dabei ist K der Proportionalitätskoeffizient von 1 g/mol.

Tatsächlich gilt für das Kohlenstoffisotop 12 6 C Ar = 12, und Molmasse Atome (laut Definition des Begriffs „Mol“) beträgt 12 g/mol. Folglich stimmen die Zahlenwerte der beiden Massen überein, was bedeutet, dass K = 1 ist. Daraus folgt Die Molmasse eines Stoffes, ausgedrückt in Gramm pro Mol, hat den gleichen Zahlenwert wie seine relative Molekülmasse(atomar) Gewicht. Somit beträgt die Molmasse von atomarem Wasserstoff 1,008 g/mol, molekularer Wasserstoff – 2,016 g/mol, molekularer Sauerstoff – 31,999 g/mol.

Nach dem Avogadro-Gesetz nimmt die gleiche Anzahl von Molekülen eines beliebigen Gases unter gleichen Bedingungen das gleiche Volumen ein. Andererseits enthält 1 Mol einer Substanz (per Definition) selbe Nummer Partikel. Daraus folgt, dass bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck 1 Mol eines Stoffes im gasförmigen Zustand das gleiche Volumen einnimmt.

Das Verhältnis des von einem Stoff eingenommenen Volumens zu seiner Menge wird als Molvolumen des Stoffes bezeichnet. Bei normale Bedingungen(101,325 kPa; 273 K) ist das Molvolumen eines Gases 22,4l/mol(genauer: Vn = 22,4 l/mol). Diese Aussage gilt für ein solches Gas, wenn andere Arten der Wechselwirkung seiner Moleküle untereinander außer ihrer elastischen Kollision vernachlässigt werden können. Solche Gase nennt man ideal. Bei nicht idealen Gasen, sogenannten realen Gasen, sind die Molvolumina unterschiedlich und unterscheiden sich geringfügig davon genauer Wert. In den meisten Fällen spiegelt sich der Unterschied jedoch nur in der vierten und den folgenden signifikanten Ziffern wider.

Messungen von Gasvolumina werden üblicherweise unter anderen als den normalen Bedingungen durchgeführt. Um das Gasvolumen auf Normalbedingungen zu bringen, können Sie eine Gleichung verwenden, die die Gasgesetze von Boyle - Mariotte und Gay - Lussac kombiniert:

pV / T = p 0 V 0 / T 0

Wobei: V das Gasvolumen bei Druck p und Temperatur T ist;

V 0 ist das Gasvolumen bei Normaldruck p 0 (101,325 kPa) und Temperatur T 0 (273,15 K).

Die Molmassen von Gasen lassen sich auch über die Zustandsgleichung berechnen ideales Gas– Clapeyron – Mendeleev-Gleichung:

pV = m B RT / M B ,

Wobei: p – Gasdruck, Pa;

V – sein Volumen, m3;

M B - Masse der Substanz, g;

M B – seine Molmasse, g/mol;

T – absolute Temperatur, K;

R ist die universelle Gaskonstante von 8,314 J / (mol K).

Wenn Volumen und Druck eines Gases in anderen Maßeinheiten ausgedrückt werden, nimmt der Wert der Gaskonstante in der Clapeyron-Mendeleev-Gleichung einen anderen Wert an. Sie kann mit der Formel berechnet werden, die sich aus dem einheitlichen Gesetz des Gaszustands für ein Mol eines Stoffes unter normalen Bedingungen für ein Mol Gas ergibt:

R = (p 0 V 0 / T 0)

Beispiel 1. In Mol ausgedrückt: a) 6,0210 21 CO 2 -Moleküle; b) 1,2010 24 Sauerstoffatome; c) 2,0010 23 Wassermoleküle. Wie groß ist die Molmasse dieser Stoffe?

