Împreună cu masa și volumul, calculele chimice utilizează adesea cantitatea de substanță proporțională cu numărul de unități structurale conținute în substanță. În acest caz, în fiecare caz, ar trebui indicat care sunt unitățile structurale (molecule, atomi, ioni etc.). Unitatea cantității unei substanțe este alunița.
Alunița este cantitatea de substanță care conține atâtea molecule, atomi, ioni, electroni sau alte unități structurale cât sunt atomi în 12 g din izotopul de carbon 12C.
Numărul de unități structurale conținute într-un mol dintr-o substanță (constanta lui Avogadro) este determinat cu mare precizie; în calculele practice, se ia egal cu 6,02 1024 mol -1.
Este ușor de arătat că masa a 1 mol dintr-o substanță (masa molară), exprimată în grame, este egală numeric cu masa moleculară relativă a acestei substanțe.
Astfel, greutatea moleculară relativă (sau, în formă prescurtată, greutatea moleculară) a clorului liber C1r este de 70,90. Prin urmare, masa molară a clorului molecular este de 70,90 g / mol. Cu toate acestea, masa molară a atomilor de clor este de jumătate (45,45 g / mol), deoarece 1 mol de molecule de clor Cl conține 2 mol de atomi de clor.
Conform legii lui Avogadro, volume egale ale oricăror gaze, luate la aceeași temperatură și aceeași presiune, conțin același număr de molecule. Cu alte cuvinte, același număr de molecule ale oricărui gaz ocupă același volum în aceleași condiții. În același timp, 1 mol din orice gaz conține același număr de molecule. Prin urmare, în aceleași condiții, 1 mol din orice gaz ocupă același volum. Acest volum se numește volumul molar de gaz și în condiții normale (0 ° C, presiune 101, 425 kPa) este egal cu 22,4 litri.
De exemplu, afirmația „conținutul de dioxid de carbon din aer este de 0,04% (vol.)” Înseamnă că la o presiune parțială de CO 2 egală cu presiunea aerului și la aceeași temperatură, dioxidul de carbon conținut în aer va ocupă 0,04% din volumul total ocupat de aer.
Sarcină de control
1. Comparați numărul de molecule conținute în 1 g de NH 4 și în 1 g de N 2. În ce caz și de câte ori este mai mare numărul de molecule?
2. Exprimați masa unei molecule de dioxid de sulf în grame.
4. Câte molecule există în 5,00 ml de clor în condiții normale?
4. Care este volumul a 27 10 21 molecule de gaz în condiții normale?
5. Exprimă în grame masa unei molecule NO 2 -
6. Care este raportul dintre volumele ocupate de 1 mol de O 2 și 1 mol de Oz (condițiile sunt aceleași)?
7. Luate mase egale de oxigen, hidrogen și metan în aceleași condiții. Găsiți raportul dintre volumele gazelor luate.
8. La întrebarea ce volum va lua 1 mol de apă în condiții normale, răspunsul este: 22,4 litri. Acesta este răspunsul corect?
9. Exprimați în grame masa unei molecule de HCl.
Câte molecule de dioxid de carbon sunt în 1 litru de aer dacă conținutul volumic de CO2 este de 0,04% (condiții normale)?
10. Câți moli sunt conținuți în 1 m 4 din orice gaz în condiții normale?
11. Exprimați în grame masa unei molecule H 2 O-
12. Câți moli de oxigen sunt în 1 litru de aer, dacă volumul
14. Câți moli de azot sunt în 1 litru de aer dacă conținutul său volumetric este de 78% (condiții normale)?
14. Luate mase egale de oxigen, hidrogen și azot în aceleași condiții. Găsiți raportul dintre volumele gazelor luate.
15. Comparați numărul de molecule conținute în 1 g de NO 2 și în 1 g de N 2. În ce caz și de câte ori este mai mare numărul de molecule?
16. Câte molecule există în 2,00 ml de hidrogen în condiții normale?
17. Exprimă în grame masa unei molecule H 2 O-
18. Care este volumul a 17 10 21 molecule de gaz în condiții normale?
RATA REACȚIUNILOR CHIMICE
La definirea conceptului viteze de reacție chimică este necesar să se facă distincția între reacțiile omogene și eterogene. Dacă reacția are loc într-un sistem omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-un amestec de gaze, atunci se desfășoară pe întregul volum al sistemului. Viteza de reacție omogenă este cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau se formează ca urmare a unei reacții pe unitate de timp într-o unitate de volum a sistemului. Deoarece raportul dintre numărul de moli al unei substanțe și volumul în care este distribuită este concentrația molară a unei substanțe, viteza unei reacții omogene poate fi, de asemenea, definită ca modificarea concentrației pe unitate de timp a oricăreia dintre substanțe: reactivul inițial sau produsul de reacție... Pentru a vă asigura că rezultatul calculului este întotdeauna pozitiv, indiferent dacă este realizat de reactiv sau produs, semnul „±” este utilizat în formula:
În funcție de natura reacției, timpul poate fi exprimat nu numai în secunde, așa cum este cerut de sistemul SI, ci și în minute sau ore. În cursul reacției, valoarea ratei sale nu este constantă, ci se modifică constant: scade, deoarece concentrația substanțelor inițiale scade. Calculul de mai sus oferă valoarea medie a vitezei de reacție pe un anumit interval de timp Δτ = τ 2 - τ 1. Viteza adevărată (instantanee) este definită ca limita la care raportul Δ CU/ Δτ la Δτ → 0, adică viteza reală este egală cu derivata concentrației față de timp.
