A hidrogénkötés kialakulása és jelentősége [kémia]

1. Értelmezzük a hidrogénkötés kialakulásának módját és feltételeit!

A kémiai kötésnek azt a fajtáját, ahol egy hidrogénatom létesít kötést két másik atom között, hidrogénkötésnek nevezzük. Hidrogénkötések olyan molekulák között alakulnak ki, amelyek a hidrogénatomon kívül nagy elektronegativitású atomokat (pl.:N,O,F) tartalmaznak, és amely atomokhoz, nemkötő elektronpár is tartozik.

2. Hasonlítsuk össze a hidrogénkötés erősségéta, az elsőrendű kötésekhez viszonyítva;

b, a másodrendű kötésekhez viszonyítva.

a, Mivel a hidrogénkötés is másodrendű kötés, ezért érvényes, hogy a másodrendű kötésekre jellemző, hogy általában sokkal kisebb erősségűek, mint az elsőrendű kémiai kötések.

b, A másodrendű kötéseknek három fajtája van. A leggyengébb a diszperziós kölcsönhatás, amely a poláris molekulák között jön létre. Az apoláris részecskék között dipól-dipól kölcsönhatás lehet (ez közepes erősségű). A legerősebb másodrendű kötés viszont a hidrogénkötés. 3. Hogyan befolyásolja a hidrogénkötés a halmazok fizikai állandóit. Hasonlítsuk össze a víz és a kén-hidrogén fizikai állandóit: op.:0^oC, fp.:100^oC

A vízmolekulák a kén-hidrogén molekuláknál kisebb tömegűek és kisebb méretűek. Ennek ellenére közönséges körülmények között a víz folyékony halmazállapotú, a kén-hidrogén viszont gáz. A víz olvadás és forráspontja kiugróan magas. Ezek az adatok is arra utalnak, hogy a vízmolekulák között a dipólus-dipólus kölcsönhatásnál erősebb kötés alakul ki.

4. Rajzoljuk fel a két vízmolekula között létrejövő hidrogénkötést! Mi a különbség a víz és a jég között a hidrogénkötések szempontjából?

A vízmolekulák irányítottan rendeződnek, tetraéderes szerkezetet alakítanak ki. A jégben is hidrogénkötések vannak, de több mint a vízben. Ezért is nagyobb a jég sűrűsége.

5. Hasonlítsuk össze az alkoholmolekulák és a karbonsavmolekulák között kialakult hidrogénkötést! Melyik kötés az erősebb? Miért?

Alkoholmolekula: CH₃-OH

Karbonsavak: -C=O

OH

A karbonsavak között 2 hidrogénkötés alakulhat ki 2 molekula között, így a forráspontja nagyobb az alkoholénál.

Másodrendű kémiai kötések [kémia]

1. Foglaljuk össze és ismertessük a másodrendű kötéseket!

A másodrendű kémiai kötések jóval gyengébb kapcsolódást jelentenek, mint az elsőrendű ionos, a kovalens vagy a fémes kötés

2. Milyen másodrendű kötés alakulhat ki az alábbi molekulák halmazaiban? H₂ - diszperziós kötés, O₂ - diszperziós kötés, SO₂ - dipólus-dipóluskötés, CO₂ - dipólus-dipóluskötés, NH₃ - hidrogén kötés. Standard körülmények között a felsorolt anyagok mindegyike gáz-halmazállapotú. Miért?

Standard állapotnál a hőmérséklet 25CO és ezeknek az anyagoknak a forráspontja mind ez alatt az érték alatt található. Gyenge a molekularács és a másodrendű kötések hő hatására könnyebben felszabadulnak.

3. Ha egy elsőrendű kötés energiája: 80kJ/mol, milyen érték lehet a másodrendű kötések energiája? Milyen molekulák között alakul ki a legkisebb és a legnagyobb energiatartalmú másodrendű kémiai kötés?

Mivel a másodrendű kötések gyengébbek, mint az elsőrendűek, ezért a kötési energiájuk is kisebb lesz. Azoknál a molekuláknál, amelyeknél hidrogénkötés van, az energia 20-40kJ/mol között, míg a lazább dipólus-dipólus és a diszperziós kötéseknél ez az érték csak 0,4-8kJ/mol között van.