Lösung. Ein Mol ist die Menge einer Substanz, die eine Anzahl von Teilchen einer bestimmten Art enthält, die der Avogadro-Konstante entspricht. Daher ist a) 6,0210 21 d.h. 0,01 Mol; b) 1,2010 24, d.h. 2 mol; c) 2,0010 23, d.h. 1/3 Mol. Die Masse eines Mols einer Substanz wird in kg/mol oder g/mol ausgedrückt. Die Molmasse einer Substanz in Gramm ist numerisch gleich ihrer relativen molekularen (atomaren) Masse, ausgedrückt in Atommasseneinheiten (amu).

Da die Molekularmassen von CO 2 und H 2 O bzw. die Atommasse von Sauerstoff 44 betragen; 18 und 16 amu, dann sind ihre Molmassen gleich: a) 44 g/mol; b) 18 g/mol; c) 16 g/mol.

Beispiel 2. Berechnen Sie die absolute Masse eines Schwefelsäuremoleküls in Gramm.

Lösung. Ein Mol einer beliebigen Substanz (siehe Beispiel 1) enthält Avogadros Konstante N A an Struktureinheiten (in unserem Beispiel Moleküle). Die Molmasse von H 2 SO 4 beträgt 98,0 g/mol. Daher beträgt die Masse eines Moleküls 98/(6,02 10 23) = 1,63 10 -22 g.

Molares Volumen- das Volumen eines Mols einer Substanz, der Wert, der sich aus der Division der Molmasse durch die Dichte ergibt. Charakterisiert die Packungsdichte von Molekülen.

Bedeutung N A = 6,022…×10 23 benannte Avogadros Nummer nach dem italienischen Chemiker Amedeo Avogadro. Dies ist eine universelle Konstante für die kleinsten Teilchen jeder Substanz.

Es ist diese Anzahl von Molekülen, die 1 Mol Sauerstoff O2 enthält, die gleiche Anzahl von Atomen in 1 Mol Eisen (Fe), Moleküle in 1 Mol Wasser H2O usw.

Nach dem Avogadro-Gesetz beträgt 1 Mol eines idealen Gases normale Bedingungen hat das gleiche Volumen Vm= 22,413 996(39) l. Unter normalen Bedingungen sind die meisten Gase nahezu ideal, also alle Referenzinformationenüber das Molvolumen chemische Elemente bezieht sich auf ihre kondensierten Phasen, sofern nicht anders angegeben

Namen von Säuren werden aus dem russischen Namen des Zentralatoms der Säure unter Hinzufügung von Suffixen und Endungen gebildet. Wenn die Oxidationsstufe des Zentralatoms der Säure der Gruppennummer des Periodensystems entspricht, wird der Name mit dem einfachsten Adjektiv aus dem Namen des Elements gebildet: H 2 SO 4 – Schwefelsäure, HMnO 4 – Mangansäure . Wenn säurebildende Elemente zwei Oxidationsstufen haben, wird die mittlere Oxidationsstufe durch das Suffix –ist- gekennzeichnet: H 2 SO 3 – schweflige Säure, HNO 2 – Salpetersäure. Für die Namen von Halogensäuren mit vielen Oxidationsstufen werden verschiedene Suffixe verwendet: Typische Beispiele sind HClO 4 – Chlor N Säure, HClO 3 – Chlor novat Säure, HClO 2 – Chlor ist Säure, HClO – Chlor Novatist Salzsäure (sauerstofffreie Säure HCl wird Salzsäure genannt – meist Salzsäure). Säuren können sich in der Anzahl der Wassermoleküle unterscheiden, die das Oxid hydratisieren. Säurehaltig größte Zahl Wasserstoffatome werden Orthosäuren genannt: H 4 SiO 4 ist Orthokieselsäure, H 3 PO 4 ist Orthophosphorsäure. Säuren mit 1 oder 2 Wasserstoffatomen werden Metasäuren genannt: H 2 SiO 3 – Metakieselsäure, HPO 3 – Metaphosphorsäure. Als Säuren werden Säuren bezeichnet, die zwei Zentralatome enthalten di Säuren: H 2 S 2 O 7 – Dischwefelsäure, H 4 P 2 O 7 – Diphosphorsäure.