Pentru o reacție în ecuația căreia există coeficienți stoichiometrici care diferă de unitate, valorile vitezei exprimate pentru diferite substanțe nu sunt aceleași. De exemplu, pentru reacția A + 4B = D + 2E, consumul de substanță A este egal cu un mol, substanța B - trei moli, sosirea substanței E - doi moli. De aceea υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = ½ υ (E) sau υ (E). = ⅔ υ (V).
Dacă apare o reacție între substanțe în diferite faze ale unui sistem eterogen, atunci aceasta poate avea loc numai la interfața dintre aceste faze. De exemplu, interacțiunea dintre o soluție acidă și o bucată de metal are loc numai pe suprafața metalului. Viteza reacției eterogene este cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau se formează ca urmare a unei reacții pe unitate de timp pe unitate de interfață:
.
Dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația reactanților este exprimată de legea acțiunii în masă: la o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale substanțelor care reacționează, crescute la puteri egale cu coeficienții din formulele acestor substanțe în ecuația reacției... Apoi pentru reacție
2A + B → produse
relația este adevărată υ ~ · CU A 2 CU B, iar pentru trecerea la egalitate, se introduce coeficientul de proporționalitate k numit constanta vitezei de reacție:
υ = k· CU A 2 CU B = k· [A] 2 · [B]
(concentrațiile molare din formule pot fi notate cu litera CU cu indicele corespunzător și formula substanței, între paranteze drepte). Înțelesul fizic al constantei vitezei de reacție este viteza de reacție la concentrațiile tuturor reactanților egală cu 1 mol / L. Dimensiunea constantei vitezei de reacție depinde de numărul de factori din partea dreaptă a ecuației și poate fi s –1; s –1 · (l / mol); s –1 · (l 2 / mol 2) etc., adică astfel încât, în orice caz, în calcule, viteza de reacție este exprimată în mol · l –1 · s –1.
Pentru reacțiile eterogene, ecuația legii acțiunii masei include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în faza gazoasă sau în soluție. Concentrația unei substanțe în faza solidă este o valoare constantă și este inclusă în rata constantă, de exemplu, pentru procesul de ardere a cărbunelui C + O 2 = CO 2, legea acțiunii de masă este scrisă:
υ = k eu Const = k·,
Unde k= k eu Const.
În sistemele în care una sau mai multe substanțe sunt gaze, viteza de reacție depinde și de presiune. De exemplu, atunci când hidrogenul interacționează cu vaporii de iod H 2 + I 2 = 2HI, viteza reacției chimice va fi determinată de expresia:
υ = k··.
Dacă presiunea crește, de exemplu, de 4 ori, atunci volumul ocupat de sistem va scădea cu aceeași cantitate și, prin urmare, concentrația fiecăreia dintre substanțele care reacționează va crește cu aceeași cantitate. Viteza de reacție în acest caz va crește de 9 ori.
Dependența vitezei de reacție de temperatură descris de regula Van't Hoff: când temperatura crește la fiecare 10 grade, viteza de reacție crește de 2-4 ori... Aceasta înseamnă că, pe măsură ce temperatura crește în progresie aritmetică, viteza reacției chimice crește exponențial. Baza în formula de progresie este coeficientul temperaturii vitezei de reacțieγ, care arată de câte ori rata unei reacții date (sau, care este același lucru, constanta vitezei) crește odată cu creșterea temperaturii cu 10 grade. Matematic, regula Van't Hoff este exprimată prin formulele:
sau 
unde și sunt viteza de reacție, respectiv, la inițială t 1 și final t 2 temperaturi. Regula lui Van't Hoff poate fi exprimată și prin următoarele rapoarte:
; 
; 
; 
,
unde și sunt, respectiv, viteza și constanta de viteză a reacției la o temperatură t; și - aceleași valori la temperatură t +10n; n- numărul de intervale de „zece grade” ( n =(t 2 –t 1) / 10), prin care temperatura s-a schimbat (poate fi un număr întreg sau fracțional, pozitiv sau negativ).
Sarcină de control
1. Găsiți valoarea constantei vitezei de reacție A + B -> AB, dacă la concentrațiile substanțelor A și B egale cu 0,05 și respectiv 0,01 mol / l, viteza de reacție este 5 10 -5 mol / (l-min ).
2. De câte ori se va modifica viteza de reacție 2A + B -> A2B dacă concentrația substanței A este dublată, iar concentrația substanței B este redusă de 2 ori?
4. De câte ori trebuie crescută concentrația substanței, В 2 în sistemul 2А 2 (г) + В 2 (г) = 2А 2 В (г.), astfel încât atunci când concentrația substanței A scade cu 4 ori, rata reacției directe nu se schimbă?
