Avant de résoudre des problèmes, vous devez connaître les formules et les règles permettant de trouver le volume de gaz. Il ne faut pas oublier la loi d'Avogadro. Et le volume de gaz lui-même peut être calculé à l'aide de plusieurs formules, en choisissant celle qui convient. Lors du choix de la formule requise, les conditions environnementales, notamment la température et la pression, sont d'une grande importance.

La loi d'Avogadro

Il dit qu’à la même pression et à la même température, les mêmes volumes de gaz différents contiendront le même nombre de molécules. Le nombre de molécules de gaz contenues dans une mole est le nombre d'Avogadro. De cette loi il résulte que : 1 Kmol (kilomol) d'un gaz parfait, n'importe quel gaz, à la même pression et température (760 mm Hg et t = 0*C) occupe toujours un volume = 22,4136 m3.

Comment déterminer le volume de gaz

• La formule V=n*Vm se retrouve le plus souvent dans les problèmes. Ici, le volume de gaz en litres est V, Vm est le volume molaire de gaz (l/mol), qui dans des conditions normales = 22,4 l/mol, et n est la quantité de substance en moles. Lorsque les conditions n’ont pas la quantité d’une substance, mais qu’il existe une masse de la substance, alors nous procédons de cette façon : n=m/M. Ici, M est g/mol (masse molaire de la substance) et la masse de la substance en grammes est m. Dans le tableau périodique, sous chaque élément est inscrite sa masse atomique. Additionnons toutes les masses et obtenons ce que nous recherchons.
• Alors, comment calculer le volume de gaz. Voici la tâche : dissoudre 10 g d'aluminium dans de l'acide chlorhydrique. Question : quelle quantité d’hydrogène peut être libérée à toi.? L'équation de réaction ressemble à ceci : 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Au tout début, on retrouve l'aluminium (quantité) qui a réagi selon la formule : n(Al)=m(Al)/M(Al). On prend la masse d'aluminium (molaire) du tableau périodique M(Al) = 27 g/mol. Remplaçons : n(Al)=10/27=0,37 mol. L’équation chimique montre que 3 moles d’hydrogène se forment lorsque 2 moles d’aluminium sont dissoutes. Il est nécessaire de calculer la quantité d'hydrogène qui sera libérée à partir de 0,4 mole d'aluminium : n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Remplaçons les données dans la formule et trouvons le volume de ce gaz. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

Où m est la masse, M est la masse molaire, V est le volume.

4. Loi d'Avogadro. Créé par le physicien italien Avogadro en 1811. Des volumes identiques de gaz, prélevés à la même température et à la même pression, contiennent le même nombre de molécules.

Ainsi, on peut formuler la notion de quantité d'une substance : 1 mole d'une substance contient un nombre de particules égal à 6,02 * 10 23 (appelée constante d'Avogadro)

La conséquence de cette loi est que Dans des conditions normales (P 0 =101,3 kPa et T 0 =298 K), 1 mole de n'importe quel gaz occupe un volume égal à 22,4 litres.

5. Loi Boyle-Mariotte

A température constante, le volume d'une quantité donnée de gaz est inversement proportionnel à la pression sous laquelle elle se trouve :

6. Loi de Gay-Lussac

À pression constante, la variation du volume de gaz est directement proportionnelle à la température :

V/T = const.

7. La relation entre le volume de gaz, la pression et la température peut être exprimée loi combinée Boyle-Mariotte et Gay-Lussac, qui est utilisé pour convertir les volumes de gaz d'une condition à une autre :

P 0 , V 0 , T 0 - pression de volume et température dans des conditions normales : P 0 =760 mm Hg. Art. ou 101,3 kPa ; T 0 =273 K (0 0 C)

8. Évaluation indépendante de la valeur moléculaire masses M peut être fait en utilisant ce qu'on appelle équations d'état des gaz parfaits ou les équations de Clapeyron-Mendeleev :

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

Où R- pression du gaz dans un système fermé, V- le volume du système, T- masse de gaz, T- température absolue, R- Constante du gaz universel.

Notez que la valeur de la constante R. peut être obtenu en substituant les valeurs caractérisant une mole de gaz dans des conditions normales dans l'équation (1.1) :

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

Exemples de résolution de problèmes

Exemple 1. Ramener le volume de gaz à des conditions normales.

