V eq1 și V eq2 – volumele molare ale echivalentelor lor.
Folosind legile stoichiometrice considerate, este posibilă rezolvarea unei game largi de probleme. Mai jos sunt prezentate exemple de rezolvare a unui număr de probleme tipice.
3.3.Întrebări pentru autocontrol
1. Ce este stoichiometria?
2. Ce legi stoichiometrice cunoașteți?
3. Cum se formulează legea conservării masei substanţelor?
4. Cum se explică valabilitatea legii conservării masei substanțelor pe baza teoriei atomo-moleculare?
5. Cum se formulează legea constanței compoziției?
6. Formulaţi legea relaţiilor volumetrice simple.
7. Cum este formulată legea lui Avogadro?
8. Formulați consecințe din legea lui Avogadro.
9. Ce este volumul molar? Cu ce este egal?
10. Care este densitatea relativă a gazelor?
11. Cum, cunoscând densitatea relativă a unui gaz, se poate determina masa molară a acestuia?
12. Ce parametri caracterizează starea gazului?
13. Ce unități de masă, volum, presiune și temperatură cunoașteți?
14. Care este diferența dintre scalele de temperatură Celsius și Kelvin?
15. Ce condiții de gaze sunt considerate normale?
16. Cum poate fi adus volumul de gaz în condiții normale?
17. Ce se numește echivalentul unei substanțe?
18. Care este echivalentul masei molare?
19. Cum se determină factorul de echivalență pentru a) oxid,
b) acizi, c) baze, d) săruri?
20. Ce formule pot fi folosite pentru a calcula echivalentul pentru a) oxid, b) acid, c) bază, d) sare?
21. Ce formule pot fi folosite pentru a calcula masele molare de echivalenți pentru a) oxid, b) acid, c) bază, d) sare?
22. Care este volumul echivalent molar?
23. Cum se formulează legea echivalentelor?
24. Ce formule pot fi folosite pentru a exprima legea echivalentelor?
3.4. Teste de autocontrol pe tema „Echivalent” Opțiunea 1
1. În aceleaşi condiţii se iau volume egale de O 2 şi C1 2. Care este raportul dintre masele ambelor gaze?
1) m(O 2) > m(Cl 2), 2) m(O2)< m(Cl 2), 3) m(O2) = m(Cl 2).
2. Care este densitatea relativă a oxigenului față de hidrogen?
1) 32, 2) 8, 3) 16, 4) 64.
3. Câți moli de echivalenți de acid sulfuric sunt conținuti într-un mol de molecule din această substanță care participă la reacția de neutralizare completă?
1) 2, 2) 1, 3) 1/2, 4) 1/6, 5) 1/4.
4. Care este echivalentul clorurii de fier (III) în reacție
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaC1?
1) 1/2, 2) 1, 3) 1/3, 4) 1/4, 5) 1/6.
5. Care este masa zincului în grame care trebuie luată pentru ca reacția cu acid să elibereze hidrogen cu un volum de 5,6 litri?
1) 65, 2) 32,5, 3) 16,25, 4) 3,25.
Pentru răspunsuri, vezi pagina 26.
Opțiunea 2
1. Amestecați volume egale de hidrogen și clor. Cum se va schimba volumul amestecului după ce are loc reacția?
1) Crește de 2 ori 2) scade de 2 ori 3) nu se va schimba.
2. Masa unui gaz cu un volum de 2,24 litri (în condiții normale) este egală cu 2,8 g Care este valoarea relativei greutate moleculară gaz?
1) 14, 2) 28, 3) 28 G/mol, 4) 42.
3. Ce număr are formula oxidului de azot, masa molară a echivalentului de azot în care este 7 g/mol?
1) N2O, 2) NO, 3) N2O3, 4) N2O4, 5) N2O5.
4. Ce număr indică volumul de hidrogen în litri în condiții standard, care va fi eliberat atunci când 18 g dintr-un metal se dizolvă în acid, a cărui masă molară este echivalentă cu 9?
1) 22,4, 2) 11,2, 3) 5,6, 4) 2,24.
5. Care este echivalentul azotatului de hidroxil de fier (III) în reacție:
Fe(NO3)3 + NaOH = Fe(OH)2NO3 + NaNO3?