4. Miért illékonyak (szublimálhatók) az alábbi anyagok: jód, naftalin, kámfor?

A szublimáció az a halmazállapot-változás, melynek során a cseppfolyós állapot kihagyásával a szilárd anyag gázzá. Az olyan laza molekularácsos anyagok szublimálnak, mint a jód, a naftalin és a kámfor. A molekulák között gyenge másodlagos kölcsönhatás van.

5. Az alábbi gázok közül melyik cseppfolyósítható a legkönnyebben, illetve a legnehezebben? Indokoljuk is válaszunkat! NH₃, CO, CO₂, SO₂

Könnyen cseppfolyósítható az NH₃, CO₂, SO₂, mert molekulái között erősebb másodrendű kölcsönhatás van, mint a CO molekulái között.

6. Melyik másodrendű kémiai kötésnek van rendkívül nagy jelentősége a természetben, a biológiai rendszerekben? Írjunk példát és indoklást!

Például a hidrogénkötés igen fontos szerepet játszik a víz halmazállapotának kialakulásában és változásaiban.

Az ionos kötés [kémia]

1. Írjuk le az ionos kötés kialakulását!

Az atomokból elektronleadással pozitív, elektronfelvétellel negatív ionok képződnek Az ellentétes töltésű ionjai közötti elektromos kölcsönhatást nevezzük ionkötésnek. Az ionkötés erős elsőrendű kémiai kötés.

2. Milyen az ionkötésű anyagok halmazszerkezete?

Halmazszerkezete ionrácsos: a rácspontokban vannak az ionok. Az ionvegyületek szilárd halmazai végtelen ionrácsos kristályt építenek fel. A kristályt az ionkötés tartja össze, a kristályok általában kemények. a, Mit fejez ki az ionvegyületek képlete?

Az ionok egymáshoz viszonyított számarányait fejezi ki. Például az NaCl – képlet azt jelenti, hogy a nátrium-klorid vegyület bármekkora mennyiségben 1:1 a Na⁺ - ionok és Cl^- - ionok számaránya. b, Milyen ionok vannak a mészkő kristályrácsában?

Mészkő (CaCO3): Ca²⁺ (kalciumion), CO₃^2- (karbonát ion). c, Az összetett ionokban milyen a kémiai kötés? Kovalens kötés.

3. Milyen összefüggés van az ionvegyületek rácsenergiája és olvadáspontja, valamint a rácsenergia és a keménység közt?

Minél nagyobb a rácsenergia, annál erősebben kötődnek egymáshoz az ionok és annál több hő kell, hogy ezek felszakadjanak. Így magasabb az olvadáspontjuk. Valamint minél nagyobb a rácsenergia, annál erősebben kötődnek az ionok így annál keményebb.

4. Melyek a komplex ionok? Mondjunk rá példát!

A pozitív töltésű központi iont a hozzá koordinatív kötéssel (pl.: ion-dipóluskötés) kapcsolódó ligandumok veszik körül.

5. Milyen szerepe van az átmeneti fémek komplex ionjainak a biológiai rendszerekben?

A komplexek biológiai szempontból rendkívül jelentősek. Sok létfontosságú biológiai anyag (enzimek, vitaminok, hormonok) komplexion alapjában található az élő szervezetben, és így fejti ki működését.

Az elsőrendű kémiai kötések [kémia]

1. Soroljuk fel és jellemezzük az elsőrendű kémiai kötéseket! Mi az alapvető különbség a kötések között?

Elsőrendű kémiai kötés

§ Kovalens

§ Fémes

§ ionos

1 .kovalens kötés: közepes vagy nagy elektronvonzó képességű atomok között

jön létre. A kapcsolódó atomok elektronokat tesznek közössé. A közös elektron-pár (vagy elektronpárok) mindkét atomhoz tartozik, egyidejűleg két atommag

vonzása alatt áll.

A kovalens kötésnek két fajtája van :

- azonos atomok közötti kapcsolódáskor: a kötő elektronpár mindkét atomhoz egyformán tartozik . Ezt apoláris kovalens kötésnek nevezzük. Ilyen kötésekre példa a: H₂-, O₂-, a Cl₂-, az N₂ molekula vagy a gyémánt.