4. La ceva timp după începerea reacției 3A + B-> 2C + D, concentrația substanțelor a fost: [A] = 0,04 mol / l; [B] = 0,01 mol / l; [C] = 0,008 mol / L. Care sunt concentrațiile inițiale ale substanțelor A și B?
5. În sistemul CO + C1 2 = COC1 2, concentrația a crescut de la 0,04 la 0,12 mol / l, iar concentrația de clor - de la 0,02 la 0,06 mol / l. De câte ori a crescut viteza reacției directe?
6. Reacția dintre substanțele A și B se exprimă prin ecuația: A + 2B → C. Concentrațiile inițiale sunt: [A] 0 = 0,04 mol / l, [B] o = 0,05 mol / l. Constanta vitezei de reacție este 0,4. Găsiți viteza de reacție inițială și viteza de reacție după un anumit timp, când concentrația substanței A scade cu 0,01 mol / L.
7. Cum se va modifica viteza de reacție 2СO + О2 = 2СО2 într-un vas închis dacă presiunea este dublată?
8. Calculați de câte ori va crește viteza de reacție dacă temperatura sistemului crește de la 20 ° С la 100 ° С, luând valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție egală cu 4.
9. Cum se va modifica viteza de reacție 2NO (r.) + 0 2 (g) → 2N02 (r.), Dacă presiunea din sistem crește de 4 ori;
10. Cum se va modifica viteza de reacție 2NO (r.) + 0 2 (g) → 2N02 (r.), Dacă volumul sistemului este redus de 4 ori?
11. Cum se va modifica viteza de reacție 2NO (r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) Dacă concentrația de NO este crescută de 4 ori?
12. Care este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție dacă, cu o creștere a temperaturii cu 40 de grade, viteza de reacție
crește de 15,6 ori?
paisprezece. Găsiți valoarea constantei vitezei de reacție A + B -> AB, dacă la concentrații de substanțe A și B egale cu 0,07 și respectiv 0,09 mol / l, viteza de reacție este de 2,7 10 -5 mol / (l-min).
14. Reacția dintre substanțele A și B se exprimă prin ecuația: A + 2B → C. Concentrațiile inițiale sunt: [A] 0 = 0,01 mol / l, [B] o = 0,04 mol / l. Constanta vitezei de reacție este de 0,5. Găsiți viteza de reacție inițială și viteza de reacție după un anumit timp, când concentrația substanței A scade cu 0,01 mol / L.
15. Cum se va modifica viteza de reacție 2NO (r.) + 0 2 (g) → 2N02 (r.), Dacă presiunea din sistem este dublată;
16. În sistemul CO + C1 2 = COC1 2, concentrația a crescut de la 0,05 la 0,1 mol / l, iar concentrația de clor a crescut de la 0,04 la 0,06 mol / l. De câte ori a crescut viteza reacției directe?
17. Calculați de câte ori viteza de reacție va crește dacă temperatura sistemului crește de la 20 ° С la 80 ° С, luând valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție egală cu 2.
18. Calculați de câte ori viteza de reacție va crește dacă temperatura sistemului crește de la 40 ° С la 90 ° С, luând valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție egală cu 4.
LEGARE CHIMICĂ. FORMAREA ȘI STRUCTURA MOLECULELOR
1. Ce tipuri de legături chimice cunoașteți? Dați un exemplu de formare a unei legături ionice prin metoda legăturilor de valență.
2. Ce legătură chimică se numește covalentă? Ce este caracteristic unui tip de legătură covalentă?
4. Care sunt proprietățile unei legături covalente? Arătați acest lucru cu exemple specifice.
4. Ce tip de legătură chimică în moleculele H2; Cl2 HC1?
5. Care este natura legăturilor din molecule NCI 4, CS 2, CO 2? Indicați pentru fiecare dintre ele direcția de deplasare a perechii comune de electroni.
6. Ce legătură chimică se numește ionică? Ce este caracteristic tipului de legătură ionică?
7. Care este tipul de legătură în moleculele de NaCl, N 2, Cl 2?
8. Desenați toate modalitățile posibile de suprapunere a orbitalului s cu orbitalul p; Indicați direcția conexiunii în acest caz.
9. Explicați mecanismul donator-acceptor al legăturii covalente prin exemplul formării ionului fosfoniu [PH 4] +.
10. În CO, molecule de CO2, legătura este polară sau nepolară? Explica. Descrieți legătura de hidrogen.
11. De ce unele molecule cu legături polare sunt în general nepolare?
12. Tipul de legătură covalentă sau ionică este caracteristic pentru următorii compuși: Nal, S0 2, KF? De ce legătura ionică este cazul limitativ al covalentului?
14. Ce este o legătură metalică? În ce se deosebește de o legătură covalentă? Ce proprietăți ale metalelor determină?
14. Care este natura legăturilor dintre atomi din molecule; KHF2, H20, HNO ?
15. Cum se explică rezistența ridicată a legăturii dintre atomii din molecula de azot N 2 și mult mai puțin din molecula de fosfor P 4?
