Antes de resolver problemas, debes conocer las fórmulas y reglas para encontrar el volumen de un gas. Recordemos la ley de Avogadro. Y el volumen de gas en sí se puede calcular utilizando varias fórmulas, eligiendo la adecuada entre ellas. A la hora de seleccionar la fórmula requerida, las condiciones ambientales, en particular la temperatura y la presión, son de gran importancia.

ley de avogadro

Dice que a la misma presión y a la misma temperatura, los mismos volúmenes de diferentes gases contendrán el mismo número de moléculas. El número de moléculas de gas contenidas en un mol es el número de Avogadro. De esta ley se deduce que: 1 Kmol (kilomol) de un gas ideal, cualquier gas, a la misma presión y temperatura (760 mm Hg y t = 0*C) siempre ocupa un volumen = 22,4136 m3.

Cómo determinar el volumen de gas

• La fórmula V=n*Vm se puede encontrar con mayor frecuencia en los problemas. Aquí el volumen de gas en litros es V, Vm es el volumen molar de gas (l/mol), que en condiciones normales = 22,4 l/mol, y n es la cantidad de sustancia en moles. Cuando las condiciones no tienen la cantidad de una sustancia, pero sí la masa de la sustancia, entonces se procede de esta manera: n=m/M. Aquí M es g/mol (masa molar de la sustancia) y la masa de la sustancia en gramos es m. En la tabla periódica está escrito debajo de cada elemento, como su masa atómica. Sumemos todas las masas y obtengamos lo que buscamos.
• Entonces, ¿cómo calcular el volumen de gas? Aquí está la tarea: disolver 10 g de aluminio en ácido clorhídrico. Pregunta: ¿cuánto hidrógeno se puede liberar en Ud.? La ecuación de reacción se ve así: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Al principio encontramos el aluminio (cantidad) que reaccionó según la fórmula: n(Al)=m(Al)/M(Al). Tomamos la masa del aluminio (molar) de la tabla periódica M(Al) = 27 g/mol. Sustituyamos: n(Al)=10/27=0,37 mol. De la ecuación química se puede ver que se forman 3 moles de hidrógeno cuando se disuelven 2 moles de aluminio. Es necesario calcular cuánto hidrógeno se liberará de 0,4 moles de aluminio: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Sustituyamos los datos en la fórmula y encontremos el volumen de este gas. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

De las disposiciones de que un mol de cualquier sustancia incluye un número de partículas de esta sustancia igual al número de Avogadro, y que un número igual de partículas de diferentes gases en las mismas condiciones físicas están contenidas en volúmenes iguales de estos gases, se sigue lo siguiente:

Cantidades iguales de cualquier sustancia gaseosa en las mismas condiciones físicas ocupan volúmenes iguales.

Por ejemplo, el volumen de un mol de cualquier gas tiene (en p, T = constante) el mismo valor. En consecuencia, la ecuación de una reacción que ocurre con la participación de gases especifica no solo la relación entre sus cantidades y masas, sino también sus volúmenes.

El volumen molar de un gas (V M) es el volumen de gas que contiene 1 mol de partículas de este gas.
V M = V / n

La unidad SI de volumen molar de un gas es el metro cúbico por mol (m 3 /mol), pero con mayor frecuencia se utilizan unidades submúltiplos: litro (decímetro cúbico) por mol (l/mol, dm 3 /mol) y mililitro (decímetro cúbico). centímetro) por mol (cm 3 /mol).
De acuerdo con la definición de volumen molar de cualquier gas, la relación entre su volumen V a la cantidad norte será el mismo siempre que sea un gas ideal.

En condiciones normales (norma) - 101,3 kPa, 0°C - el volumen molar de un gas ideal es igual a

V M = 2,241381·10 -2 m 3 /mol ≈ 22,4 l/mol

En los cálculos químicos, se utiliza el valor redondeado de 22,4 L/mol porque el valor exacto se refiere a un gas ideal y la mayoría de los gases reales difieren en propiedades de él. Los gases reales con una temperatura de condensación de equilibrio muy baja (H 2, O 2, N 2) en condiciones normales tienen un volumen casi igual a 22,4 l/mol, y los gases que se condensan a altas temperaturas tienen un volumen molar ligeramente menor en n. y.: para CO 2 - 22,26 l/mol, para NH 3 - 22,08 l/mol.