Quel volume (n.s.) sera occupé par 0,4×10 -3 m 3 de gaz situé à 50 0 C et une pression de 0,954×10 5 Pa ?

Solution. Pour ramener le volume de gaz aux conditions normales, utilisez une formule générale combinant les lois de Boyle-Mariotte et de Gay-Lussac :

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

Le volume de gaz (n.s.) est égal à , où T 0 = 273 K ; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa ; T = 273 + 50 = 323 K ;

m 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

A (norme) le gaz occupe un volume égal à 0,32×10 -3 m 3 .

Exemple 2. Calcul de la densité relative d'un gaz à partir de son poids moléculaire.

Calculez la densité de l'éthane C 2 H 6 à partir de l'hydrogène et de l'air.

Solution. De la loi d'Avogadro, il résulte que la densité relative d'un gaz à un autre est égale au rapport des masses moléculaires ( M h) de ces gaz, c'est-à-dire D = M 1 /M 2. Si M1 C2H6 = 30, M2 H2 = 2, le poids moléculaire moyen de l'air est de 29, alors la densité relative de l'éthane par rapport à l'hydrogène est D H2 = 30/2 =15.

Densité relative de l'éthane dans l'air : D air= 30/29 = 1,03, soit l'éthane est 15 fois plus lourd que l'hydrogène et 1,03 fois plus lourd que l'air.

Exemple 3. Détermination du poids moléculaire moyen d'un mélange de gaz par densité relative.

Calculez le poids moléculaire moyen d'un mélange de gaz constitué de 80 % de méthane et de 20 % d'oxygène (en volume), en utilisant les densités relatives de ces gaz par rapport à l'hydrogène.

Solution. Les calculs sont souvent effectués selon la règle de mélange, qui stipule que le rapport des volumes de gaz dans un mélange gazeux à deux composants est inversement proportionnel aux différences entre la densité du mélange et les densités des gaz qui composent ce mélange. . Notons la densité relative du mélange gazeux par rapport à l'hydrogène par D H2. elle sera supérieure à la densité du méthane, mais inférieure à la densité de l'oxygène :

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

La densité de l'hydrogène de ce mélange de gaz est de 9,6. poids moléculaire moyen du mélange gazeux M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Exemple 4. Calcul de la masse molaire d'un gaz.

La masse de 0,327×10 -3 m 3 de gaz à 13 0 C et une pression de 1,040×10 5 Pa est égale à 0,828×10 -3 kg. Calculez la masse molaire du gaz.

Solution. La masse molaire d'un gaz peut être calculée à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron :

Où m– masse de gaz ; M– masse molaire du gaz ; R.– constante de gaz molaire (universelle), dont la valeur est déterminée par les unités de mesure acceptées.

Si la pression est mesurée en Pa et le volume en m3, alors R.=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

L'une des unités de base du Système international d'unités (SI) est L'unité de quantité d'une substance est la taupe.

Taupe – il s'agit de la quantité d'une substance qui contient autant d'unités structurelles d'une substance donnée (molécules, atomes, ions, etc.) qu'il y a d'atomes de carbone contenus dans 0,012 kg (12 g) d'un isotope du carbone 12 AVEC .

Considérant que la valeur de la masse atomique absolue du carbone est égale à m(C) = 1,99 10  26 kg, le nombre d'atomes de carbone peut être calculé N UN, contenu dans 0,012 kg de carbone.

Une mole de n'importe quelle substance contient le même nombre de particules de cette substance (unités structurelles). Le nombre d'unités structurelles contenues dans une substance en quantité d'une mole est de 6,02 10 23 et s'appelle Le numéro d'Avogadro (N UN ).

Par exemple, une mole de cuivre contient 6,02 10 23 atomes de cuivre (Cu) et une mole d'hydrogène (H 2) contient 6,02 10 23 molécules d'hydrogène.

Masse molaire(M) est la masse d'une substance prise à raison de 1 mole.

La masse molaire est désignée par la lettre M et a la dimension [g/mol]. En physique, ils utilisent l'unité [kg/kmol].

