1 моль газа при нормальных условиях. Объем одного моля газа при нормальных условиях

Одной из основных единиц в Международной системе единиц (СИ) является единица количества вещества – моль.

Моль – это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц данного вещества (молекул, атомов, ионов и др.), сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг (12 г) изотопа углерода 12 С .

Учитывая, что значение абсолютной атомной массы для углерода равно m (C) = 1,99 · 10  26 кг, можно рассчитать число атомов углерода N А , содержащееся в 0,012 кг углерода.

Моль любого вещества содержит одно и то же число частиц этого вещества (структурных единиц). Число структурных единиц, содержащихся в веществе количеством один моль равно 6,02·10 23 и называется числом Авогадро (N А ).

Например, один моль меди содержит 6,02·10 23 атомов меди (Cu), а один моль водорода (H 2) – 6,02·10 23 молекул водорода.

Молярной массой (M) называется масса вещества, взятого в количестве 1 моль.

Молярная масса обозначается буквой М и имеет размерность [г/моль]. В физике пользуются размерностью [кг/кмоль].

В общем случае численное значение молярной массы вещества численно совпадает со значением его относительной молекулярной (относительной атомной) массы.

Например, относительная молекулярная масса воды равна:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 а.е.м.

Молярная масса воды имеет ту же величину, но выражена в г/моль:

М (Н 2 О) = 18 г/моль.

Таким образом, моль воды, содержащий 6,02·10 23 молекул воды (соответственно 2·6,02·10 23 атомов водорода и 6,02·10 23 атомов кислорода), имеет массу 18 граммов. В воде, количеством вещества 1 моль, содержится 2 моль атомов водорода и один моль атомов кислорода.

1.3.4. Связь между массой вещества и его количеством

Зная массу вещества и его химическую формулу, а значит и значение его молярной массы, можно определить количество вещества и, наоборот, зная количество вещества, можно определить его массу. Для подобных расчетов следует пользоваться формулами:

где ν – количество вещества, [моль]; m – масса вещества, [г] или [кг]; М – молярная масса вещества, [г/моль] или [кг/кмоль].

Например, для нахождения массы сульфата натрия (Na 2 SO 4) количеством 5 моль найдем:

1) значение относительной молекулярной массы Na 2 SO 4 , представляющую собой сумму округленных значений относительных атомных масс:

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

2) численно равное ей значение молярной массы вещества:

М(Na 2 SO 4) = 142 г/моль,

3) и, наконец, массу 5 моль сульфата натрия:

m = ν · M = 5 моль · 142 г/моль = 710 г.

Ответ: 710.

1.3.5. Связь между объемом вещества и его количеством

При нормальных условиях (н.у.), т.е. при давлении р , равном 101325 Па (760 мм. рт. ст.), и температуре Т, равной 273,15 К (0 С), один моль различных газов и паров занимает один и тот же объем, равный 22,4 л.

Объем, занимаемый 1 моль газа или пара при н.у., называется молярным объемом газа и имеет размерность литр на моль.

V мол = 22,4 л/моль.

Зная количество газообразного вещества (ν) и значение молярного объема (V мол) можно рассчитать его объем (V) при нормальных условиях:

V = ν · V мол,

где ν – количество вещества [моль]; V – объем газообразного вещества [л]; V мол = 22,4 л/моль.

И, наоборот, зная объем (V ) газообразного вещества при нормальных условиях, можно рассчитать его количество (ν):

Где m-масса,M-молярная масса, V- объем.

4. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул.

Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*10 23 (называемое постоянной Авогадро)

Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р 0 =101,3кПа и Т 0 =298К) объём, равный 22,4л.

5. Закон Бойля-Мариотта

При постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится:

6. Закон Гей-Люссака

При постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре:

V/T = const.

7. Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить объединенным законом Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, которым пользуются для приведения объемов газа от одних условий к другим:

P 0 , V 0 ,T 0 -давление объема и температуры при нормальных условиях: P 0 =760 мм рт. ст. или 101,3 кПа; T 0 =273 К (0 0 С)

8. Независимая оценка значения молекулярноймассы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейро­на-Менделеева :

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

где р - давление газа в замкнутой системе, V - объем си­стемы, т - масса газа, Т - абсолютная температура, R - универсальная газовая постоянная.