Conociendo el volumen de un determinado gas en determinadas condiciones, se puede determinar la cantidad de sustancias en este volumen, y viceversa, por la cantidad de sustancia en una determinada porción de gas se puede encontrar el volumen de esta porción:

norte = V / V M ; V = V M * n

Volumen molar de gas en N.S. es una constante física fundamental que se utiliza ampliamente en cálculos químicos. Permite utilizar el volumen de un gas en lugar de su masa, lo cual es muy conveniente en química analítica (analizadores de gases basados ​​​​en medición de volumen), ya que es más fácil medir el volumen de un gas que su masa.

El valor del volumen molar de gas en el no. es el coeficiente de proporcionalidad entre las constantes de Avogadro y Loschmidt:

V M = N A / N L = 6,022 10 23 (mol -1) / 2,24 10 4 (cm 3 /mol) = 2,69 10 19 (cm -3)

Usando el volumen molar y la masa molar del gas, se puede determinar la densidad del gas:

ρ = M / V M

En cálculos basados ​​​​en la ley de equivalentes para sustancias gaseosas (reactivos, productos), en lugar de la masa equivalente, es más conveniente utilizar el volumen equivalente, que es la relación entre el volumen de una porción de un gas determinado y el equivalente. cantidad de una sustancia en esta porción:

V eq = V/n eq = V/zn = V M/z; (p, T = constante)

La unidad de volumen equivalente es la misma que la unidad de volumen molar. El valor del volumen equivalente de gas es una constante de un gas dado solo en una reacción específica, ya que depende del factor de equivalencia. f eq.

Volumen molar de gas

Volumen molar de un gas De las disposiciones de que un mol de cualquier sustancia incluye un número de partículas de esa sustancia igual al número de Avogadro, y que un número igual de partículas de diferentes gases al mismo tiempo

Volumen de gas en condiciones normales.

Tema 1

LECCIÓN 7

Sujeto. Volumen molar de gases. Cálculo del volumen de gas en condiciones normales.

Objetivos de la lección: familiarizar a los estudiantes con el concepto de "volumen molar"; revelar las características del uso del concepto de "volumen molar" para sustancias gaseosas; Enseñar a los estudiantes a utilizar los conocimientos adquiridos para calcular el volumen de gases en condiciones normales.

Tipo de lección: combinada.

Formas de trabajo: relato del profesor, práctica guiada.

Equipo: tabla periódica elementos químicos D. I. Mendeleev, tarjetas con tareas, cubo con un volumen de 22,4 l (con un lado de 28,2 cm).

II. Revisar tareas y actualizar conocimientos básicos.

Los estudiantes envían sus tareas completadas en las hojas para su verificación.

1) ¿Qué es “cantidad de sustancia”?

2) Unidad de medida de la cantidad de una sustancia.

3) ¿Cuántas partículas hay en 1 mol de una sustancia?

4) ¿Cuál es la relación entre la cantidad de una sustancia y el estado de agregación en el que se encuentra esa sustancia?

5) ¿Cuántas moléculas de agua hay en 1 mol de hielo?

6) ¿Qué pasa con 1 mol de agua líquida?

7) ¿En 1 mol de vapor de agua?

8) ¿Qué masa tendrán?

III. Aprendiendo nuevo material

Crear y resolver una situación problemática Pregunta problemática. ¿Qué volumen ocupará?

No podemos responder estas preguntas de inmediato, porque el volumen de una sustancia depende de su densidad. Y según la fórmula V = m / ρ, el volumen será diferente. 1 mol de vapor ocupa más volumen que 1 mol de agua o hielo.

Porque en sustancias líquidas y gaseosas la distancia entre las moléculas de agua es diferente.

Muchos científicos han estudiado sustancias gaseosas. El químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el físico inglés Robert Boyle hicieron importantes contribuciones al estudio de este tema, quienes formularon una serie de leyes físicas que describen el estado de los gases.

¿Conoces estos patrones?

Todos los gases están igualmente comprimidos y tienen el mismo coeficiente de expansión térmica. Los volúmenes de los gases no dependen del tamaño de las moléculas individuales, sino de la distancia entre las moléculas. Las distancias entre moléculas dependen de su velocidad de movimiento, energía y, en consecuencia, de temperatura.