Die Namen komplexer Verbindungen werden auf die gleiche Weise gebildet wie Namen von Salzen, aber das komplexe Kation oder Anion erhält einen systematischen Namen, das heißt, es wird von rechts nach links gelesen: K 3 - Kaliumhexafluorferrat(III), SO 4 - Tetraamminkupfer(II)sulfat.

Namen von Oxiden werden aus dem Wort „Oxid“ und dem Genitiv des russischen Namens des Zentralatoms des Oxids gebildet und geben ggf. den Oxidationszustand des Elements an: Al 2 O 3 – Aluminiumoxid, Fe 2 O 3 – Eisen (III) Oxid.

Namen der Stützpunkte werden aus dem Wort „Hydroxid“ und dem Genitiv des russischen Namens des zentralen Hydroxidatoms gebildet und geben gegebenenfalls den Oxidationszustand des Elements an: Al(OH) 3 – Aluminiumhydroxid, Fe(OH) 3 – Eisen (III) Hydroxid.

Namen von Verbindungen mit Wasserstoff entstehen abhängig von den Säure-Base-Eigenschaften dieser Verbindungen. Für gasförmige säurebildende Verbindungen mit Wasserstoff werden folgende Bezeichnungen verwendet: H 2 S – Sulfan (Schwefelwasserstoff), H 2 Se – Selan (Wasserstoffselenid), HI – Jodwasserstoff; ihre Lösungen in Wasser werden Schwefelwasserstoff, Hydroselensäure bzw. Iodwasserstoffsäure genannt. Für einige Verbindungen mit Wasserstoff werden spezielle Namen verwendet: NH 3 – Ammoniak, N 2 H 4 – Hydrazin, PH 3 – Phosphin. Verbindungen mit Wasserstoff der Oxidationsstufe –1 werden als Hydride bezeichnet: NaH ist Natriumhydrid, CaH 2 ist Calciumhydrid.

Namen von Salzen werden aus dem lateinischen Namen des Zentralatoms des Säurerestes unter Hinzufügung von Präfixen und Suffixen gebildet. Die Namen binärer (Zwei-Elemente-)Salze werden mit dem Suffix gebildet - eid: NaCl – Natriumchlorid, Na 2 S – Natriumsulfid. Wenn das Zentralatom eines sauerstoffhaltigen sauren Restes zwei positive Oxidationsstufen aufweist, wird die höchste Oxidationsstufe durch das Suffix bezeichnet – bei: Na 2 SO 4 – Sulf bei Natrium, KNO 3 – Nitr bei Kalium, und die niedrigste Oxidationsstufe ist das Suffix - Es: Na 2 SO 3 – Sulf Es Natrium, KNO 2 – Nitr Es Kalium Um sauerstoffhaltige Halogensalze zu benennen, werden Präfixe und Suffixe verwendet: KClO 4 – Fahrbahn Chlor bei Kalium, Mg(ClO 3) 2 – Chlor bei Magnesium, KClO 2 – Chlor Es Kalium, KClO – hypo Chlor Es Kalium

Kovalente SättigungSVerbindungzu ihr– äußert sich darin, dass in Verbindungen von s- und p-Elementen keine ungepaarten Elektronen vorhanden sind, d. h. alle ungepaarten Elektronen der Atome bilden bindende Elektronenpaare (Ausnahmen sind NO, NO 2, ClO 2 und ClO 3).

Freie Elektronenpaare (LEPs) sind Elektronen, die besetzt sind Atomorbitale in Paaren. Das Vorhandensein von NEP bestimmt die Fähigkeit von Anionen oder Molekülen, Donor-Akzeptor-Bindungen als Donoren von Elektronenpaaren zu bilden.