16. Ce fel de legătură se numește hidrogen? De ce formarea legăturilor de hidrogen nu este tipică pentru moleculele H2S și HC1, spre deosebire de H2O și HF?
17. Ce legătură se numește ionică? Legătura ionică posedă proprietăți de saturație și direcționalitate? De ce este un caz extrem de legătură covalentă?
18. Care este tipul de legătură în moleculele de NaCl, N 2, Cl 2?
Pentru a afla compoziția oricăror substanțe gazoase, este necesar să puteți opera cu concepte precum volumul molar, masa molară și densitatea unei substanțe. În acest articol, vom analiza ce este volumul molar și cum să-l calculăm?
Cantitate de substanță
Calculele cantitative sunt efectuate cu scopul de a realiza un anumit proces sau de a afla compoziția și structura unei anumite substanțe. Aceste calcule sunt incomode de efectuat cu valorile absolute ale maselor de atomi sau molecule datorită faptului că sunt foarte mici. În majoritatea cazurilor, nici masele atomice relative nu pot fi utilizate, deoarece nu sunt legate de măsurile general acceptate de masă sau volum ale unei substanțe. Prin urmare, a fost introdus conceptul cantității unei substanțe, care este notat prin litera greacă v (nu) sau n. Cantitatea unei substanțe este proporțională cu numărul de unități structurale (molecule, particule atomice) conținute în substanță.
Unitatea cantității unei substanțe este alunița.
Un mol este acea cantitate de substanță care conține atâtea unități structurale cât atomi sunt în 12 g de izotop de carbon.
Masa unui atom este de 12 amu. adică, numărul de atomi din 12 g de izotop de carbon este egal cu:
Na = 12g / 12 * 1.66057 * 10 în grade-24g = 6.0221 * 10 în grad 23
Mărimea fizică Na se numește constanta lui Avogadro. Un mol din orice substanță conține 6,02 * 10 la puterea a 23 de particule.
Orez. 1. Legea lui Avogadro.
Volumul molar de gaz
Volumul molar al unui gaz este raportul dintre volumul unei substanțe și cantitatea substanței respective. Această valoare se calculează prin împărțirea masei molare a unei substanțe la densitatea acesteia folosind următoarea formulă:
unde Vm este volumul molar, M este masa molară și p este densitatea substanței.
Orez. 2. Formula volumului molar.
În sistemul internațional Cu, măsurarea volumului molar al substanțelor gazoase se efectuează în metri cubi pe mol (m 3 / mol)
Volumul molar al substanțelor gazoase diferă de substanțele în stare lichidă și solidă prin aceea că un element gazos cu o cantitate de 1 mol ocupă întotdeauna același volum (dacă se respectă aceiași parametri).
Volumul de gaz depinde de temperatură și presiune, prin urmare, atunci când calculați, ar trebui să luați volumul de gaz în condiții normale. Condițiile normale sunt considerate a fi o temperatură de 0 grade și o presiune de 101,325 kPa. Volumul molar de 1 mol de gaz în condiții normale este întotdeauna același și este egal cu 22,41 dm 3 / mol. Acest volum este numit volumul molar de gaz ideal. Adică, în 1 mol din orice gaz (oxigen, hidrogen, aer) volumul este de 22,41 dm 3 / m.
Orez. 3. Volumul molar de gaz în condiții normale.
Tabelul „volumul molar al gazelor”
Tabelul următor arată volumul unor gaze:
| Gaz | Volumul molar, l |
| H 2 | 22,432 |
| O 2 | 22,391 |
| Cl 2 | 22,022 |
| CO 2 | 22,263 |
| NH3 | 22,065 |
| SO 2 | 21,888 |
| Ideal | 22,41383 |
Ce am învățat?
Volumul molar al unui gaz studiat în chimie (gradul 8), împreună cu masa și densitatea molară, sunt cantități necesare pentru a determina compoziția unei anumite substanțe chimice. O caracteristică a gazului molar este că un mol de gaz conține întotdeauna același volum. Acest volum se numește volumul molar al gazului.
Testează după subiect
Evaluarea raportului
Rata medie: 4.3. Total evaluări primite: 70.
Volumul molar al unui gaz este egal cu raportul dintre volumul gazului și cantitatea de substanță a acestui gaz, adică
V m = V (X) / n (X),
unde V m - volumul molar de gaz - constantă pentru orice gaz în condițiile date;
V (X) - volumul de gaz X;
n (X) este cantitatea de substanță din gazul X.
Volumul molar al gazelor în condiții normale (presiunea normală p n = 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa și temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) este V m = 22,4 l / mol.
Legile gazelor ideale
În calculele legate de gaze, este adesea necesar să se treacă de la condiții date la condiții normale sau invers. În acest caz, este convenabil să utilizați formula care urmează din legea combinată a gazelor Boyle-Mariotte și Gay-Lussac:
pV / T = p n V n / T n
Unde p este presiunea; V este volumul; T este temperatura pe scara Kelvin; indicele „n” indică condiții normale.
Fracție de volum
Compoziția amestecurilor de gaze este adesea exprimată folosind fracția de volum - raportul dintre volumul unei componente date și volumul total al sistemului, adică
φ (X) = V (X) / V
unde φ (X) este fracția de volum a componentei X;
V (X) este volumul componentei X;
V este volumul sistemului.