- különböző atomok kapcsolódásakor a kötő elektronpár a nagyobb elektron-vonzó képességű atom körül nagyobb negatív töltéssűrűséget hoz létre. Az eltérő elektronvonzó képességű atomok poláris kovalens kötéssel kapcsolódnak össze. Ilyen kötésekre példa: a H₂O-, a HCl-, az NH₃-, a CO₂- vagy a CH₄- molekula.

Kovalens kötés

apoláris poláris

(azonos atomok között) (különböző atomok között)

Ha meghatározott számú atom kapcsolódik egymáshoz kovalens kötéssel, akkor molekulákról beszélünk, ha viszont számtalan atom kapcsolódik össze, akkor a kovalens kötés atomrácsba rendezi a különböző atomokat

Azonos vagy Atomok kovalens kötés molekula

különböző

atomrács

2. fémes kötés: a külső elektronhéjukon kevés elektront tartalmazó , kis elektronvonzó képességű fématomok között jön létre. A lazán kötött elektronok valamennyi atom vonzása alá kerülnek, valamennyi fématomhoz tartoznak. Az egész halmazt a közös elektronfelhő tartja össze. A fémes kötés az összes kapcsolódó fématomot fémrácsba rendezi, valamennyi fém fémrácsban kristályosodik.

3. ionkötés: Ellentétes töltésű ionon között jön létre, elektrosztatikus jellegű kötés.

2, Állapítsuk meg, hogy az alábbi felsorolt elemek atomjai között milyen kötések kialakulása lehetséges H, Cl, Na

a, azonos atomok kapcsolódása esetén

H₂: apoláris kovalens; Cl₂: apoláris kovalens; Na – fémes kötés

b, különböző atomok kapcsolódása esetén

HCl: poláris kovalens; NaCl: ionos kötés

Mely esetben jöhetnek létre önálló molekulák illetve szilárd kristályok?

önálló molekulák: poláris kovalens (HCl)

szilárd kristályok: ionos kötés (NaCl)

3, Milyen energetikai magyarázata van a kémiai kötések kialakulásának?

Energiaminimumra törekvés, molekuláris formában kisebb az energiaája mint atomosan.

4, Az alább felsorolt kötésienergia-értékeket rendeljük a megfelelő hidrogénhalogenidekhez !

431kJ/mol, 366kJ/mol, 298kJ/mol, 563kJ/mol

A méret növekedésével az atommagok távolssága növekszik, ezért kisebb a kötésenergia.

HF, HCl, HBr, HI

Indokoljuk a választást!

HF 563 kJ/mol

HCL 431 kJ/mol

HBr 366 kJ/mol

HI 298 kJ/mol

A kovalens kötés és a molekulák alakja [kémia]

A kovalens kötés és a molekulák alakja

1. Mutassuk be és jellemezzük a kovalens kötést néhány ismert gázhalmazállapotú vegyület molekulájának példáján!

(elsőrendű). Ez a kötés közös elektronpárral alakul ki a közepes és a nagy elektronvonzó képességű atomok között. Kialakulása: a két atom közeledik egymáshoz, elektront (elektronokat) tesznek közössé, mindegyik elektron mindkét atom atommagjához tartozik, egy közös elektronfelhő veszi körül őket. A kovalens kötés létrejöhet azonos és különböző atomok között is. Azonos atomok között apoláris kovalens kötés alakul ki. (pl.:H2,N2,O2,Cl2). Különböző atomok között poláris kovalens kötés alakul ki pl.: (H2O,CO2,CH4,NH3).

A szén-dioxid: CO2, A szén-dioxidban egy szénatom és egy oxigénatom 2-2 elektront közössé téve kettős kovalens kötéssel kapcsolódik össze. Az oxigén-atom így el is éri a stabilizálást, de a szénatomnak viszont még egy oxigénatommal kell – szintén kovalens kötéssel – összekapcsolódni, hogy elérje célját.

2. Mi jellemzi a kovalens kötés erősségét?

. A kovalens kötés erőssége tehát az atomok elektronvonzó képességétől függ.

2/a Hasonlítsuk össze az etán- ;etén- ; és etinmolekulákban a szénatomok között kialakuló C-C, C=C,CºC kötések erősségét!

Az etánban a legerősebb a kötés , ez a legstabilisabb. Az eténben gyengébb (telítetlen), az etinben pedig a leggyengébb.