Отметим, что значение постоянной R может быть получе­но подстановкой величин, характеризующих один моль газа при н.у., в уравнение (1.1):

r = (р V)/(Т)=(101,325кПа 22.4 л)/(1 моль 273К)=8.31Дж/моль.К)

Примеры решения задач

Пример 1. Приведение объема газа к нормальным условиям.

Какой объем (н.у.) займут 0,4×10 -3 м 3 газа, находящиеся при 50 0 С и давлении 0,954×10 5 Па?

Решение. Для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются общей формулой, объединяющей законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

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

Объем газа (н.у.) равен, где Т 0 = 273 К; р 0 = 1,013×10 5 Па; Т = 273 + 50 = 323 К;

М 3 = 0,32×10 -3 м 3 .

При (н.у.) газ занимает объем, равный 0,32×10 -3 м 3 .

Пример 2. Вычисление относительной плотности газа по его молекулярной массе.

Вычислите плотность этана С 2 Н 6 по водороду и воздуху.

Решение. Из закона Авогадро вытекает, что относительная плотность одного газа по другому равна отношению молекулярных масс (М ч ) этих газов, т.е. D=М 1 /М 2 . Если М 1 С2Н6 = 30, М 2 Н2 = 2, средняя молекулярная масса воздуха равна 29, то относительная плотность этана по водороду равна D Н2 = 30/2 =15.

Относительная плотность этана по воздуху: D возд = 30/29 = 1,03, т.е. этан в 15 раз тяжелее водорода и в 1,03 раза тяжелее воздуха.

Пример 3. Определение средней молекулярной массы смеси газов по относительной плотности.

Вычислите среднюю молекулярную массу смеси газов, состоящей из 80 % метана и 20 % кислорода (по объему), используя значения относительной плотности этих газов по водороду.

Решение. Часто вычисления производят по правилу смешения, которое заключается в том, что отношение объемов газов в двухкомпонентной газовой смеси обратно пропорционально разностям между плотностью смеси и плотностями газов, составляющих эту смесь. Обозначим относительную плотность газовой смеси по водороду через D Н2 . она будет больше плотности метана, но меньше плотности кислорода:

80D Н2 – 640 = 320 – 20D Н2 ; D Н2 = 9,6.

Плотность этой смеси газов по водороду равна 9,6. средняя молекулярная масса газовой смеси М Н2 = 2D Н2 = 9,6×2 = 19,2.

Пример 4. Вычисление молярной массы газа.

Масса0,327×10 -3 м 3 газа при 13 0 С и давлении 1,040×10 5 Па равна 0,828×10 -3 кг. Вычислите молярную массу газа.

Решение. Вычислить молярную массу газа можно, используя уравнение Менделеева-Клапейрона:

где m – масса газа; М – молярная масса газа; R – молярная (универсальная) газовая постоянная, значение которой определяется принятыми единицами измерения.

Если давление измерять в Па, а объем в м 3 , то R =8,3144×10 3 Дж/(кмоль×К).

3.1. При выполнении измерений атмосферного воздуха, воздуха рабочей зоны а также промышленных выбросов и углеводородов в газовых магистралях существует проблема приведения объемов измеряемого воздуха к нормальным (стандартным) условиям. Часто на практике при проведении измерений качества воздуха не используется пересчет измеренных концентраций к нормальным условиям, в результате чего получаются недостоверные результаты.

Приведем выдержку из Стандарта:

«Измерения приводят к стандартным условиям, используя следующую формулу:

С 0 = C 1 * Р 0 Т 1 / Р 1 Т 0

где: С 0 - результат, выраженный в единицах массы на единицу объема воздуха, кг /куб. м, или количества вещества на единицу объема воздуха, моль/куб. м, при стандартных температуре и давлении;

С 1 - результат, выраженный в единицах массы на единицу объема воздуха, кг /куб. м, или количества вещества на единицу объема

воздуха, моль/куб. м, при температуре Т 1 , К, и давлении Р 1 , кПа.»

Формула приведения к нормальным условиям в упрощенном виде имеет вид (2)

С 1 = С 0 * f , где f = Р 1 Т 0 / Р 0 Т 1

стандартный пересчетный коэффициент приведения к нормальным условиям. Параметры воздуха и примесей измеряют при разных значениях температуры, давления и влажности. Результаты приводят к стандартным условиям для сравнения измеренных параметров качества воздуха в различных местах и различных климатических условиях.