Ungepaarte Elektronen sind Elektronen eines Atoms, die sich in einem Orbital befinden. Bei S- und P-Elementen bestimmt die Anzahl der ungepaarten Elektronen, wie viele Bindungselektronenpaare ein bestimmtes Atom durch den Austauschmechanismus mit anderen Atomen bilden kann. Die Valenzbindungsmethode geht davon aus, dass die Zahl der ungepaarten Elektronen durch freie Elektronenpaare erhöht werden kann, wenn innerhalb der Valenzelektronenebene freie Orbitale vorhanden sind. In den meisten Verbindungen von s- und p-Elementen gibt es keine ungepaarten Elektronen, da alle ungepaarten Elektronen der Atome Bindungen eingehen. Es gibt jedoch Moleküle mit ungepaarten Elektronen, zum Beispiel NO, NO 2, sie haben eine erhöhte Reaktivität und neigen aufgrund ungepaarter Elektronen dazu, Dimere wie N 2 O 4 zu bilden.

Normale Konzentration – das ist die Anzahl der Mol Äquivalente in 1 Liter Lösung.

Normale Bedingungen - Temperatur 273 K (0 °C), Druck 101,3 kPa (1 atm).

Austausch- und Donor-Akzeptor-Mechanismen der Bildung chemischer Bindungen. Ausbildung kovalente Bindungen zwischen Atomen kann auf zwei Arten erfolgen. Wenn die Bildung eines Bindungselektronenpaars aufgrund der ungepaarten Elektronen beider gebundener Atome erfolgt, wird diese Art der Bildung eines Bindungselektronenpaars als Austauschmechanismus bezeichnet – die Atome tauschen Elektronen aus und die Bindungselektronen gehören zu beiden gebundenen Atomen. Wenn das Bindungselektronenpaar durch das freie Elektronenpaar eines Atoms und das freie Orbital eines anderen Atoms gebildet wird, handelt es sich bei dieser Bildung des Bindungselektronenpaars um einen Donor-Akzeptor-Mechanismus (siehe. Valenzbindungsmethode).

Reversible ionische Reaktionen – Dies sind Reaktionen, bei denen Produkte entstehen, die in der Lage sind, Ausgangsstoffe zu bilden (wenn wir die geschriebene Gleichung im Auge behalten, dann können wir über reversible Reaktionen sagen, dass sie in die eine oder andere Richtung unter Bildung schwacher oder schwer löslicher Elektrolyte ablaufen können Verbindungen). Reversible ionische Reaktionen sind oft durch eine unvollständige Umwandlung gekennzeichnet; denn bei einer reversiblen Ionenreaktion entstehen Moleküle oder Ionen, die eine Verschiebung hin zu den ursprünglichen Reaktionsprodukten bewirken, also die Reaktion scheinbar „verlangsamen“. Reversible ionische Reaktionen werden mit dem ⇄-Zeichen beschrieben, irreversible mit dem →-Zeichen. Ein Beispiel für eine reversible ionische Reaktion ist die Reaktion H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, und ein Beispiel für eine irreversible Reaktion ist S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidationsmittel – Stoffe, bei denen bei Redoxreaktionen die Oxidationsstufen einiger Elemente abnehmen.

Redox-Dualität – die Wirkungsfähigkeit von Stoffen Redoxreaktionen als Oxidations- oder Reduktionsmittel je nach Partner (zum Beispiel H 2 O 2, NaNO 2).

Redoxreaktionen(OVR) – Dabei handelt es sich um chemische Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Elemente der reagierenden Stoffe ändern.

Oxidations-Reduktionspotential – ein Wert, der die Redoxfähigkeit (Stärke) sowohl des Oxidationsmittels als auch des Reduktionsmittels charakterisiert, aus denen die entsprechende Halbreaktion besteht. Somit charakterisiert das Redoxpotential des Cl 2 /Cl - Paares von 1,36 V molekulares Chlor als Oxidationsmittel und Chloridion als Reduktionsmittel.

Oxide – Verbindungen von Elementen mit Sauerstoff, in denen Sauerstoff die Oxidationsstufe –2 hat.

Orientierungsinteraktionen– intermolekulare Wechselwirkungen polarer Moleküle.