Basándose en estas leyes y en sus investigaciones, el científico italiano Amedeo Avogadro formuló la ley:

Volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas.

En condiciones normales, las sustancias gaseosas tienen una estructura molecular. Las moléculas de gas son muy pequeñas en comparación con la distancia entre ellas. Por tanto, el volumen de un gas no está determinado por el tamaño de las partículas (moléculas), sino por la distancia entre ellas, que es aproximadamente la misma para cualquier gas.

A. Avogadro concluyó que si tomamos 1 mol, es decir, 6,02 x 1023 moléculas de cualquier gas, ocuparán el mismo volumen. Pero al mismo tiempo, este volumen se mide en las mismas condiciones, es decir, a la misma temperatura y presión.

Las condiciones bajo las cuales se llevan a cabo dichos cálculos se denominan condiciones normales.

Condiciones normales (n.v.):

T = 273 K o t = 0 °C

P = 101,3 kPa o P = 1 atm. = 760 mmHg. Arte.

El volumen de 1 mol de una sustancia se llama volumen molar (Vm). Para gases en condiciones normales es de 22,4 l/mol.

Se demuestra un cubo con un volumen de 22,4 litros.

Un cubo de este tipo contiene entre 6,02 y 1023 moléculas de cualquier gas, por ejemplo, oxígeno, hidrógeno, amoníaco (NH 3), metano (CH4).

¿Bajo que condiciones?

A una temperatura de 0 ° C y una presión de 760 mm Hg. Arte.

De la ley de Avogadro se deduce que

donde Vm = 22,4 l/mol de cualquier gas en n. v.

Entonces, conociendo el volumen de un gas, se puede calcular la cantidad de una sustancia y viceversa.

IV. Formación de habilidades y habilidades.

Practica con ejemplos

Calcule cuánto volumen ocuparán 3 moles de oxígeno en N. v.

Calcule el número de moléculas de óxido de carbono (IV) en un volumen de 44,8 litros (n.v.).

2) Calcule el número de moléculas de C O 2 usando las fórmulas:

N (CO 2) = 2 mol · 6,02 · 1023 moléculas/mol = 12,04 · 1023 moléculas.

Respuesta: 12.04 · 1023 moléculas.

Calcule el volumen que ocupa el nitrógeno que pesa 112 g (actualmente).

V (N 2) = 4 moles · 22,4 l/mol = 89,6 l.

v. Tarea

Lea el párrafo correspondiente del libro de texto y responda las preguntas.

Tarea creativa (práctica en casa). Resuelve los problemas 2, 4, 6 del mapa de forma independiente.

Tarea de tarjeta para la lección 7

Calcule cuánto volumen ocuparán 7 moles de nitrógeno N2 (según la corriente).

Calcule el número de moléculas de hidrógeno en un volumen de 112 litros.

(Respuesta: 30,1·1023 moléculas)

Calcule el volumen de sulfuro de hidrógeno que pesa 340 g.

Volumen de gas en condiciones normales.

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Leyes de los gases. La ley de Avogadro. Volumen molar de gas

El científico francés J.L. Gay-Lussac estableció la ley relaciones volumétricas:

Por ejemplo, 1 litro de cloro se conecta con 1 litro de hidrógeno , formando 2 litros de cloruro de hidrógeno ; 2 l de óxido de azufre (IV) conectar con 1 litro de oxígeno, formando 1 litro de óxido de azufre (VI).

Esta ley permitió al científico italiano A.Avogadro Supongamos que las moléculas de gases simples ( hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cloro, etc. ) consiste en dos átomos idénticos . Cuando el hidrógeno se combina con el cloro, sus moléculas se descomponen en átomos y estos últimos forman moléculas de cloruro de hidrógeno. Pero como a partir de una molécula de hidrógeno y una molécula de cloro se forman dos moléculas de cloruro de hidrógeno, el volumen de esta última debe ser igual a la suma de los volúmenes de los gases originales.
Así, las relaciones volumétricas se explican fácilmente si partimos de la idea de la naturaleza diatómica de las moléculas de gases simples ( H2, Cl2, O2, N2, etc. ) - Esto, a su vez, sirve como prueba de la naturaleza diatómica de las moléculas de estas sustancias.
El estudio de las propiedades de los gases permitió a A. Avogadro plantear una hipótesis, que posteriormente fue confirmada por datos experimentales y, por tanto, pasó a ser conocida como la ley de Avogadro:

La ley de Avogadro implica una importante consecuencia: En las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen.