3.2.Отраслевые нормальные условия

Нормальные условия это стандартные физические условия, с которыми обычно соотносят свойства веществ (Standard temperature and pressure, STP). Нормальные условия определены IUPAC (Международным союзом практической и прикладной химии) следующим образом: Атмосферное давление 101325 Па = 760 мм рт.ст.. Температура воздуха 273,15 K = 0° C.

Стандартные условия (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) это нормальные окружающие температура и давление: давление 1 Бар = 10 5 Па = 750,06 мм Т. ст.; температура 298,15 К = 25 °С.

Другие области.

Измерения качества воздуха.

Результаты измерений концентраций вредных веществ в воздухе рабочей зоны приводят к условиям: температуре 293 К (20°С) и давлению 101,3 кПа (760 мм рт. ст.).

Аэродинамические параметры выбросов загрязняющих веществ должны измеряться в соответствии с действующими государственными стандартами. Объемы отходящих газов, полученные по результатам инструментальных измерений, должны быть приведены к нормальным условиям (н.у.): 0°С, 101,3 кПа..

Авиация.

Международная организация гражданской авиации (ICAO) определяет международную стандартную атмосферу (International Standard Atmosphere,ISA) на уровне моря с температурой 15 °C, атмосферным давлением 101325 Па и относительной влажностью 0 %. Эти параметры используется при расчётах движения летательных аппаратов.

Газовое хозяйство.

Газовая отрасль Российской Федерации при расчётах с потребителями использует атмосферные условия по ГОСТ 2939-63:температура 20°С (293,15К); давление 760 мм рт. ст. (101325 Н/м²); влажность равна 0. Таким образом, масса кубометра газа по ГОСТ 2939-63 несколько меньше, чем при «химических» нормальных условиях.

Испытания

Для проведения испытаний машин, приборов и других технических изделий за нормальные значения климатических факторов при испытаниях изделий (нормальные климатические условия испытаний) принимают следующие:

Температура - плюс 25°±10°С; Относительная влажность – 45-80%

Атмосферное давление 84-106 кПа (630-800 мм. рт. ст.)

Поверка измерительных приборов

Номинальные значения наиболее распространенных нормальных влияющих величин выбираются следующие: Температура – 293 К (20°С), атмосферное давление - 101,3 кПа (760 мм рт. ст.).

Нормирование

В методических указаниях, касающихся установления норм качества воздуха, указывается, что ПДК в атмосферном воздухе устанавливаются при нормальных условиях в помещении, т.е. 20 С и 760 мм. рт. ст.

P1V1=P2V2, или, что то же самое, PV=const (закон Бойля-Мариотта). При постоянном давлении постоянным остается отношение объема к температуре: V/T=const (закон Гей-Люссака). Если же зафиксировать объем, то P/T=const (закон Шарля). Объединение этих трех законов дает универсальный закон, который гласит, что PV/T=const. Данное уравнение было установлено французским физиком Б. Клапейроном в 1834 году.

Значение постоянной определяется лишь количеством вещества газа . Д.И. Менделеев в 1874 году вывел уравнение для одного моля. Так он значение универсальной постоянной: R=8,314 Дж/(моль∙К). Итак, PV=RT. В случае произвольного количества газа ν PV=νRT. Само количество вещества можно найти из массы к молярной массе: ν=m/M.

Молярная масса численно равна относительной молекулярной. Последнюю можно найти из таблицы Менделеева, она указывается в ячейке элемента, как правило, . Молекулярная масса равна сумме молекулярных масс входящих в него элементов. В случае разновалентных атомов требуется на индекс. Напри мер, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 г/моль.

Нормальными условиями для газов при нято считать P0 =1 атм = 101, 325 кПа, температуру T0=273,15 К = 0°C. Теперь можно найти объем одного моля газа при нормальных условиях : Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 л/моль. Эта табличная величина является молярным объемом.

При нормальных условиях количество отношению объема газа к молярному объему: ν=V/Vm. При произвольных условиях надо использовать непосредственно уравнение Менделеева-Клапейрона: ν=PV/RT.

Таким образом, чтобы найти объем газа при нормальных условиях , надо количество вещества (число молей) этого газа умножить на молярный объем, равный 22,4 л/моль. Обратной операцией можно найти количество вещества из заданного объема.

Чтобы найти объем одного моля вещества в твердом или жидком состоянии, найдите его молярную массу и поделите на плотность. Один моль любого газа в нормальных условиях имеет объем 22,4 л. В том случае если условия изменяются, рассчитайте объем одного моля при помощи уравнения Клапейрона-Менделеева.