2/b Rendeljük az alábbi kötésenergia értékeket a fenti molekulákhoz! 615kJ/mol, 812kJ/mol, 344kJ/mol

etánà812kJ/mol

eténà615kJ/mol

etinà344kJ/mol

3. Mi határozza meg az egyszerűmolekulák alakját térbeli felépítését?

4.Rajzoljuk fel az alábbi molekulák alakját, térbeli felépítését?

V alakú molekula. a 3 atom nem egy egyenesben helyezkedik el.

HOH szög=105fok

A periódusos rendszer jellemzése [kémia]

A periódusos rendszer jellemzése

1. Jellemezzük a periódusos rendszer a, periódusait b, csoportjait

a,A periódusok a periódusos rendszer vízszintes sorai, 7 db van belőlük. A periódusokon belül balról jobbra haladva fokozatosan nő az elektronszám ,emiatt az a főcsoporton belül külön-külön nevük ismeretes:

IA alkálifémek ns¹ VA nitrogén csoport ns² np³

IIA alkáliföldfémek ns² VIA oxigén csoport ns² np⁴

IIIA földfémek ns² np¹ VIIA halogének ns² np⁵

IVA széncsoport ns² np VIIIA nemesgázok ns² np⁶

Az oszlopokon belül a külső elektronhéj szerkezete azonos, így a kémiai tulajdonságok hasonlóak, de lefelé haladva az atomtömeg és a magtöltésszám miatt a fizikai tulajdonságok megváltoznak.

2. Állapítsuk meg, hogy a jelölt elemek közül melyek tartoznak a periódusos rendszer egy-egy csoportjába, ill. periódusába.

9F-2-es periódus VIIA (halogének) csoportja

elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁵, azaz 1e- felvételével elnyerné a stabilis nemes-gáz szerkezetet. 4Be-2-es periódus IIA (alkáliföldfémek) csoportja

Elektronszerkezete: 1s² 2s², azaz 2e- leadásával elnyerné a stabilis nemesgáz szerkezetet.

3Li-2-es periódus IA (alkálifémek) csoportja Elektronszerkezete: 1s² 2s¹, azaz 1e- leadásával éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet. 8O-2-es periódus VIA (oxigén) csoportja

Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁴, azaz 2e- felvételével éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet.

11Na-3-as periódus IA (alkálifémek) csoportja Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, azaz 1e- leadásával éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet. 16S-3-as periódus VIA (oxigén) csoportja

Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, azaz 2e- felvételével éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet. 12Mg-3-as periódus IIA (alkáliföldfémek) csoportja Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s², azaz 2e- leadásával éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet.

19K-4-as periódus IIA (alkálifémek) csoportja

Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, azaz 1e- leadásával éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet. 17Cl-3-as periódus VIIA (halogének) csoportja Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, azaz 1e- felvételével éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet. 20Ca-4-as periódus IIA (alkáliföldfémek) csoportja Elektronszerkezete: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s², azaz 2e- leadásával éri el a stabilis nemesgáz szerkezetet.

Milyen összefüggés van az atomok elektronszerkezete és a megfelelő elemek kémiai viselkedése között?

I. főcsoport: Li ,Na, K

II. főcsoport: Be, Mg, Ca 2. periódus: F, Be, Li, O

VI. főcsoport: O, S 3. periódus: Na, S, Mg, Cl

VII. főcsoport: F, Cl 4. periódus: K, Ca

A hasonló elektronszerkezetű atomok kémiai tulajdonságaik hasonlóak

3. vizsgáljuk meg az atomok méretének változását :

a, a periódusokban balról jobbra haladva

b,az egyes csoportokban felülröl lefelé haladva Indokoljuk a változás okait!

a, A rendszám azonos a magtöltésszámmal, a növekvő rendszám ezért mind nagyobb pozitív töltésű atommagot jelent. A magtöltésszám, és ezzel együtt az elektronok számának növekedése egy perióduson belül azt eredményezi, hogy minden egyes periódusban balról jobbra haladva nő a vonzerő a mag és az elektronok között. Ez az elektronburok átmérőjének (és az atom méretének) csökkenéséhez vezet.

b, Az egymást követő periódusokban mind több és több elektronhéj van, ami általában növekvő atomsugarat jelent.