Dans le cas général, la valeur numérique de la masse molaire d'une substance coïncide numériquement avec la valeur de sa masse moléculaire relative (atomique relative).

Par exemple, le poids moléculaire relatif de l’eau est :

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

La masse molaire de l'eau a la même valeur, mais s'exprime en g/mol :

M (H 2 O) = 18 g/mole.

Ainsi, une mole d'eau contenant 6,02 10 23 molécules d'eau (respectivement 2 6,02 10 23 atomes d'hydrogène et 6,02 10 23 atomes d'oxygène) a une masse de 18 grammes. L'eau, avec une quantité de substance de 1 mole, contient 2 moles d'atomes d'hydrogène et une mole d'atomes d'oxygène.

1.3.4. La relation entre la masse d'une substance et sa quantité

Connaissant la masse d'une substance et sa formule chimique, et donc la valeur de sa masse molaire, vous pouvez déterminer la quantité de la substance et, à l'inverse, connaissant la quantité de la substance, vous pouvez déterminer sa masse. Pour de tels calculs, vous devez utiliser les formules :

où ν est la quantité de substance, [mol] ; m– masse de la substance, [g] ou [kg] ; M – masse molaire de la substance, [g/mol] ou [kg/kmol].

Par exemple, pour trouver la masse de sulfate de sodium (Na 2 SO 4) en quantité de 5 moles, on trouve :

1) la valeur de la masse moléculaire relative de Na 2 SO 4, qui est la somme des valeurs arrondies des masses atomiques relatives :

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

2) une valeur numériquement égale de la masse molaire de la substance :

M(Na2SO4) = 142 g/mole,

3) et enfin la masse de 5 moles de sulfate de sodium :

m = νM = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Réponse : 710.

1.3.5. La relation entre le volume d'une substance et sa quantité

Dans des conditions normales (n.s.), c'est-à-dire à pression R. , égal à 101325 Pa (760 mm Hg), et température T, égal à 273,15 K (0 С), une mole de gaz et de vapeurs différents occupe le même volume égal à 22,4 litres.

Le volume occupé par 1 mole de gaz ou de vapeur au niveau du sol est appelé volume molairegaz et a la dimension litre par mole.

Vmol = 22,4 l/mol.

Connaissant la quantité de substance gazeuse (ν ) Et valeur du volume molaire (V mol) vous pouvez calculer son volume (V) dans des conditions normales :

V = ν V mol,

où ν est la quantité de substance [mol] ; V – volume de substance gazeuse [l] ; Vmol = 22,4 l/mol.

Et inversement, connaître le volume ( V) d'une substance gazeuse dans des conditions normales, sa quantité (ν) peut être calculée :

Où m est la masse, M est la masse molaire, V est le volume.

4. Loi d'Avogadro. Créé par le physicien italien Avogadro en 1811. Des volumes identiques de gaz, prélevés à la même température et à la même pression, contiennent le même nombre de molécules.

Ainsi, on peut formuler la notion de quantité d'une substance : 1 mole d'une substance contient un nombre de particules égal à 6,02 * 10 23 (appelée constante d'Avogadro)

La conséquence de cette loi est que Dans des conditions normales (P 0 =101,3 kPa et T 0 =298 K), 1 mole de n'importe quel gaz occupe un volume égal à 22,4 litres.

5. Loi Boyle-Mariotte

A température constante, le volume d'une quantité donnée de gaz est inversement proportionnel à la pression sous laquelle elle se trouve :

6. Loi de Gay-Lussac

À pression constante, la variation du volume de gaz est directement proportionnelle à la température :

V/T = const.

7. La relation entre le volume de gaz, la pression et la température peut être exprimée loi combinée Boyle-Mariotte et Gay-Lussac, qui est utilisé pour convertir les volumes de gaz d'une condition à une autre :

P 0 , V 0 , T 0 - pression de volume et température dans des conditions normales : P 0 =760 mm Hg. Art. ou 101,3 kPa ; T 0 =273 K (0 0 C)

8. Évaluation indépendante de la valeur moléculaire masses M peut être fait en utilisant ce qu'on appelle équations d'état des gaz parfaits ou les équations de Clapeyron-Mendeleev :

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

Où R- pression du gaz dans un système fermé, V- le volume du système, T- masse de gaz, T- température absolue, R- Constante du gaz universel.