Este volumen se puede calcular si se conoce la masa. 1 litro gas En condiciones normales, (n.s.), es decir, temperatura 273К (О°С) y presión 101.325 Pa (760 mmHg) , la masa de 1 litro de hidrógeno es 0,09 g, su masa molar es 1,008 2 = 2,016 g/mol. Entonces el volumen que ocupa 1 mol de hidrógeno en condiciones normales es igual a 22,4 litros

En las mismas condiciones la masa 1 litro oxígeno 1.492g ; molar 32 g/mol . Entonces el volumen de oxígeno en (n.s.) también es igual a 22,4 moles.

El volumen molar de un gas es la relación entre el volumen de una sustancia y la cantidad de esa sustancia:

Dónde V metro - volumen molar de gas (dimensión l/mol ); V es el volumen de la sustancia del sistema; norte - la cantidad de sustancia en el sistema. Entrada de ejemplo: V metro gas (Bien.) = 22,4 l/mol.

Según la ley de Avogadro se determinan las masas molares de sustancias gaseosas. Cuanto mayor es la masa de las moléculas de gas, mayor es la masa del mismo volumen de gas. Volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas y, por tanto, de moles de gases. La relación de masas de volúmenes iguales de gases es igual a la relación de sus masas molares:

Dónde metro 1 - masa de un cierto volumen del primer gas; metro 2 - masa del mismo volumen del segundo gas; METRO 1 Y METRO 2 - masas molares del primer y segundo gas.

Normalmente, la densidad del gas se determina en relación con el gas más ligero: el hidrógeno (denotado D H2 ). La masa molar del hidrógeno es 2 g/mol . Por lo tanto conseguimos.

La masa molecular de una sustancia en estado gaseoso es igual al doble de su densidad de hidrógeno.

A menudo, la densidad de un gas se determina en relación con el aire. (D B ) . Aunque el aire es una mezcla de gases, todavía se habla de su masa molar media. Es igual a 29 g/mol. En este caso, la masa molar está determinada por la expresión METRO = 29D B .

La determinación de masas moleculares mostró que las moléculas de gases simples constan de dos átomos. (H2, F2,Cl2,O2N2) , y las moléculas de gases inertes están formadas por un átomo. (Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Para los gases nobles, “molécula” y “átomo” son equivalentes.

Ley Boyle-Mariotte: a temperatura constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional a la presión bajo la cual se encuentra.De aquí pV = constante ,
Dónde R - presión, V - volumen de gas.

Ley de Gay-Lussac: a presión constante y el cambio en el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura, es decir
V/T = constante,
Dónde t - temperatura en la escala A (kelvin)

Ley combinada de los gases de Boyle - Mariotte y Gay-Lussac:
pV/T = const.
Esta fórmula se suele utilizar para calcular el volumen de un gas en determinadas condiciones si se conoce su volumen en otras condiciones. Si se realiza una transición desde condiciones normales (o a condiciones normales), entonces esta fórmula se escribe de la siguiente manera:
pV/T = p V /T ,
Dónde R ,V ,t -presión, volumen de gas y temperatura en condiciones normales ( R = 101 325 Pa , t = 273 mil V =22,4 l/mol) .

Si se conoce la masa y cantidad de un gas, pero es necesario calcular su volumen, o viceversa, se utiliza Ecuación de Mendeleev-Clayperon:

Dónde norte - cantidad de sustancia gaseosa, mol; metro - masa, g; METRO - masa molar de gas, g/iol ; R - constante universal de gas. R = 8,31 J/(mol*K)

Leyes de los gases

Leyes de los gases. La ley de Avogadro. Volumen molar de gas El científico francés J.L. Gay-Lussac estableció la ley de las relaciones volumétricas: por ejemplo, 1 litro de cloro se combina con 1 litro de hidrógeno, formando 2

El volumen molar de un gas es igual a la relación entre el volumen del gas y la cantidad de sustancia de este gas, es decir

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

donde V m es el volumen molar de gas, un valor constante para cualquier gas en determinadas condiciones;

V(X) – volumen de gas X;

n(X) – cantidad de sustancia gaseosa X.