4. Hogyan változik az atomok belső ionizációs energiája?

a, egy perióduson belül a rendszám növekedésével

b, egy csoporton belül a rendszám nöekedésével

Fogalmazzuk meg általánosan a rendszám és az atom jellemzők változásának kapcsolatát.

a, Az erősebb kapcsolódás miatt egy perióduson belül balról jobbra haladva nő az ionizációs energia értéke.

b, Egy oszlopon belül a lefelé növekvő atomsugár miatt egyre kisebb az atommagnak a legkülső elektronokra gyakorolt vonzása, így egy oszlopon belül lefelé haladva csökken az ionizációs energia értéke.

Az atomok elektronszerkezetének kiépülése [kémia]

Az atomok elektronszerkezetének kiépülése

Mit értünk az atom alapállapotán?

Alaplállapotban az atom elektromosan semleges (az elektronok száma egyenlő a mag töltésével) Ekkor kötődik az elektron a legerősebben az atommaghoz.

a, Milyen elvek szerint írhatjuk le az alapállapotú atomok elektronszerkezetét?

Az elektronburok réteges szerkezetű. Az egyes elektronhéjakon meghatározott

legnagyobb számú elektron tartózkodhat: az első elektronhéjat maximum 2, a másodikat

8, a harmadikat 18, a harmadik elektronhéjat legfeljebb 32 elektron alkothatja.

A Pauli-elv azt mondja ki, hogy egy atompályán két elektron lehet.

A Hund-szabály azt mondja ki, hogy az elektronok úgy helyezkednek el, hogy közülük minél több legyen a párosítatlan.

b, Mit nevezünk atompályának, héjnak és alhéjnak?

Atom esetében atompályáról, elektronhéjról és alhéjról beszélhetünk.

Héjak: K, L, M, N, O, P, Q

Alhéjak: s: gömb alakú alakzatok; max. 2 elektron lehet rajta

p: tengelyszimmetrikus alakzatok; max. 6 db elektron

d: bonyolult felépítésű alakzatok; max. 10 db elektron

: bonyolult felépítésű alakzatok; max. 14 db elektron

Mit jelent az 1s, 2s, 2p jelölés?

1s: gömbszimetrikus alhéj, 2s: ez alőzőnél nagyobb gömbszimetrikus alhéj, 2p: hengerszimetrikus.

a, Mekkora lehet az elektronok maximális száma a fenti atompályákon?

2,2,6

b, Mikor beszélünk telített és mikor telítetlen alhéjról?

Telítetlen, félig telített és telített alhéjakról beszélhetünk. Telítetlen egy alhéj, ha nincs elég elektron. Félig telített, ha mindegyik atompályán 1 elektron van, és telített, ha a maximális ahhoz, hogy minden alhéjon 1 vagy 2 elektron legyen.

Milyen kapcsolat van a pályaenergia és az atomok elektronszerkezetének kiépülése

között?

Az elektronok pályaenergiának megfelelő sorrendbe épülnek fel.

1s²®2s²®2p⁶®3s²®3p⁶®4s²®3d¹⁰

Írjuk fel a 10., a 11. és 17. rendszámú atomok elektronszerkezetét! Jelöljük – négyzetes ábrázolással – a párosított és párosítatlan elektronokat is!

10.: Neon: 1s² 2s² 2p

11.: Nátrium: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

17.: Klór: 1s² 2s² 2p 3s² 3p⁵

Mi a vegyértékelektronok szerepe a kémiai reakciókban? Értelmezzük a fenti atomok vegyértékelektronjának példáján!

Vegyértékhéj: a legkülső, még be nem töltött héj, az ezen elhelyezkedő elektronok a vegyértékelektronok. Ezek száma megszabja a kémiai elemek vegyértékét a hidrogénnel és az oxigénnel szemben. Ezek vesznek részt elsősorban a kémiai kötések létesítésében. Mindig annyit tud megkötni amennyi hiányzik a telítettséghez.

Ne: nemesgáz-szerkezet, telített héjak ® nem reakció képes (nemesgáz)

Na: 1ecsökkentésével Na⁺ lesz belőle és így kialakul a nemesgáz szerkezet.

a: 1e^- felvételéből Cl^- alakul ki és akkor telítet az összes héj.