Notez que la valeur de la constante R. peut être obtenu en substituant les valeurs caractérisant une mole de gaz dans des conditions normales dans l'équation (1.1) :

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

Exemples de résolution de problèmes

Exemple 1. Ramener le volume de gaz à des conditions normales.

Quel volume (n.s.) sera occupé par 0,4×10 -3 m 3 de gaz situé à 50 0 C et une pression de 0,954×10 5 Pa ?

Solution. Pour ramener le volume de gaz aux conditions normales, utilisez une formule générale combinant les lois de Boyle-Mariotte et de Gay-Lussac :

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

Le volume de gaz (n.s.) est égal à, où T 0 = 273 K ; p 0 = 1,013 × 10 5 Pa ; T = 273 + 50 = 323 K ;

M 3 = 0,32 × 10 -3 m 3.

A (norme) le gaz occupe un volume égal à 0,32×10 -3 m 3 .

Exemple 2. Calcul de la densité relative d'un gaz à partir de son poids moléculaire.

Calculez la densité de l'éthane C 2 H 6 à partir de l'hydrogène et de l'air.

Solution. De la loi d'Avogadro, il résulte que la densité relative d'un gaz à un autre est égale au rapport des masses moléculaires ( M h) de ces gaz, c'est-à-dire D = M 1 /M 2. Si M1 C2H6 = 30, M2 H2 = 2, le poids moléculaire moyen de l'air est de 29, alors la densité relative de l'éthane par rapport à l'hydrogène est D H2 = 30/2 =15.

Densité relative de l'éthane dans l'air : D air= 30/29 = 1,03, soit l'éthane est 15 fois plus lourd que l'hydrogène et 1,03 fois plus lourd que l'air.

Exemple 3. Détermination du poids moléculaire moyen d'un mélange de gaz par densité relative.

Calculez le poids moléculaire moyen d'un mélange de gaz constitué de 80 % de méthane et de 20 % d'oxygène (en volume), en utilisant les densités relatives de ces gaz par rapport à l'hydrogène.

Solution. Les calculs sont souvent effectués selon la règle de mélange, qui stipule que le rapport des volumes de gaz dans un mélange gazeux à deux composants est inversement proportionnel aux différences entre la densité du mélange et les densités des gaz qui composent ce mélange. . Notons la densité relative du mélange gazeux par rapport à l'hydrogène par D H2. elle sera supérieure à la densité du méthane, mais inférieure à la densité de l'oxygène :

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

La densité de l'hydrogène de ce mélange de gaz est de 9,6. poids moléculaire moyen du mélange gazeux M H2 = 2 D H2 = 9,6×2 = 19,2.

Exemple 4. Calcul de la masse molaire d'un gaz.

La masse de 0,327×10 -3 m 3 de gaz à 13 0 C et une pression de 1,040×10 5 Pa est égale à 0,828×10 -3 kg. Calculez la masse molaire du gaz.

Solution. La masse molaire d'un gaz peut être calculée à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron :

Où m– masse de gaz ; M– masse molaire du gaz ; R.– constante de gaz molaire (universelle), dont la valeur est déterminée par les unités de mesure acceptées.

Si la pression est mesurée en Pa et le volume en m3, alors R.=8,3144×10 3 J/(kmol×K).

3.1. Lors des mesures de l'air atmosphérique, de l'air de la zone de travail, ainsi que des émissions industrielles et des hydrocarbures dans les conduites de gaz, il se pose le problème de ramener les volumes d'air mesurés à des conditions normales (standard). Souvent, dans la pratique, lorsque des mesures de la qualité de l'air sont prises, les concentrations mesurées ne sont pas recalculées dans des conditions normales, ce qui entraîne des résultats peu fiables.

Voici un extrait de la norme :

« Les mesures conduisent à des conditions standards en utilisant la formule suivante :

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

où : C 0 - résultat exprimé en unités de masse par unité de volume d'air, kg/mètre cube. m, ou la quantité de substance par unité de volume d'air, mol/cube. m, à température et pression standard ;

C 1 - résultat exprimé en unités de masse par unité de volume d'air, kg/mètre cube. m, ou la quantité de substance par unité de volume

air, mol/cub. m, à la température T 1, K et à la pression P 1, kPa.