El volumen molar de los gases en condiciones normales (presión normal p n = 101.325 Pa ≈ 101,3 kPa y temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) es V m = 22,4 l/mol.

Leyes de los gases ideales

En los cálculos que involucran gases, a menudo es necesario pasar de estas condiciones a las normales o viceversa. En este caso, es conveniente utilizar la fórmula siguiente de la ley combinada de los gases de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac:

pV / T = p norte V norte / T norte

Donde p es la presión; V - volumen; T - temperatura en la escala Kelvin; el índice “n” indica condiciones normales.

Fracción de volumen

La composición de las mezclas de gases a menudo se expresa mediante fracción de volumen - relación de volumen. de este componente al volumen total del sistema, es decir

φ(X) = V(X) / V

donde φ(X) es la fracción en volumen del componente X;

V(X) - volumen del componente X;

V es el volumen del sistema.

La fracción de volumen es una cantidad adimensional, se expresa en fracciones de una unidad o como porcentaje.

Ejemplo 1. ¿Qué volumen ocupará amoníaco que pesa 51 g a una temperatura de 20°C y una presión de 250 kPa?

1. Determine la cantidad de sustancia amoniacal: n(NH 3) = m(NH 3) / M(NH 3) = 51/17 = 3 mol. 2. El volumen de amoniaco en condiciones normales es: V(NH 3) = V m n(NH 3) = 22,4 3 = 67,2 l. 3. Usando la fórmula (3), reducimos el volumen de amoníaco a estas condiciones (temperatura T = (273 + 20) K = 293 K): V(NH 3) = pn Vn (NH 3) / pT n = 101,3 293 67,2 / 250 273 = 29,2 l. Respuesta: V(NH 3) = 29,2 l.

Ejemplo 2. Determine el volumen que ocupará en condiciones normales una mezcla de gases que contiene hidrógeno, que pesa 1,4 gy nitrógeno, que pesa 5,6 g.

1. Encuentre las cantidades de sustancias de hidrógeno y nitrógeno: norte(N 2) = m(N 2) / M(N 2) = 5,6 / 28 = 0,2 mol norte(H 2) = m(H 2) / M(H 2) = 1,4 / 2 = 0,7 mol 2. Dado que en condiciones normales estos gases no interactúan entre sí, el volumen de la mezcla de gases será igual a la suma de los volúmenes de los gases, es decir V(mezclas) = ​​V(N 2) + V(H 2) = V m n(N 2) + V m n(H2) = 22,4 0,2 + 22,4 0,7 = 20,16 l. Respuesta: V(mezcla) = 20,16 l.

Ley de relaciones volumétricas.

¿Cómo resolver un problema utilizando la “Ley de Relaciones Volumétricas”?

Ley de las proporciones de volumen: los volúmenes de gases involucrados en una reacción están relacionados entre sí como pequeños números enteros iguales a los coeficientes en la ecuación de reacción.

Los coeficientes en las ecuaciones de reacción muestran el número de volúmenes de sustancias gaseosas que reaccionan y se forman.

Ejemplo. Calcule el volumen de aire necesario para quemar 112 litros de acetileno.

1. Hacemos la ecuación de reacción:

2. Basándonos en la ley de las relaciones volumétricas, calculamos el volumen de oxígeno:

112/2 = X/5, de donde X = 112 5/2 = 280l

3. Determine el volumen de aire:

V(aire) = V(O 2) / φ(O 2)

V(aire) = 280 / 0,2 = 1400 l.