Вам понадобится

• периодическая таблица Менделеева, таблица плотности веществ, манометр и термометр.

Инструкция

Определение объема одного моля или твердого тела
Определите химическую формулу твердого тела или жидкости, которая изучается. Затем, с помощью периодической таблицы Менделеева найдите атомные массы элементов, которые входят в формулу. Если один в формулу несколько раз, умножьте его атомную массу на это число. Сложите атомные массы и получите молекулярную массу , из которого состоит твердое тело или жидкость. Она будет численно равна молярной массе, измеренной в граммах на моль.

По таблице плотности веществ найдите эту величину для материала изучаемого тела или жидкости. После этого поделите молярную массу на плотность данного вещества, измеренную в г/см³ V=M/ρ. В результате получите объем одного моля в см³. Если вещества осталась неизвестной, определить объем одного его моля будет невозможно.

Урок 1.

Тема: Количество вещества. Моль

Химия – это наука о веществах. А как измерять вещества? В каких единицах? В молекулах, из которых состоят вещества, но сделать это очень сложно. В граммах, килограммах или миллиграммах, но так измеряют массу. А что если объединить массу, которую измеряют на весах и число молекул вещества, возможно ли это?

а) H-водород

А н = 1а.е.м.

1а.е.м = 1,66*10 -24 г

Возьмем 1г водорода и подсчитаем количество атомов водорода в этой массе (предложите это сделать ученикам с помощью калькулятора).

N н = 1г / (1,66*10 -24) г = 6,02*10 23

б) O-кислород

А о = 16а.е.м = 16*1.67* 10 -24 г

N o = 16г / (16 *1.66 * 10 -24) г =6,02 * 10 23

в) C-углерод

А с = 12а.е.м = 12*1.67*10 -24 г

N c = 12г / (12* 1.66*10 -24) г = 6,02*10 23

Сделаем вывод: если мы возьмем такую массу вещества, которая равна атомной массе по величине, но взята в граммах, то там будет всегда (для любого вещества) 6.02 *10 23 атомов этого вещества.

H 2 O - вода

18г / (18* 1.66*10 -24) г =6,02*10 23 молекул воды и т.д.

N а = 6,02*10 23 - число или постоянная Авогадро .

Моль - количество вещества, в котором содержится 6,02 *10 23 молекул, атомов или ионов, т.е. структурных единиц.

Бывает моль молекул, моль атомов, моль ионов.

n – число молей,(число молей часто обозначают- ню),
N - число атомов или молекул,
N а = постоянная Авогадро.

Кмоль = 10 3 моль, ммоль = 10 -3 моль.

Показать портрет Амедео Авогадро на мультимедийной установке и кратко рассказать о нем, или поручить ученику подготовить небольшой доклад о жизни учёного.

Урок 2.

Тема « Молярная масса вещества»

Чему же равна масса 1 моля вещества? (Вывод учащиеся часто могут сделать сами.)

Масса одного моля вещества равна его молекулярной массе, но выражена в граммах. Масса одного моля вещества называется молярной массой и обозначается – M.

Формулы:

М - молярная масса,
n - число молей,
m - масса вещества.

Масса моля измеряется в г/моль, масса кмоля измеряется в кг/кмоль, масса ммоля измеряется в мг/моль.

Заполнить таблицу (таблицы раздаются).

Вещество	Число молекул N= N a n	Молярная масса M= (рассчитывается по ПСХЭ)	Число молей n ()=	Масса вещества m = M n
			5моль
Н 2 SO 4
	12 ,0 4*10 26

Урок 3.

Тема: Молярный объем газов

Решим задачу. Определите объем воды, масса которой при нормальных условиях 180 г.

Дано:

Т.е. объем жидких и твердых тел считаем через плотность.

Но, при расчёте объёма газов не обязательно знать плотность. Почему?

Итальянский ученый Авогадро определил, что в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давлении, температуре) содержится одинаковое число молекул - это утверждение называется законом Авогадро.

Т.е. если при равных условиях V(H 2) =V(O 2) , то n(H 2) =n(O 2), и наоборот если при равных условиях n(H 2) =n(O 2) то и объемы этих газов будут одинаковы. А моль вещества всегда содержит одно и тоже число молекул 6,02 *10 23 .

Делаем вывод – при одинаковых условиях моли газов должны занимать один и тот же объем.

При нормальных условиях (t=0, P=101,3 кПа. или 760 мм рт. ст.) моли любых газов занимают одинаковый объем. Этот объем называется молярным.