La formule de réduction aux conditions normales sous une forme simplifiée a la forme (2)

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

facteur de conversion standard pour la normalisation. Les paramètres de l'air et des impuretés sont mesurés à différentes valeurs de température, de pression et d'humidité. Les résultats fournissent des conditions standard pour comparer les paramètres de qualité de l’air mesurés dans différents endroits et sous différents climats.

3.2. Conditions normales de l'industrie

Les conditions normales sont des conditions physiques standard avec lesquelles les propriétés des substances sont généralement liées (température et pression standard, STP). Les conditions normales sont définies par l'IUPAC (International Union of Practical and Applied Chemistry) comme suit : Pression atmosphérique 101325 Pa = 760 mm Hg. Température de l'air 273,15 K = 0° C.

Les conditions standard (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) sont la température et la pression ambiantes normales : pression 1 Bar = 10 5 Pa = 750,06 mm T. Art. ; température 298,15 K = 25 °C.

Autres endroits.

Mesures de la qualité de l'air.

Les résultats de la mesure des concentrations de substances nocives dans l'air de la zone de travail conduisent aux conditions suivantes : température 293 K (20°C) et pression 101,3 kPa (760 mm Hg).

Les paramètres aérodynamiques des émissions polluantes doivent être mesurés conformément aux normes gouvernementales en vigueur. Les volumes de gaz d'échappement obtenus à partir des résultats de mesures instrumentales doivent être ramenés aux conditions normales (norme) : 0°C, 101,3 kPa.

Aviation.

L'Organisation de l'aviation civile internationale (OACI) définit l'atmosphère standard internationale (ISA) comme un niveau de la mer avec une température de 15 °C, une pression atmosphérique de 101 325 Pa et une humidité relative de 0 %. Ces paramètres sont utilisés lors du calcul du mouvement des avions.

Industrie du gaz.

L'industrie gazière de la Fédération de Russie, lorsqu'elle effectue des paiements aux consommateurs, utilise des conditions atmosphériques conformes à GOST 2939-63 : température 20 °C (293,15 K) ; pression 760 mm Hg. Art. (101325N/m²); l'humidité est de 0. Ainsi, la masse d'un mètre cube de gaz selon GOST 2939-63 est légèrement inférieure à celle dans des conditions normales « chimiques ».

Essais

Pour tester les machines, instruments et autres produits techniques, les valeurs suivantes sont prises comme valeurs normales des facteurs climatiques lors du test des produits (conditions climatiques normales) :

Température - plus 25°±10°С ; Humidité relative – 45-80%

Pression atmosphérique 84-106 kPa (630-800 mmHg)

Vérification des instruments de mesure

Les valeurs nominales des grandeurs d'influence normales les plus courantes sont sélectionnées comme suit : Température - 293 K (20 ° C), pression atmosphérique - 101,3 kPa (760 mm Hg).

Rationnement

Les lignes directrices concernant l'établissement de normes de qualité de l'air indiquent que les concentrations maximales admissibles dans l'air atmosphérique sont établies dans des conditions intérieures normales, c'est-à-dire 20 C et 760 mm. art. Art.

Noms des acides sont formés à partir du nom russe de l'atome central de l'acide avec l'ajout de suffixes et de terminaisons. Si l'état d'oxydation de l'atome central de l'acide correspond au numéro de groupe du tableau périodique, alors le nom est formé à l'aide de l'adjectif le plus simple du nom de l'élément : H 2 SO 4 - acide sulfurique, HMnO 4 - acide manganèse . Si les éléments acidifiants ont deux états d'oxydation, alors l'état d'oxydation intermédiaire est désigné par le suffixe –ist- : H 2 SO 3 – acide sulfureux, HNO 2 – acide nitreux. Divers suffixes sont utilisés pour les noms d'acides halogènes qui ont de nombreux états d'oxydation : des exemples typiques sont HClO 4 - chlore n acide, HClO 3 – chlore nouvelle acide, HClO 2 – chlore est acide, HClO – chlore novatiste acide ique (l'acide HCl sans oxygène est appelé acide chlorhydrique - généralement acide chlorhydrique). Les acides peuvent différer par le nombre de molécules d’eau qui hydratent l’oxyde. Les acides contenant le plus grand nombre d'atomes d'hydrogène sont appelés orthoacides : H 4 SiO 4 - acide orthosilicique, H 3 PO 4 - acide orthophosphorique. Les acides contenant 1 ou 2 atomes d'hydrogène sont appelés métaacides : H 2 SiO 3 - acide métasilicique, HPO 3 - acide métaphosphorique. Les acides contenant deux atomes centraux sont appelés di acides : H 2 S 2 O 7 – acide disulfurique, H 4 P 2 O 7 – acide diphosphorique.