Fracția de volum este o cantitate adimensională, este exprimată în fracțiuni ale unei unități sau ca procent.
Exemplul 1. Ce volum va lua amoniacul cântărind 51 g la o temperatură de 20 ° C și o presiune de 250 kPa?
|
|
1. Determinați cantitatea de substanță amoniacală: n (NH3) = m (NH3) / M (NH3) = 51/17 = 3 mol. 2. Volumul de amoniac în condiții normale este: V (NH 3) = V m · n (NH 3) = 22,4 · 3 = 67,2 litri. 3. Folosind formula (3), reducem volumul de amoniac la aceste condiții (temperatura T = (273 + 20) K = 293 K): V (NH 3) = p n V n (NH 3) / pТ n = 101,3 · 293 · 67,2 / 250 · 273 = 29,2 litri. Răspuns: V (NH 3) = 29,2 litri. |
Exemplul 2. Determinați volumul care va lua în condiții normale un amestec de gaze care conține hidrogen, cântărind 1,4 g și azot, cântărind 5,6 g.
|
|
1. Găsiți cantitatea de substanță hidrogen și azot: n (N2) = m (N2) / M (N2) = 5,6 / 28 = 0,2 mol n (H2) = m (H2) / M (H2) = 1,4 / 2 = 0,7 mol 2. Deoarece în condiții normale aceste gaze nu interacționează între ele, volumul amestecului de gaze va fi egal cu suma volumelor gazelor, adică V (amestec) = 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. Răspuns: V (amestec) = 20,16 litri. |
Legea relației volumetrice
Cum se rezolvă problema folosind „Legea relațiilor volumetrice”?
Legea raporturilor volumetrice: volumele de gaze implicate în reacție sunt legate între ele ca numere întregi mici egale cu coeficienții din ecuația reacției.
Coeficienții din ecuațiile de reacție arată numărul de volume de substanțe gazoase care reacționează și se formează.
Exemplu. Calculați volumul de aer necesar pentru arderea a 112 litri de acetilenă.
1. Compunem ecuația reacției:
2. Pe baza legii raporturilor volumetrice, calculăm volumul de oxigen:
112/2 = X / 5, de unde X = 112 5/2 = 280 litri
3. Determinați volumul de aer:
V (aer) = V (O 2) / φ (O 2)
V (aer) = 280 / 0,2 = 1400 litri.
Scopul lecției: pentru a forma conceptul de volume molare, milimolare și kilomolare de gaze și unitățile lor de măsură.
Obiectivele lecției:
- Educational- să consolideze formulele studiate anterior și să găsească relația dintre volum și masă, cantitatea de substanță și numărul de molecule, să consolideze și să sistematizeze cunoștințele elevilor.
- în curs de dezvoltare- să dezvolte abilități și abilități pentru rezolvarea problemelor, abilitatea de a gândi logic, de a extinde orizonturile elevilor, creativitatea acestora, capacitatea de a lucra cu literatura suplimentară, memoria pe termen lung, interesul pentru subiect.
- Educational- educarea indivizilor cu un nivel ridicat de cultură, formarea nevoii de activitate cognitivă.
Tipul lecției: Lecție combinată.
Echipamente și reactivi: Tabelul „Volumul molar de gaze”, portretul lui Avogadro, pahar, apă, cupe de măsurare cu sulf, oxid de calciu, glucoză, cantitatea de substanță este de 1 mol.
Planul lecției:
- Moment organizatoric (1 min.)
- Test de cunoștințe sub forma unui sondaj frontal (10 min.)
- Completarea mesei (5 min.)
- Explicarea noului material (10 min.)
- Fixare (10 min.)
- Rezumând (3 min.)
- Teme (1 min.)
În timpul orelor
1. Momentul organizatoric.
2. Conversație frontală cu privire la întrebări.
Care este numele masei de 1 mol dintr-o substanță?
Cum se raportează masa molară și cantitatea unei substanțe?
Care este numărul lui Avogadro?
Cum este legat numărul și cantitatea de materie Avogadro?
Și cum să relaționăm masa și numărul de molecule ale unei substanțe?
3. Acum completați tabelul, rezolvând problemele - aceasta este o lucrare de grup.
| Formula, substanțe | Greutate, g | Masa molară, g / mol | Cantitatea de substanță, mol | Numărul de molecule | Numărul lui Avogadro, molecule / mol |
| ZnO | ? | 81 g / mol | ? cârtiță | 18 10 23 molecule | 6 10 23 |
| MgS | 5,6g | 56 g / mol | ? cârtiță | ? | 6 10 23 |
| BaCl2 | ? | ? g / mol | 0,5 mol | 3 10 23 molecule | 6 10 23 |
4. Învățarea de materiale noi.
„... Vrem nu numai să știm cum funcționează natura (și cum apar fenomenele naturale), ci și, dacă este posibil, să atingem un scop, poate utopic și îndrăzneț în aparență, - să aflăm de ce natura este exact aceeași și nicio diferenta. În acest sens, oamenii de știință găsesc cea mai mare satisfacție ".