V m =22,4 л/моль

1кмоль занимает объём -22,4 м 3 /кмоль, 1ммоль занимает объем -22,4 мл/ммоль.

Пример 1. (Решается на доске):

Пример 2. (Можно предложить решить ученикам):

Дано:	Решение:
m(H 2)=20г V(H 2)=?

Предложить учащимся заполнить таблицу.

Вещество	Число молекул N = n N a	Масса вещества m = M n	Число молей n =	Молярная масса M= (можно определить по ПСХЭ)	Объем V=V m n

Названия кислот образуются от русского названия центрального атома кислоты с добавлением суффиксов и окончаний. Если степень окисления центрального атома кислоты соответствует номеру группы Периодической системы, то название образуется с помощью простейшего прилагательного от названия элемента: H 2 SO 4 – серная кислота, HMnO 4 – марганцовая кислота. Если кислотообразующие элементы имеют две степени окисления, то промежуточная степень окисления обозначается суффиксом –ист-: H 2 SO 3 – сернистая кислота, HNO 2 – азотистая кислота. Для названий кислот галогенов, имеющих много степеней окисления, применяются различные суффиксы: типичные примеры – HClO 4 – хлорн ая кислота, HClO 3 – хлорноват ая кислота, HClO 2 – хлорист ая кислота, HClO – хлорноватист ая кислота (бескислородная кислота HCl называется хлороводородной кислотой – обычно соляной кислотой). Кислоты могут различаться числом молекул воды, гидратирующей оксид. Кислоты, содержащие наибольшее число атомов водорода, называются ортокислотами: H 4 SiO 4 – ортокремниевая кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота. Кислоты, содержащие 1 или 2 атома водорода, называются метакислотами: H 2 SiO 3 – метакремниевая кислота, HPO 3 – метафосфорная кислота. Кислоты, содержащие два центральных атома, называются ди кислотами: H 2 S 2 O 7 – дисерная кислота, H 4 P 2 O 7 – дифосфорная кислота.

Названия комплексных соединенийобразуются так же, как названия солей , но комплексному катиону или аниону дается систематическое название, то есть оно читается справа налево: K 3 – гексафтороферрат(III) калия, SO 4 – сульфат тетраамминмеди(II).

Названия оксидов образуются с помощью слова «оксид» и родительного падежа русского названия центрального атома оксида с указанием, в случае необходимости, степени окисления элемента:Al 2 O 3 – оксид алюминия,Fe 2 O 3 – оксид железа(III).

Названия оснований образуются с помощью слова «гидроксид» и родительного падежа русского названия центрального атома гидроксида с указанием, в случае необходимости, степени окисления элемента: Al(OH) 3 – гидроксид алюминия, Fe(OH) 3 – гидроксид железа(III).

Названия соединений с водородом образуются в зависимости от кислотно-основных свойств этих соединений. Для газообразных кислотообразующих соединений с водородом применяются названия:H 2 S– сульфан (сероводород),H 2 Se– селан (селеноводород),HI– иодоводород; их растворы в воде называются соответственно сероводородной, селеноводородной и иодоводородной кислотами. Для некоторых соединений с водородом применяются специальные названия:NH 3 – аммиак,N 2 H 4 – гидразин,PH 3 – фосфин. Соединения с водородом, имеющим степень окисления –1, называются гидридами:NaH– гидрид натрия,CaH 2 –гидрид кальция.

Названия солей образуются от латинского названия центрального атома кислотного остатка с добавлением префиксов и суффиксов. Названия бинарных (двухэлементных) солей образуются с помощью суффикса –ид : NaCl – хлорид натрия, Na 2 S – сульфид натрия. Если центральный атом кислородсодержащего кислотного остатка имеет две положительные степени окисления, то высшая степень окисления обозначается суффиксом –ат : Na 2 SO 4 – сульфат натрия, KNO 3 – нитрат калия, а низшая степень окисления – суффиксом –ит : Na 2 SO 3 – сульфит натрия, KNO 2 – нитрит калия. Для названия кислородсодержащих солей галогенов пользуются префиксами и суффиксами: KClO 4 – пер хлорат калия, Mg(ClO 3) 2 – хлорат магния, KClO 2 – хлорит калия, KClO – гипо хлорит калия.

Насыщаемость ковалентн ых связ ей – проявляется в том, что в соединениях s- и p-элементов нет неспаренных электронов, то есть все неспаренные электроны атомов образуют связывающие электронные пары (исключения составляют NO, NO 2 , ClO 2 и ClO 3).