Les noms de composés complexes se forment de la même manière que noms de sels, mais le cation ou l'anion complexe reçoit un nom systématique, c'est-à-dire qu'il se lit de droite à gauche : K 3 - hexafluoroferrate de potassium (III), SO 4 - sulfate de cuivre tétraammine (II).

Noms des oxydes sont formés à l'aide du mot « oxyde » et du génitif du nom russe de l'atome central de l'oxyde, indiquant, si nécessaire, l'état d'oxydation de l'élément : Al 2 O 3 - oxyde d'aluminium, Fe 2 O 3 - fer (III) oxyde.

Noms des bases sont formés à partir du mot « hydroxyde » et du génitif du nom russe de l'atome d'hydroxyde central, indiquant, si nécessaire, l'état d'oxydation de l'élément : Al(OH) 3 - hydroxyde d'aluminium, Fe(OH) 3 - fer (III) hydroxyde.

Noms des composés avec de l'hydrogène se forment en fonction des propriétés acido-basiques de ces composés. Pour les composés gazeux acidogènes avec l'hydrogène, les noms suivants sont utilisés : H 2 S – sulfane (sulfure d'hydrogène), H 2 Se – sélan (séléniure d'hydrogène), HI – iodure d'hydrogène ; leurs solutions dans l'eau sont appelées respectivement sulfure d'hydrogène, acides hydrosélénique et iodique. Pour certains composés contenant de l'hydrogène, des noms spéciaux sont utilisés : NH 3 - ammoniac, N 2 H 4 - hydrazine, PH 3 - phosphine. Les composés avec de l'hydrogène ayant un état d'oxydation de –1 sont appelés hydrures : NaH est l'hydrure de sodium, CaH 2 est l'hydrure de calcium.

Noms des sels sont formés à partir du nom latin de l'atome central du résidu acide avec l'ajout de préfixes et de suffixes. Les noms des sels binaires (à deux éléments) sont formés à l'aide du suffixe - eid: NaCl – chlorure de sodium, Na 2 S – sulfure de sodium. Si l'atome central d'un résidu acide contenant de l'oxygène a deux états d'oxydation positifs, alors l'état d'oxydation le plus élevé est désigné par le suffixe – à: Na 2 SO 4 – sulf à sodium, KNO 3 – nitrite à potassium, et l'état d'oxydation le plus bas est le suffixe - il: Na 2 SO 3 – sulf il sodium, KNO 2 – nitre il potassium Pour nommer les sels halogènes contenant de l'oxygène, des préfixes et suffixes sont utilisés : KClO 4 – voie chlore à potassium, Mg(ClO 3) 2 – chlore à magnésium, KClO 2 – chlore il potassium, KClO – hypo chlore il potassium

Saturation covalentesconnexionà elle– se manifeste par le fait que dans les composés d'éléments s et p, il n'y a pas d'électrons non appariés, c'est-à-dire que tous les électrons non appariés des atomes forment des paires d'électrons de liaison (les exceptions sont NO, NO 2, ClO 2 et ClO 3).

Les paires d'électrons isolés (LEP) sont des électrons qui occupent les orbitales atomiques par paires. La présence de NEP détermine la capacité des anions ou des molécules à former des liaisons donneur-accepteur en tant que donneurs de paires d'électrons.