Cantidad de sustancia. Masa molar. Volumen molar de gas. ley de avogadro
Del curso de física conocemos cantidades físicas como masa, volumen y densidad. Utilizando estas cantidades es fácil caracterizar sustancias. Por ejemplo, vamos a la tienda y compramos 1 kg de azúcar o una botella de un litro. agua mineral. Pero resulta que estas cantidades no son suficientes si es necesario considerar una sustancia desde el punto de vista del número de partículas. ¿Cuántas moléculas de azúcar hay en 1 kg de azúcar? ¿Cuántas moléculas de agua hay en una botella de un litro? ¿Y en una sola gota? La respuesta a esta pregunta se puede obtener si conoce otra cantidad física, que se llama cantidad de sustancia. Es difícil calcular el número exacto de moléculas, pero si no se cuenta en pedazos, sino en porciones, la tarea se vuelve más sencilla. Por ejemplo, nunca compramos cerillas individualmente en una tienda, pero después de haber comprado una caja de cerillas, sabemos que hay 100 piezas. Tampoco compramos servilletas individualmente, pero habiendo comprado un paquete de servilletas, es decir, una porción, sabremos exactamente cuántas servilletas compramos.
Una cantidad de una sustancia es una porción de una sustancia que tiene un cierto número de partículas estructurales. La cantidad de una sustancia suele denotarse con la letra griega ν [nu]. En el sistema SI, la unidad para medir la cantidad de una sustancia se llama mol. Un mol de una sustancia contiene el mismo número de partículas estructurales que átomos en 12 g de carbono, es decir, 6 * 1023 partículas. Esta cantidad es un valor constante y se llama "constante de Avogadro". La cantidad de una sustancia se puede definir como la relación entre el número de partículas estructurales y el número de partículas en un mol de sustancia.
Por ejemplo, con esta fórmula se puede calcular fácilmente la cantidad de sustancia que corresponde a 3*1023 átomos de hierro.
Transformando la fórmula original es fácil determinar el número de partículas estructurales a partir de una cantidad conocida de sustancia: N = v * NA
Esta constante recibió su nombre en honor a Amedeo Avogadro, quien en 1811 hizo una suposición, que luego fue confirmada experimentalmente y ahora lleva el nombre de Ley de Avogadro. Ley de Avogadro: “volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen el mismo número de moléculas”.
De la ley de Avogadro se deduce que, en las mismas condiciones, masas de gases que contengan el mismo número de partículas estructurales ocuparán el mismo volumen. A una presión de 1 atmósfera y una temperatura de 0 grados Celsius, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a 22,4 litros. Este volumen se llama volumen molar. Y las condiciones son condiciones normales. El volumen molar se denota por Vm y muestra el volumen de un gas con una cantidad de 1 mol. En condiciones normales es un valor constante.
En condiciones normales, la cantidad de una sustancia es la relación entre el volumen y el volumen molar.
Con esta fórmula, puedes determinar el volumen de una sustancia si se conoce su cantidad: V = ν * Vm
La masa de una sustancia en una cantidad de 1 mol se llama masa molar, denotada por la letra M. La masa molar es numéricamente igual a la masa molecular relativa. La unidad de masa molar es g/mol.
Conociendo la masa de una sustancia, es fácil determinar su cantidad.

Encontremos la cantidad de sustancia 5,6 g de hierro.
Para encontrar la masa de una sustancia a partir de una cantidad conocida, transformamos la fórmula: m = ν * M
Material de referencia
La cantidad de sustancia ν [nu] es cantidad física, que caracteriza el número de unidades estructurales del mismo tipo (cualquier partícula que compone una sustancia: átomos, moléculas, iones, etc.) contenidas en una sustancia. La unidad de medida de la cantidad de una sustancia en el Sistema Internacional de Unidades (SI) es el mol.
Un mol es una unidad de medida de la cantidad de una sustancia. Un mol de una sustancia contiene la misma cantidad de partículas estructurales que átomos hay en 12 g de carbono.
La masa molar (M) es la masa de una sustancia en una cantidad de un mol. Unidad g/mol.
Condiciones normales (n.s.) – condiciones físicas, determinada por una presión de 101325 Pa (atmósfera normal) y una temperatura de 273,15 K (0 °C).
El volumen molar (Vm) es el volumen de una sustancia de un mol. Unidad de medida: l/mol; en el núm. Vm = 22,4 l/mol
Ley de Avogadro: volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen la misma cantidad de moléculas.
La constante de Avogadro (NA) muestra el número de partículas estructurales en una sustancia de un mol.

El propósito de la lección: Formar el concepto de volúmenes molares, milimolares y kilomolares de gases y sus unidades de medida.

Objetivos de la lección:

• Educativo– consolidar fórmulas previamente estudiadas y encontrar la conexión entre volumen y masa, cantidad de sustancia y número de moléculas, consolidar y sistematizar los conocimientos de los estudiantes.
• De desarrollo– desarrollar habilidades y habilidades para resolver problemas, habilidades para pensamiento lógico, ampliar los horizontes de los estudiantes, su creatividad, su capacidad para trabajar con literatura adicional, su memoria a largo plazo y su interés por el tema.
• Educativo– educar a las personas con nivel alto cultura, para formar la necesidad de actividad cognitiva.