Az atom alkotórészeinek jellemzése [kémia]

Az atom alkotórészeinek jellemzése

1. Mit fejez ki a rendszám?

A rendszám megmutatja az atom protonszámát és az elektronszámát.

a, Milyen összefüggés van az atom rendszáma és elektronszáma között?

A rendszám megegyezik az atom magjában lévő protonok illetve az atom elektronburkát alkotó elektronok számával.

b, Milyen összefüggés van ugyanazon atomban a protonszám, a neutronszám és a tömegszám között?

A proton és a neutron alkotja az atommagot, és az atommag tömege közelítőleg meghatározza az egész atom tömegét. Tömegszám = protonszám + neutronszám

2. Hogyan tájékoztat az atomot felépítő részecskék számáról az alábbi jelölés:

₁₂ ²⁴Mg és ₁₃²⁷Al

a, Mit jelent az alsó és a felsőpontszám?

Az alsó szám a rendszám, a proton, ill. elektronszámot, adja meg a felső szám az atomtömeg, a proton és a neutronszámának tömegét adja meg.

b, Hogyan lehet megadni a fenti adatokból a neutronok számát?

A tömegszámból kell kivonni a protonszámot (rendszámot), így megkaphatjuk a neutronok számát. Pl.:

1. ₁₂²⁴Mg 24-12=12 darab neutron

2. ₁₃²⁷Al 27-13=14 darab neutron

3. Jellemezzük az atomot felépítő részecskéket töltésük és tömegük szerint!

Neve	Jele	Relatív tömege	Relatív töltése
Elektron	e-	1/1840	-1
Proton	P+	1	+1
Neutron	n0	1	0

(Az atom elemi részecskékből felépülő, semleges anyagi részecske)

4. Melyik az a két elem, amely az univerzum 99,9%-át alkotja?

A hidrogén és a hélium (H 75,4 m/m% ; He 23,1 m/m%).

A mól, a moláris tömeg és a moláris térfogat [kémia]

A mól, a moláris tömeg és a moláris térfogat

Határozzuk meg az anyagmennyiség mértékegységét, a mólt!

A nemzetközi mértékegységrendszerben az anyagmennyiség mértékegysége a mól. Egy mól annak az anyagnak az anyagmennyisége, amelyben 6*10²³ darab részecske van. Jele: n

Mit nevezünk moláris tömegnek, mi a moláris tömeg mértékegysége?

Moláris tömeg: Egy mólnyi részecske tömege. Jele: M , Mértékegysége: g/mol.

M=m/n n=m/M

Mi a moláris térfogat és mi a mértékegysége?

Moláris térfogat: Egy mól anyag mekkora lesz(?dm³) különböző hőmérsékleten. Jele: V_m , Me:dm³ /mol

	P	T	Vm
Standard állapot	0,1 MPa	25oC	24,5 dm3
Szobahőmérséklet	0,1 MPa	20oC	24 dm3
Normál állapot	0,1 MPa	0oC	22,41 dm3

Mekkora a gázok moláris térfogata 25^oC– on és 0^oC – on, ha a nyomás 0,1 MPa?

Ha nyomás 0,1 MPa, akkor 25^oC standard állapotot jelent, így a moláris térfogat 24,5 dm³ lesz.

0^oC pedig normál állapotot jelent, így a moláris térfogat 22,41 dm³ lesz.

Mitől és hogyan függ a gázok moláris térfogata?

A gázok moláris térfogata függ a nyomástól és a hőmérséklettől.

Ha a P nő akkor a V_m csökken , h a T nő akkor a V_m nő

Milyen összefüggés van a gázok moláris térfoga.ta és anyagi minősége között azonos hőmérsékleten és nyomáson? Írjuk le Avogadro törvényét!

Ha azonos állapotban van két különböző gáz, akkor a moláris térfogatuk megegyezik, az anyagi minőségtől független a moláris térfogat.

Avogadro törvénye: A gázok azonos térfogataiban azonos a molekulák száma, ha az állapotjelzőik is megegyeznek.

Két 1 m³ – es tartály közül az egyiket O₂-, a másikat CH₄- gázzal töltjük meg. Mikor mondhatjuk, hogy a két tartályban a molekulák száma egyenlő?

Az Avogadro törvényt figyelembe véve, azt mondhatjuk, hogy akkor lesz azonos a molekulák száma, ha az állapotjelzőik is megegyeznek.