Osmose – das Phänomen der Übertragung von Lösungsmittelmolekülen auf einer semipermeablen (nur für Lösungsmittel durchlässigen) Membran hin zu einer niedrigeren Lösungsmittelkonzentration.

Osmotischer Druck - physikalisch-chemische Eigenschaft von Lösungen aufgrund der Fähigkeit von Membranen, nur Lösungsmittelmoleküle durchzulassen. Der osmotische Druck einer weniger konzentrierten Lösung gleicht die Geschwindigkeit des Eindringens von Lösungsmittelmolekülen in beide Seiten der Membran aus. Der osmotische Druck einer Lösung ist gleich dem Druck eines Gases, in dem die Konzentration der Moleküle gleich der Konzentration der Partikel in der Lösung ist.

Arrhenius-Basen – Stoffe, die bei der elektrolytischen Dissoziation Hydroxidionen abspalten.

Bronsted-Basen - Verbindungen (Moleküle oder Ionen vom Typ S 2-, HS -), die Wasserstoffionen anlagern können.

Gründe nach Lewis (Lewis-Basen) – Verbindungen (Moleküle oder Ionen) mit freien Elektronenpaaren, die Donor-Akzeptor-Bindungen bilden können. Die häufigste Lewis-Base sind Wassermoleküle, die starke Donoreigenschaften haben.

P1V1=P2V2 oder, was dasselbe ist, PV=const (Boyle-Mariotte-Gesetz). Bei konstantem Druck bleibt das Verhältnis von Volumen zu Temperatur konstant: V/T=const (Gesetz von Gay-Lussac). Wenn wir das Volumen festlegen, gilt P/T=const (Charlessches Gesetz). Die Kombination dieser drei Gesetze ergibt ein universelles Gesetz, das besagt, dass PV/T=const. Diese Gleichung wurde 1834 vom französischen Physiker B. Clapeyron aufgestellt.

Der Wert der Konstante wird nur durch die Stoffmenge bestimmt Gas. DI. Mendeleev leitete 1874 eine Gleichung für ein Mol ab. Es ist also der Wert der universellen Konstante: R=8,314 J/(mol∙K). Also PV=RT. Bei beliebiger Menge GasνPV=νRT. Die Menge eines Stoffes selbst kann von der Masse zur Molmasse ermittelt werden: ν=m/M.

Die Molmasse ist numerisch gleich der relativen Molekülmasse. Letzteres kann dem Periodensystem entnommen werden; in der Regel wird es in der Zelle des Elements angegeben. Das Molekulargewicht ist gleich der Summe Molekulargewichte darin enthaltenen Elemente. Bei Atomen unterschiedlicher Wertigkeit ist ein Index erforderlich. An bei mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol.

Normale Bedingungen für Gase bei Es wird allgemein angenommen, dass P0 = 1 atm = 101,325 kPa, Temperatur T0 = 273,15 K = 0°C. Jetzt können Sie das Volumen eines Mols ermitteln Gas bei normal Bedingungen: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Dieser Tabellenwert ist das Molvolumen.

Unter normalen Bedingungen Bedingungen Menge im Verhältnis zum Volumen Gas zum Molvolumen: ν=V/Vm. Für willkürlich Bedingungen Sie müssen die Mendeleev-Clapeyron-Gleichung direkt verwenden: ν=PV/RT.

So finden Sie die Lautstärke Gas bei normal Bedingungen, benötigen Sie die Stoffmenge (Anzahl der Mol) davon Gas Mit dem Molvolumen multiplizieren, das 22,4 l/mol entspricht. Mit der umgekehrten Operation können Sie die Menge einer Substanz aus einem bestimmten Volumen ermitteln.

Um das Volumen eines Mols einer Substanz im festen oder flüssigen Zustand zu ermitteln, ermitteln Sie ihre Molmasse und teilen Sie sie durch ihre Dichte. Ein Mol eines beliebigen Gases hat unter normalen Bedingungen ein Volumen von 22,4 Litern. Wenn sich die Bedingungen ändern, berechnen Sie das Volumen eines Mols mithilfe der Clapeyron-Mendeleev-Gleichung.