Tipo de lección: Lección combinada.

Equipos y reactivos: Cuadro “Volumen molar de gases”, retrato de Avogadro, vaso de precipitados, agua, vasitos medidores con azufre, óxido de calcio, glucosa con una cantidad de sustancia de 1 mol.

Plan de estudios:

1. Momento organizacional (1 min.)
2. Prueba de conocimientos en forma de encuesta frontal (10 min.)
3. Completar la tabla (5 min.)
4. Explicación de material nuevo (10 min.)
5. Consolidación (10 min.)
6. Resumiendo (3 min.)
7. Tarea (1 min.)

durante las clases

1. Momento organizativo.

2. Conversación frontal sobre temas.

¿Cómo se llama la masa de 1 mol de una sustancia?

¿Cómo relacionar masa molar y cantidad de una sustancia?

¿Cuál es el número de Avogadro?

¿Cómo se relaciona el número de Avogadro con la cantidad de materia?

¿Cómo podemos relacionar la masa y el número de moléculas de una sustancia?

3. Ahora complete la tabla resolviendo los problemas; este es un trabajo en grupo.

Fórmula, sustancias	Peso (gramos	Masa molar, g/mol	Cantidad de sustancia, mol	Número de moléculas	Número de Avogadro, moléculas/mol
Zno	?	81 g/mol	? lunar	18 10 23 moléculas	6 10 23
MgS	5,6g	56 g/mol	? lunar	?	6 10 23
BaCl2	?	? g/mol	0,5 moles	3 10 23 moléculas	6 10 23

4. Estudiar material nuevo.

“...Queremos no sólo saber cómo funciona la naturaleza (y cómo fenomenos naturales), pero también, si es posible, alcanzar un objetivo, quizás utópico y atrevido en apariencia: descubrir por qué la naturaleza es exactamente como es y no de otra manera. En esto los científicos encuentran máxima satisfacción.»
Albert Einstein

Por eso, nuestro objetivo es encontrar la mayor satisfacción como verdaderos científicos.

¿Cómo se llama el volumen de 1 mol de una sustancia?

¿De qué depende el volumen molar?

¿Cuál será el volumen molar de agua si Mr = 18 y ρ = 1 g/ml?

(Por supuesto 18 ml).

Para determinar el volumen, usaste la fórmula conocida en física ρ = m / V (g/ml, g/cm3, kg/m3)

Midamos este volumen usando utensilios de medir. Midamos los volúmenes molares de alcohol, azufre, hierro, azúcar. Son diferentes porque... diferentes densidades (tabla de diferentes densidades).

¿Qué pasa con los gases? Resulta que 1 mol de cualquier gas en condiciones ambientales. (0°C y 760 mmHg) ocupa el mismo volumen molar de 22,4 l/mol (que se muestra en la tabla). ¿Cómo se llamará el volumen de 1 kilomol? Kilomolar. Es igual a 22,4 m 3 / kmol. Volumen milimolar 22,4 ml/mol.

¿De dónde salió este número?

Se desprende de la ley de Avogadro. Corolario de la ley de Avogadro: 1 mol de cualquier gas en condiciones ambientales. Ocupa un volumen de 22,4 l/mol.

Ahora escucharemos un poco sobre la vida del científico italiano. (informe sobre la vida de Avogadro)

Ahora veamos la dependencia de los valores de diferentes indicadores:

Fórmula de sustancia	Estado físico (en el n.º)	Peso (gramos	Densidad, g/ml	Volumen de porciones de 1 mol, l	Cantidad de sustancia, mol	Relación entre volumen y cantidad de sustancia.
NaCl	Sólido	58,5	2160	0,027	1	0,027
H2O	Líquido	18	1000	0,018	1	0,18
O2	Gas	32	1,43	22,4	1	22,4
H2	Gas	2	0,09	22,4	1	22,4
CO2	Gas	44	1,96	22,4	1	22,4
Entonces 2	gas	64	2,86	22,4	1	22,4

De la comparación de los datos obtenidos, saque una conclusión (la relación entre el volumen y la cantidad de una sustancia para todas las sustancias gaseosas (en condiciones estándar) se expresa mediante el mismo valor, que se llama volumen molar).