Albert Einstein
Așadar, scopul nostru este să găsim cea mai mare satisfacție ca oameni de știință adevărați.
Și cum se numește volumul de 1 mol dintr-o substanță?
De ce depinde volumul molar?
Care va fi volumul molar de apă dacă M r = 18 și ρ = 1 g / ml?
(Desigur 18 ml).
Pentru a determina volumul, ați folosit formula cunoscută din fizică ρ = m / V (g / ml, g / cm 3, kg / m 3)
Să măsurăm acest volum cu ustensile de măsurat. Să măsurăm volumele molare de alcool, sulf, fier, zahăr. Sunt diferite, pentru că densitatea este diferită (tabel cu densități diferite).
Și ce zici de gaze? Se pare că 1 mol de orice gaz în condiții normale. (0 ° C și 760 mm Hg) ocupă același volum molar de 22,4 L / mol (prezentat în tabel). Și cum se va numi volumul de 1 kilometru? Kilomolar. Este egal cu 22,4 m 3 / kmol. Volumul milimolar 22,4 ml / mol.
De unde a venit acest număr?
Rezultă din legea lui Avogadro. Corolar din legea lui Avogadro: 1 mol de orice gaz la n.u. ocupă un volum de 22,4 l / mol.
Vom auzi acum puțin despre viața omului de știință italian. (mesaj despre viața lui Avogadro)
Acum să vedem dependența valorilor de diferiți indicatori:
| Formula substanței | Starea de agregare (în condiții normale) | Greutate, g | Densitate, g / ml | Volumul de servire în 1 mol, l | Cantitatea de substanță, mol | Relația dintre volum și cantitatea de substanță |
| NaCI | Solid | 58,5 | 2160 | 0,027 | 1 | 0,027 |
| H 2 O | Lichid | 18 | 1000 | 0,018 | 1 | 0,18 |
| O 2 | Gaz | 32 | 1,43 | 22,4 | 1 | 22,4 |
| H 2 | Gaz | 2 | 0,09 | 22,4 | 1 | 22,4 |
| CO 2 | Gaz | 44 | 1,96 | 22,4 | 1 | 22,4 |
| SO 2 | gaz | 64 | 2,86 | 22,4 | 1 | 22,4 |
Dintr-o comparație a datelor obținute, trageți o concluzie (relația dintre volum și cantitatea unei substanțe pentru toate substanțele gazoase (în condiții normale) este exprimată prin aceeași valoare, care se numește volum molar.)
Se notează cu V m și se măsoară în l / mol etc. Obținem formula pentru găsirea volumului molar
V m = V /v , de aici puteți găsi cantitatea de materie și volumul de gaz. Acum să ne amintim de formulele studiate anterior, pot fi combinate? Puteți obține formule universale pentru calcule.
m / M = V / V m;
V / V m = N / Na
5. Și acum vom consolida cunoștințele acumulate cu ajutorul calculului oral, astfel încât cunoștințele prin abilități să fie aplicate automat, adică transformate în abilități.
Pentru răspunsul corect, veți primi un punct; veți primi o estimare în funcție de numărul de puncte.
- Care este formula hidrogenului?
- Care este greutatea sa moleculară relativă?
- Care este masa sa molară?
- Câte molecule de hidrogen vor exista în fiecare caz?
- Cât va dura în condiții normale? 3 g H2?
- Cât vor cântări 12 10 23 molecule de hidrogen?
- Ce volum vor ocupa aceste molecule în fiecare caz?
Acum să rezolvăm problemele în grupuri.
Problema numărul 1
Eșantion: Care este volumul de 0,2 mol N 2 în condiții normale?
- Care este volumul a 5 mol de O 2 în condiții normale?
- Care este volumul a 2,5 mol de H2 în condiții normale?
Problema numărul 2
Eșantion: Ce cantitate dintr-o substanță conține 33,6 litri de hidrogen la nivel standard?
Sarcini pentru soluția independentă
Rezolvați sarcinile conform exemplului dat:
- Ce cantitate dintr-o substanță conține oxigen cu un volum de 0,224 litri în condiții standard?
- Ce cantitate dintr-o substanță conține dioxid de carbon cu un volum de 4,48 litri la nivel normal?
Problema numărul 3
Eșantion: Cât va lua 56 g de gaz CO în condiții normale?
Sarcini pentru soluția independentă
Rezolvați sarcinile conform exemplului dat:
- Cât vor lua 8 g de gaz O2 în condiții normale?
- Cât vor lua 64 g de gaz SO 2 în condiții normale?
Problema numărul 4
Eșantion: Ce volum conține 3 × 10 23 molecule de hidrogen H2 în condiții normale?
Sarcini pentru soluția independentă
Rezolvați sarcinile conform exemplului dat:
- Ce volum conține 12,04 · 10 23 molecule de hidrogen СO 2 în condiții normale?
- Ce volum conține 3,01 · 10 23 molecule de hidrogen O 2 în condiții normale?