Du wirst brauchen

• Periodensystem von Mendelejew, Stoffdichtetabelle, Manometer und Thermometer.

Anweisungen

Bestimmung des Volumens eines Mols oder Feststoffs
Definieren chemische Formel Feststoff oder Flüssigkeit, der untersucht wird. Ermitteln Sie dann mithilfe des Periodensystems die Atommassen der Elemente, die in der Formel enthalten sind. Wenn ein Atom mehr als einmal in der Formel enthalten ist, multiplizieren Sie seine Atommasse mit dieser Zahl. Addieren Sie die Atommassen und erhalten Sie die Molekülmasse, aus der es besteht solide oder flüssig. Sie entspricht numerisch der Molmasse, gemessen in Gramm pro Mol.

Ermitteln Sie anhand der Stoffdichtetabelle diesen Wert für das Material des untersuchten Körpers oder der untersuchten Flüssigkeit. Teilen Sie dann die Molmasse durch die Dichte dieser Substanz, gemessen in g/cm³ V=M/ρ. Das Ergebnis ist das Volumen eines Mols in cm³. Bleibt die Substanz unbekannt, ist es unmöglich, das Volumen eines Mols davon zu bestimmen.

Gase sind am häufigsten einfaches Objekt Für die Forschung sind daher ihre Eigenschaften und Reaktionen zwischen gasförmigen Substanzen am umfassendsten untersucht. Um es uns leichter zu machen, die Entscheidungsregeln zu verstehen Rechenaufgaben,basierend auf Gleichungen chemische Reaktionen, Es ist ratsam, diese Gesetze gleich zu Beginn des systematischen Studiums der allgemeinen Chemie zu berücksichtigen

Der französische Wissenschaftler J.L. Gay-Lussac legte das Gesetz fest volumetrische Beziehungen:

Zum Beispiel, 1 Liter Chlor verbindet sich mit 1 Liter Wasserstoff , Dabei entstehen 2 Liter Chlorwasserstoff ; 2 l Schwefeloxid (IV) verbinden mit 1 Liter Sauerstoff bildet 1 Liter Schwefeloxid (VI).

Dieses Gesetz ermöglichte es dem italienischen Wissenschaftler Gehen Sie davon aus, dass die Moleküle einfache Gase (Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Chlor usw. ) besteht aus zwei identische Atome . Wenn sich Wasserstoff mit Chlor verbindet, zerfallen ihre Moleküle in Atome und diese bilden Chlorwasserstoffmoleküle. Da aber aus einem Molekül Wasserstoff und einem Molekül Chlor zwei Moleküle Chlorwasserstoff entstehen, muss das Volumen des letzteren gleich der Summe der Volumina der ursprünglichen Gase sein.
Somit lassen sich volumetrische Beziehungen leicht erklären, wenn wir von der Idee der zweiatomigen Natur von Molekülen einfacher Gase ausgehen ( H2, Cl2, O2, N2 usw. ) – Dies wiederum dient als Beweis für die zweiatomige Natur der Moleküle dieser Stoffe.
Die Untersuchung der Eigenschaften von Gasen ermöglichte es A. Avogadro, eine Hypothese aufzustellen, die später durch experimentelle Daten bestätigt wurde und daher als Avogadro-Gesetz bekannt wurde:

Avogadros Gesetz impliziert eine wichtige Folge: Unter den gleichen Bedingungen nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases das gleiche Volumen ein.

Dieses Volumen kann berechnet werden, wenn die Masse bekannt ist 1 l Gas. Unter normalen Bedingungen Bedingungen (n.s.), d. h. Temperatur 273К (О°С) und Druck 101.325 Pa (760 mmHg) , Die Masse von 1 Liter Wasserstoff beträgt 0,09 g, seine Molmasse beträgt 1,008 2 = 2,016 g/mol. Dann ist das von 1 Mol Wasserstoff unter normalen Bedingungen eingenommene Volumen gleich 22,4 l

Unter den gleichen Bedingungen die Masse 1l Sauerstoff 1,492 g ; Backenzahn 32g/mol . Dann ist auch das Sauerstoffvolumen bei (n.s.) gleich 22,4 Mol.