Les électrons non appariés sont les électrons d’un atome, contenus dans une orbitale. Pour les éléments s et p, le nombre d'électrons non appariés détermine le nombre de paires d'électrons de liaison qu'un atome donné peut former avec d'autres atomes via le mécanisme d'échange. La méthode des liaisons de valence suppose que le nombre d'électrons non appariés peut être augmenté par des paires d'électrons isolées s'il existe des orbitales vacantes au sein du niveau d'électrons de valence. Dans la plupart des composés d'éléments s et p, il n'y a pas d'électrons non appariés, puisque tous les électrons non appariés des atomes forment des liaisons. Cependant, il existe des molécules avec des électrons non appariés, par exemple NO, NO 2, elles ont une réactivité accrue et ont tendance à former des dimères comme N 2 O 4 en raison des électrons non appariés.

Concentration normale – c'est le nombre de taupes équivalents dans 1 litre de solution.

Conditions normales - température 273K (0 o C), pression 101,3 kPa (1 atm).

Mécanismes d’échange et donneur-accepteur de formation de liaisons chimiques. La formation de liaisons covalentes entre atomes peut se produire de deux manières. Si la formation d'une paire d'électrons de liaison se produit en raison des électrons non appariés des deux atomes liés, alors cette méthode de formation d'une paire d'électrons de liaison est appelée mécanisme d'échange - les atomes échangent des électrons et les électrons de liaison appartiennent aux deux atomes liés. Si la paire d'électrons de liaison est formée en raison de la paire d'électrons isolée d'un atome et de l'orbitale vacante d'un autre atome, alors une telle formation de la paire d'électrons de liaison est un mécanisme donneur-accepteur (voir. méthode des liaisons de valence).

Réactions ioniques réversibles – ce sont des réactions dans lesquelles se forment des produits capables de former des substances de départ (si l'on garde à l'esprit l'équation écrite, alors à propos des réactions réversibles on peut dire qu'elles peuvent se dérouler dans un sens ou dans l'autre avec la formation d'électrolytes faibles ou peu solubles composés). Les réactions ioniques réversibles sont souvent caractérisées par une conversion incomplète ; car lors d'une réaction ionique réversible, des molécules ou des ions se forment qui provoquent un déplacement vers les produits de réaction initiaux, c'est-à-dire qu'ils semblent « ralentir » la réaction. Les réactions ioniques réversibles sont décrites par le signe ⇄ et les réactions irréversibles par le signe →. Un exemple de réaction ionique réversible est la réaction H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, et un exemple de réaction irréversible est S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agents oxydants – substances dans lesquelles, lors des réactions redox, les états d'oxydation de certains éléments diminuent.

Dualité rédox – la capacité des substances à agir dans Réactions redox comme agent oxydant ou réducteur selon le partenaire (par exemple, H 2 O 2, NaNO 2).

Réactions redox(OVR) – Ce sont des réactions chimiques au cours desquelles les états d'oxydation des éléments des substances en réaction changent.

Potentiel d’oxydo-réduction – une valeur caractérisant la capacité redox (force) à la fois de l'agent oxydant et de l'agent réducteur qui composent la demi-réaction correspondante. Ainsi, le potentiel rédox du couple Cl 2 /Cl -, égal à 1,36 V, caractérise le chlore moléculaire comme agent oxydant et l'ion chlorure comme agent réducteur.

Oxydes – composés d'éléments avec de l'oxygène dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de –2.

Interactions d'orientation– les interactions intermoléculaires des molécules polaires.

Osmose – le phénomène de transfert de molécules de solvant sur une membrane semi-perméable (perméable uniquement au solvant) vers une concentration plus faible en solvant.

Pression osmotique - propriété physicochimique des solutions due à la capacité des membranes à laisser passer uniquement les molécules de solvant. La pression osmotique d'une solution moins concentrée égalise le taux de pénétration des molécules de solvant des deux côtés de la membrane. La pression osmotique d'une solution est égale à la pression d'un gaz dans lequel la concentration en molécules est la même que la concentration en particules dans la solution.

Bases Arrhénius – substances qui séparent les ions hydroxyde lors de la dissociation électrolytique.

Bases bronzées - composés (molécules ou ions de type S 2-, HS -) capables de fixer des ions hydrogène.

Terrains selon Lewis (bases de Lewis) – composés (molécules ou ions) avec des paires libres d'électrons capables de former des liaisons donneur-accepteur. La base de Lewis la plus courante est constituée de molécules d’eau, qui possèdent de fortes propriétés donneuses.