Conceptul densității relative a gazelor ar trebui dat pe baza cunoștințelor lor despre densitatea corpului: D = ρ 1 / ρ 2, unde ρ 1 este densitatea primului gaz, ρ 2 este densitatea al doilea gaz. Știți formula ρ = m / V. Înlocuind m în această formulă cu M și V pentru V m, obținem ρ = M / V m. Apoi densitatea relativă poate fi exprimată folosind partea dreaptă a ultimei formule:
D = ρ 1 / ρ 2 = M 1 / M 2.
Concluzie: densitatea relativă a gazelor este un număr care arată de câte ori masa molară a unui gaz este mai mare decât masa molară a unui alt gaz.
De exemplu, determinați densitatea relativă a oxigenului din aer, în termeni de hidrogen.
6. Rezumând.
Rezolvați sarcini pentru consolidare:
Găsiți masa (n.u.): a) 6 litri. Aproximativ 3; b) 14 ani. gaz H 2 S?
Care este volumul de hidrogen în condiții normale? se formează prin interacțiunea a 0,23 g sodiu cu apă?
Care este masa molară a unui gaz dacă 1 litru. are masa de 3,17 g? (Sugestie! M = ρ V)
Numele acide sunt formate din numele rusesc pentru atomul de acid central cu adăugarea de sufixe și terminații. Dacă starea de oxidare a atomului de acid central corespunde numărului grupului din Tabelul periodic, atunci numele se formează folosind cel mai simplu adjectiv din numele elementului: H 2 SO 4 - acid sulfuric, HMnO 4 - acid manganic. Dacă elementele care formează acid au două stări de oxidare, atunci starea de oxidare intermediară este indicată de sufixul –st-: H 2 SO 3 - acid sulfuric, HNO 2 - acid azotat. Diferite sufixe sunt utilizate pentru numele acizilor halogeni cu multe stări de oxidare: exemple tipice - HClO 4 - clor n acid, HClO 3 - clor novat al acidului, HClO 2 - clor ist acid, HClO - clor novatist Acidul (acidul anoxic HCl se numește acid clorhidric - de obicei acid clorhidric). Acizii pot diferi prin numărul de molecule de apă care hidratează oxidul. Acizii care conțin cel mai mare număr de atomi de hidrogen se numesc ortoacizi: H 4 SiO 4 - acid ortosilicic, H 3 PO 4 - acid ortofosforic. Acizii care conțin 1 sau 2 atomi de hidrogen se numesc metacizi: H 2 SiO 3 - acid metasilicic, HPO 3 - acid metafosforic. Se numesc acizi care conțin doi atomi centrali di acizi: H 2 S 2 O 7 - acid disulfuric, H 4 P 2 O 7 - acid difosforic.
Numele complexe se formează în același mod ca nume de sare, dar cationului complex sau anionului i se dă un nume sistematic, adică se citește de la dreapta la stânga: K 3 - hexafluoroferat de potasiu (III), SO 4 - sulfat de tetraamină cupru (II).
Numele oxizilor sunt formate folosind cuvântul „oxid” și cazul genitiv al denumirii rusești a atomului central al oxidului, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al 2 O 3 - oxid de aluminiu, Fe 2 O 3 - fier (III) oxid.
Numele bazei sunt formate folosind cuvântul „hidroxid” și cazul genitiv al denumirii rusești pentru atomul central al hidroxidului, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al (OH) 3 - hidroxid de aluminiu, Fe (OH) 3 - hidroxid de fier (III).
Numele compușilor cu hidrogen se formează în funcție de proprietățile acido-bazice ale acestor compuși. Pentru compușii care formează acid gazos cu hidrogen se folosesc denumirile: H 2 S– sulfan (hidrogen sulfurat), H 2 Se– selan (hidrogen selenid), HI– iodură de hidrogen; soluțiile lor în apă se numesc, respectiv, hidrogen sulfurat, seleniu și acizi hidriodici. Pentru unii compuși cu hidrogen, se folosesc denumiri speciale: NH 3 - amoniac, N 2 H 4 - hidrazină, PH 3 - fosfină. Compușii cu hidrogen având o stare de oxidare de –1 se numesc hidruri: NaH - hidrură de sodiu, CaH 2 - hidrură de calciu.
Nume de sare sunt formate din numele latin al atomului central al reziduului acid cu adăugarea de prefixe și sufixe. Numele sărurilor binare (cu două elemente) se formează folosind sufixul - id: NaCI - clorură de sodiu, Na 2 S - sulfură de sodiu. Dacă atomul central al reziduului acid care conține oxigen are două stări de oxidare pozitive, atunci cea mai mare stare de oxidare este indicată de sufixul - la: Na2S04 - sulf la sodiu, KNO 3 - azot la potasiu și cea mai scăzută stare de oxidare - cu sufixul - aceasta: Na2S03 - sulf aceasta sodiu, KNO 2 - azot aceasta potasiu. Prefixele și sufixele sunt folosite pentru a denumi sărurile halogenate oxigenate: KClO 4 - bandă clor la potasiu, Mg (ClO 3) 2 - clor la magneziu, KClO 2 - clor aceasta potasiu, KClO - hipo clor aceasta potasiu.