Se denomina V m y se mide en l/mol, etc. Derivemos una fórmula para encontrar el volumen molar.

Vm = V/v , desde aquí puedes encontrar la cantidad de sustancia y el volumen de gas. Ahora recordemos las fórmulas estudiadas anteriormente, ¿es posible combinarlas? Puede obtener fórmulas universales para los cálculos.

m/M = V/Vm;

V/V m = N/Na

5. Ahora consolidemos el conocimiento adquirido con la ayuda del cálculo mental, de modo que el conocimiento a través de habilidades se aplique automáticamente, es decir, se convierta en habilidades.

Por la respuesta correcta recibirás un punto y según la cantidad de puntos recibirás una calificación.

1. ¿Cuál es la fórmula del hidrógeno?
2. ¿Cuál es su peso molecular relativo?
3. ¿Cuál es su masa molar?
4. ¿Cuántas moléculas de hidrógeno habrá en cada caso?
5. ¿Qué volumen ocuparán en condiciones normales? 3 gramos de H2?
6. ¿Cuánto pesarán 12 10 23 moléculas de hidrógeno?
7. ¿Qué volumen ocuparán estas moléculas en cada caso?

Ahora resolvamos los problemas en grupos.

Tarea número 1

Muestra: ¿Qué volumen ocupan 0,2 mol de N 2 en el nivel cero?

1. ¿Qué volumen ocupan 5 moles de O 2 al nivel del suelo?
2. ¿Qué volumen ocupan 2,5 moles de H2 al nivel del suelo?

Tarea número 2

Muestra: ¿Qué cantidad de sustancia contiene hidrógeno con un volumen de 33,6 litros al nivel del suelo?

Problemas para resolver de forma independiente.

Resuelva los problemas según el ejemplo dado:

1. ¿Qué cantidad de sustancia contiene oxígeno con un volumen de 0,224 litros en condiciones ambientales?
2. ¿Qué cantidad de sustancia contiene dióxido de carbono con un volumen de 4,48 litros al nivel del suelo?

Tarea número 3

Muestra: ¿Qué volumen ocuparán 56 g de gas CO en condiciones estándar?

Problemas para resolver de forma independiente.

Resuelva los problemas según el ejemplo dado:

1. ¿Qué volumen ocuparán 8 g de gas O 2 en condiciones ambientales?
2. ¿Qué volumen ocuparán 64 g de gas SO 2 a nivel cero?

Tarea número 4

Muestra: ¿Qué volumen contiene 3·10 23 moléculas de hidrógeno H 2 a nivel cero?

Problemas para resolver de forma independiente.

Resuelva los problemas según el ejemplo dado:

1. ¿Qué volumen contiene 12,04 · 10 23 moléculas de hidrógeno CO 2 en condiciones estándar?
2. ¿Qué volumen contiene 3,01·10 23 moléculas de hidrógeno O 2 en condiciones estándar?

El concepto de densidad relativa de los gases debe darse sobre la base de su conocimiento de la densidad del cuerpo: D = ρ 1 /ρ 2, donde ρ 1 es la densidad del primer gas, ρ 2 es la densidad del segundo gas. Conoces la fórmula ρ = m/V. Reemplazando m en esta fórmula con M, y V con V m, obtenemos ρ = M/V m. Entonces la densidad relativa se puede expresar usando el lado derecho de la última fórmula:

D = ρ 1 /ρ 2 = M 1 / M 2.

Conclusión: la densidad relativa de los gases es un número que muestra cuántas veces la masa molar de un gas es mayor que la masa molar de otro gas.

Por ejemplo, determine la densidad relativa del oxígeno en comparación con el aire y el hidrógeno.

6. Resumiendo.

Resolver problemas para consolidar:

Encuentre la masa (un.s.): a) 6 litros. O3; b) 14 litros. gas H2S?

¿Cuál es el volumen de hidrógeno en condiciones ambientales? ¿Se forma por la interacción de 0,23 g de sodio con agua?

¿Cuál es la masa molar del gas si es 1 litro? ¿Tiene una masa de 3,17 g? (¡Pista! m = ρ V)