Chemia17

inwi .1 .pfiKiy inniiiKui«riin| nuiinwy ^iimninoii

’ l.ml /. 11 u .. 111 u «1.1 M\i li zadania

0,5 mola    x    ęj

2 KNO, —. 2 KNQ₂ + C)₂

3    krok. Odpowiednie odczytanie równania.

2KNO., — 2 KNO, + 0₂

2 mole    170    g

4    krok. Porównanie informacji zawartych w 2 i 3 kroku.

0,5 mola    x    g

2 KNO, —* 2 KN0₂ + 0₂

2 mole    170 g

5    krok. Zapisanie odpowiedniej proporcji i jej rozwiązanie.

0,5 mola KNO, ₌ ig KNO,

2 mole KNO, ~170gKNO₂

= °’^{5 m}-^ola- ¹⁷⁰ g = 42,5 g KNO, 2 mole

Odpowiedź: W wyniku termicznego rozkładu 0,5 mola KNO, powstaje 42,5 g KN0₂.

2.1.8. Objętość molowa gazów

W ciałach stałych i cieczach atomy oraz cząsteczki znajdują się blisko siebie. Ponieważ mają one różną wielkość, zależną od substancji (pierwiastka lub związku), objętości odmierzonych molowych porcji nie są sobie równe.

Objętości gazów nałoży po-lównywać w łych samych wai linkach tornperatury i ciśnienia.

Natomiast atomy lub cząsteczki w gazach są bardzo oddalone od siebie, dzięki czemu objętość 1 mola cząsteczek gazu prawie nie zależy od objętości własnej cząstek. (Oczywiście, jeśli gaz zaczniemy sprężać aż do momentu skroplenia go, to otrzymane wówczas ciecze będą miały różne objętości). Bardzo ważne jest porównywanie gazów w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia. Wiemy bowiem, że objętość gazu w istotny sposób zależy zarówno od ciśnienia, jak i temperatury.

W chemii posługujemy się zazwyczaj warunkami normalnymi.

Ryc. 2.2. 1 mol cukru i 1 mol wody

¹ i i •. nidi.iwi iwm nn|tii l.i wln/.lfln / HOńi ii »w.| ii ii*'11 im i.ii |,| pr/iunlmi * IimiiiIi uyi

W.iiimki notm.ilnr i »|>i*.y\ a in> i | u ;<    11mn|x*i.11ut«,* 2 / ł K (O < ) om/ < iśnienu'

1013 hPa.    ||

Objętość gazu odmici/onccjo w w.uunkach normalnych nazywamy objęto ś< ią molową gazu, jo/eli zawiera I mol cząsteczek lub atomów.

i Objętość molowa gazów w warunkach normalnych jest równa 22,4 dm’.

	°2 0 k
Cl2	H,
	TA:. tT n2 # m co2 1 1

Ryc. 2.3. Baloniki z 1 molem różnydi <|.i <>vv

Ogromnie trudno było udowodnić, że w otaczającym nas powietrzu znajdują się jakieś cząsteczki materialne. Jeszcze więcej wysiłku kosztowało wykazanie, że zachowaniem się tych cząsteczek rządzą jakieś prawa. Badaniami gazów zajmowano się już około 300 łat temu, dochodząc powoli, że powietrze jest mieszaniną gazów. Odkryto też, że gazy reagują ze sobą w ściśle określonych stosunkach objętościowych. To właśnie doprowadziło Avogadra do sformułowania jednego z najważniejszych praw w chemii.

Pierwotna postać prawa Avogadra, postawiona wówczas jako hipoteza, brzmiała:

Kowne objętości różnych gazów w tych samych warunkach ciśnienia i tempe-tatury mają jednakowe liczby cząsteczek.

I )ziś najczęściej mówimy, że:

Objętość 22,4 dm³ dowolnego gazu zawiera w warunkach normalnych [6,02 • 10²³ cząsteczek.

Oczywiście w wypadku gazu szlachetnego, na przykład helu czy neonu, objętość 22,4 dm³ w warunkach normalnych zawiera 6,02 • 10²³ atomów, gdyż gazy te nie tworzą cząsteczek.

I .iczbę moli gazu można uzyskać, dzieląc objętość gazu przez jego objętość molową, czyli w warunkach normalnych 22,4 dm³, korzystając ze wzoru

V

ⁿ v_moX

g.d/ie // to liczba moli, V-objętość gazu, a V_mo] - objętość molowa gazu.

Przykład 17

( Milicz, ile moli cząsteczek zawiera 300 dm³ gazu odmierzonego w wa unikach noi m.ilnyi h