Somit:

Das Molvolumen eines Gases ist das Verhältnis des Volumens eines Stoffes zur Menge dieses Stoffes:

Wo V M - molares Gasvolumen (Dimensionl/mol ); V ist das Substanzvolumen des Systems;N - die Stoffmenge im System. Beispieleintrag:V M Gas (Also.)=22,4 l/mol.

Basierend auf dem Gesetz von Avogadro werden Molmassen bestimmt gasförmige Stoffe. Je größer die Masse der Gasmoleküle ist, desto größer ist die Masse des gleichen Gasvolumens. Gleiche Gasvolumina enthalten unter gleichen Bedingungen die gleiche Anzahl an Molekülen und damit auch an Gasmolen. Das Verhältnis der Massen gleicher Gasvolumina ist gleich dem Verhältnis ihrer Molmassen:

Wo M 1 - Masse eines bestimmten Volumens des ersten Gases; M 2 — Masse des gleichen Volumens des zweiten Gases; M 1 Und M 2 - Molmassen des ersten und zweiten Gases.

Typischerweise wird die Gasdichte in Bezug auf das leichteste Gas – Wasserstoff (bezeichnet) bestimmt D H2 ). Die Molmasse von Wasserstoff beträgt 2g/mol . Deshalb bekommen wir.

Die Molekülmasse eines Stoffes im gasförmigen Zustand entspricht dem Doppelten seiner Wasserstoffdichte.

Oftmals wird die Dichte eines Gases relativ zur Luft bestimmt (D B ) . Obwohl Luft ein Gasgemisch ist, spricht man immer noch von ihrer durchschnittlichen Molmasse. Es beträgt 29 g/mol. In diesem Fall wird die Molmasse durch den Ausdruck bestimmt M = 29D B .

Die Bestimmung der Molekülmassen zeigte, dass Moleküle einfacher Gase aus zwei Atomen bestehen (H2, F2,Cl2, O2 N2) und Moleküle von Inertgasen bestehen aus einem Atom (Er, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Bei Edelgasen sind „Molekül“ und „Atom“ gleichbedeutend.

Boyle-Mariotte-Gesetz: Bei einer konstanten Temperatur ist das Volumen einer bestimmten Gasmenge umgekehrt proportional zum Druck, unter dem sie sich befindet.Von hier pV = konst ,
Wo R - Druck, V - Gasvolumen.

Gay-Lussacs Gesetz: bei konstantem Druck und die Änderung des Gasvolumens ist direkt proportional zur Temperatur, d.h.
V/T = const,
Wo T - Temperatur auf der Skala ZU (Kelvin)

Kombiniertes Gasgesetz von Boyle – Mariotte und Gay-Lussac:
pV/T = konst.
Diese Formel wird normalerweise verwendet, um das Volumen eines Gases unter bestimmten Bedingungen zu berechnen, wenn sein Volumen unter anderen Bedingungen bekannt ist. Erfolgt ein Übergang von Normalbedingungen (bzw. zu Normalbedingungen), dann lautet diese Formel wie folgt:
pV/T = p 0 V 0 /T 0 ,
Wo R 0 ,V 0 ,T 0 -Druck, Gasvolumen und Temperatur unter normalen Bedingungen ( R 0 = 101 325 Pa , T 0 = 273 K V 0 =22,4 l/mol) .

Wenn Masse und Menge eines Gases bekannt sind, es aber notwendig ist, sein Volumen zu berechnen oder umgekehrt, verwenden Sie Mendeleev-Clayperon-Gleichung:

Wo N - Menge an Gassubstanz, Mol; M — Masse, g; M - Molmasse des Gases, g/iol ; R - Universelle Gas Konstante. R = 8,31 J/(mol*K)