Неподеленные электронные пары (НЭП) –электроны, которые занимают атомные орбитали парами. Наличие НЭП обусловливает способность анионов или молекул, образовывать донорно-акцепторные связи в качестве доноров электронных пар.

Неспаренные электроны– электроны атома, содержащиеся по одному в орбитали. Для s- и p-элементов число неспаренных электронов определяет, сколько связывающих электронных пар может образовать данный атом с другими атомами по обменному механизму. В методе валентных связей исходят из того, что число неспаренных электронов может быть увеличено за счет неподеленных электронных пар, если в пределах валентного электронного уровня есть вакантные орбитали. В большинстве соединенийs- иp-элементов неспаренных электронов нет, так как все неспаренные электроны атомов образуют связи. Однако молекулы с неспаренными электронами существуют, например, NO, NO 2 , они обладают повышенной реакционной способностью и имеют тенденцию образовывать димеры типа N 2 O 4 за счет неспаренных электронов.

Нормальная концентрация – это число молей эквивалентов в 1 л раствора.

Нормальные условия - температура 273K (0 o C), давление 101,3 кПа (1 атм).

Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи . Образование ковалентных связей между атомами может происходить двояко. Если образование связывающей электронной пары происходит за счет неспаренных электронов обоих связанных атомов, то такой способ образования связывающей электронной пары носит название обменного механизма – атомы обмениваются электронами, притом связывающие электроны принадлежат обоим связанным атомам. Если же связывающая электронная пара образуется за счет неподеленной электронной пары одного атома и вакантной орбитали другого атома, то такое образование связывающей электронной пары является донорно-акцепторным механизмом (см. метод валентных связей).

Обратимые ионные реакции – это такие реакции, в которых образуются продукты, способные образовывать исходные вещества (если иметь ввиду написанное уравнение, то про обратимые реакции можно сказать, что они могут протекать в ту и другую стороны с образованием слабых электролитов или малорастворимых соединений). Обратимые ионные реакции часто характеризуются неполнотой превращения; так как в течение обратимой ионной реакции образуются молекулы или ионы, которые вызывают смещение в сторону исходных продуктов реакции, то есть как бы «тормозят» реакцию. Обратимые ионные реакции описываются с помощью знака ⇄, а необратимые – знака →. Примером обратимой ионной реакции может служить реакция H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + , а примером необратимой – S 2- + Fe 2+ → FeS.

Окислители – вещества, у которых при окислительно-восстановительных реакциях степени окисления некоторых элементов уменьшаются.

Окислительно-восстановительная двойственность – способность веществ выступать в окислительно-восстановительных реакциях в качестве окислителя или восстановителя в зависимости от партнера (например, H 2 O 2 , NaNO 2).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это химические реакции, в течение которых изменяются степени окисления элементов реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительный потенциал – величина, характеризующая окислительно-восстановительную способность (силу) и окислителя, и восстановителя, составляющих соответствующую полуреакцию. Так, окислительно-восстановительный потенциал пары Cl 2 /Cl - , равный 1,36 В, характеризует молекулярный хлор как окислитель и хлорид-ион как восстановитель.

Оксиды – соединения элементов с кислородом, в которых кислород имеет степень окисления, равную –2.

Ориентационные взаимодействия – межмолекулярные взаимодействия полярных молекул.

Осмос – явление переноса молекул растворителя на полупроницаемой (проницаемой только для растворителя) мембране в сторону меньшей концентрации растворителя.

Осмотическое давление – физико-химическое свойство растворов, обусловленное способностью мембран пропускать только молекулы растворителя. Осмотическое давление со стороны менее концентрированного раствора уравнивает скорости проникновения молекул растворителя в обе стороны мембраны. Осмотическое давление раствора равно давлению газа, в котором концентрация молекул такая же, как концентрация частиц в растворе.

Основания по Аррениусу – вещества, которые в процессе электролитической диссоциации отщепляют гидроксид-ионы.

Основания по Бренстеду – соединения (молекулы или ионы типа S 2- , HS -), которые могут присоединять ионы водорода.

Основания по Льюису (льюисовы основания ) – соединения (молекулы или ионы), с неподеленными электронными парами, способными образовывать донорно-акцепторные связи. Самым обычным льюисовым основанием являются молекулы воды, которые обладают сильными донорными свойствами.