Saturația este covalentăuopslegăturăa ei- se manifestă prin faptul că nu există electroni nepereche în compușii elementelor s- și p, adică toți electronii nepereche de atomi formează perechi de electroni care leagă (excepțiile sunt NO, NO 2, ClO 2 și ClO 3 ).
Perechile de electroni nepartajate (LEP) sunt electroni care ocupă orbitalii atomici în perechi. Prezența LEP determină capacitatea anionilor sau a moleculelor de a forma legături donator-acceptor ca donatori de perechi de electroni.
Electronii nepereche sunt electronii unui atom conținut unul câte unul în orbital. Pentru elementele s- și p, numărul de electroni nepereche determină câte perechi de electroni care se leagă un atom dat se pot forma cu alți atomi prin mecanismul de schimb. În metoda legăturilor de valență, se presupune că numărul de electroni nepereche poate fi crescut datorită perechilor de electroni singulari dacă există orbitați liberi în cadrul nivelului electronic de valență. În majoritatea compușilor elementelor s și p, nu există electroni neperecheați, deoarece toți electronii neperecheați ai atomilor formează legături. Cu toate acestea, există molecule cu electroni nepereche, de exemplu NO, NO 2, ele sunt foarte reactive și tind să formeze dimeri de tipul N 2 O 4 în detrimentul electronilor nepereche.
Concentrație normală - acesta este numărul de alunițe echivalente în 1 litru de soluție.
Condiții normale - temperatura 273K (0 o C), presiunea 101,3 kPa (1 atm).
Mecanisme de schimb și donator-acceptor de formare a legăturilor chimice... Formarea legăturilor covalente între atomi poate avea loc în două moduri. Dacă formarea unei perechi de electroni care leagă are loc din cauza electronilor nepereche a ambilor atomi legați, atunci această metodă de formare a unei perechi de electroni care se leagă se numește mecanism de schimb - atomii schimbă electroni, iar electronii de legătură aparțin ambilor atomi legați. Dacă perechea de electroni care se leagă se formează datorită perechii de electroni singulari ai unui atom și orbitalului liber al altui atom, atunci această formare a perechii de electroni care leagă este un mecanism donor-acceptor (vezi. metoda legăturilor de valență).
Reacții ionice reversibile - acestea sunt reacții în care se formează produse capabile să formeze substanțe inițiale (dacă avem în vedere ecuația scrisă, atunci despre reacțiile reversibile putem spune că pot proceda în ambele direcții cu formarea de electroliți slabi sau compuși slab solubili). Reacțiile ionice reversibile sunt adesea caracterizate prin conversie incompletă; întrucât în timpul unei reacții ionice reversibile, se formează molecule sau ioni, care determină o deplasare către produsele inițiale de reacție, adică ca și cum ar „inhiba” reacția. Reacțiile ionice reversibile sunt descrise folosind semnul ⇄, iar cele ireversibile - prin semnul →. Un exemplu de reacție ionică reversibilă este reacția H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, iar un exemplu de reacție ireversibilă este S 2- + Fe 2+ → FeS.
Oxidanți – substanțe în care stările de oxidare ale unor elemente scad în timpul reacțiilor redox.
Dualitate redox - capacitatea substanțelor de a acționa reacții redox ca agent oxidant sau reducător, în funcție de partener (de exemplu, H202, NaNO2).
Reacții redox(OVR) - acestea sunt reacții chimice în timpul cărora se schimbă stările de oxidare ale elementelor substanțelor care reacționează.
Potențial redox - o valoare care caracterizează capacitatea (rezistența) redox atât a agentului oxidant, cât și a agentului reducător alcătuind jumătatea de reacție corespunzătoare. Astfel, potențialul redox al perechii Cl 2 / Cl, egal cu 1,36 V, caracterizează clorul molecular ca agent oxidant și ionul clorură ca agent reducător.
Oxizi - compuși ai elementelor cu oxigen, în care oxigenul are o stare de oxidare egală cu –2.
Interacțiuni de orientare- interacțiunile intermoleculare ale moleculelor polare.
Osmoza - fenomenul de transfer al moleculelor de solvent pe o membrană semipermeabilă (permeabilă numai pentru solvent) către o concentrație mai mică de solvent.
Presiune osmotica - proprietate fizico-chimică a soluțiilor datorită capacității membranelor de a trece doar moleculele de solvent. Presiunea osmotică din partea unei soluții mai puțin concentrate egalizează ratele de penetrare a moleculelor de solvent în ambele părți ale membranei. Presiunea osmotică a soluției este egală cu presiunea gazului, în care concentrația moleculelor este aceeași cu concentrația particulelor din soluție.
Bazele Arrhenius - substanțe care în procesul de disociere electrolitică au despicat ionii hidroxid.
Baze din bronz - compuși (molecule sau ioni de tip S 2-, HS -), care pot adăuga ioni de hidrogen.
Fundații conform lui Lewis (bazele lui Lewis) – compuși (molecule sau ioni) cu perechi de electroni solitari capabili să formeze legături donator-acceptor. Cea mai comună bază Lewis este moleculele de apă, care au proprietăți puternice de donator.