1) 1/4, 2) 1/6, 3) 1, 4) 1/2, 5) 1/3.
Pentru răspunsuri, vezi pagina 26.
DEFINIŢIE
Raportul dintre masa (m) unei substanțe și cantitatea ei (n) se numește masa molară a substanței:
Masa molară este de obicei exprimată în g/mol, mai rar în kg/kmol. Deoarece un mol din orice substanță conține același număr de unități structurale, masa molară a substanței este proporțională cu masa unității structurale corespunzătoare, adică. masa atomică relativă a unei substanțe date (M r):
unde κ este coeficientul de proporționalitate, același pentru toate substanțele. Greutatea moleculară relativă este o mărime adimensională. Se calculează folosind mase atomice relative elemente chimice, specificat în Tabel periodic DI. Mendeleev.
Masa atomică relativă a azotului atomic este de 14,0067 amu. Masa sa moleculară relativă va fi 14,0064, iar masa sa molară:
M(N) = M r (N) × 1 mol = 14,0067 g/mol.
Se știe că molecula de azot este diatomică - N 2, atunci masa atomică relativă a moleculei de azot va fi egală cu:
A r (N 2) = 14,0067 × 2 = 28,0134 amu
Masa moleculară relativă a unei molecule de azot va fi egală cu 28,0134, iar masa molară:
M(N 2) = M r (N 2) × 1 mol = 28,0134 g/mol sau pur și simplu 28 g/mol.
Azotul este un gaz incolor care nu are nici miros, nici gust (diagrama structurii atomice este prezentată în Fig. 1), slab solubil în apă și alți solvenți cu puncte de topire foarte scăzute (-210 o C) și puncte de fierbere (-195,8). o C).
Orez. 1. Structura atomului de azot.
Se știe că în natură azotul poate fi găsit sub formă de doi izotopi 14 N (99,635%) și 15 N (0,365%). Acești izotopi sunt caracterizați prin conținuturi diferite de neutroni în nucleul atomic și, prin urmare, prin masa molară. În primul caz va fi egal cu 14 g/mol, iar în al doilea - 15 g/mol.
Masa moleculară a unei substanțe în stare gazoasă poate fi determinat folosind conceptul volumului său molar. Pentru a face acest lucru, găsiți volumul ocupat la conditii normale o anumită masă a unei substanțe date și apoi calculați masa de 22,4 litri a acestei substanțe în aceleași condiții.
Pentru a atinge acest obiectiv (calculul masei molare), este posibil să se utilizeze ecuația de stare gaz ideal(ecuația Mendeleev-Clapeyron):
unde p este presiunea gazului (Pa), V este volumul gazului (m 3), m este masa substanței (g), M este masa molară a substanței (g/mol), T - temperatura absolută(K), R - constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol×K).
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
EXEMPLUL 2
| Exercita | Calculați volumul de azot (condiții normale) care poate reacționa cu magneziul cu o greutate de 36 g. |
| Soluţie | Să scriem ecuația reacției interacțiune chimică magneziu cu azot: Problema 80. Răspuns: Problema 81.
Răspuns: Problema 82. Aici R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol. K); T – temperatura gazului, K; P – presiunea gazului, Pa; V – volumul gazului, m3; M – masa molară a gazului, g/mol.
b) 1 mol de orice substanță conține 6,02 . 10 23 de particule (atomi, molecule), apoi masa unei molecule se calculează din raportul:
Răspuns: M = 28 g/mol; m = 4,65 . 10-23 ani Problema 83.
Densitatea unui gaz în aer este egală cu raportul dintre masa molară a unui gaz dat și masa molară a aerului:
Iată densitatea gazului în aer; - masa molară a gazului; - aer (29 g/mol). Apoi
Problema 84.
Masa molară a oxigenului este de 32 g/mol. Apoi Răspuns: Problema 85. unde m 1 /m 2 este densitatea relativă a primului gaz în raport cu al doilea, notat cu D. Prin urmare, conform condițiilor problemei:
Masa molară a azotului este de 28 g/mol. Apoi b) 1 mol de orice gaz în condiții normale (T = 0 0 C și P = 101,325 kPa) ocupă un volum egal cu 22,4 litri. Cunoscând masa și volumul gazului în condiții normale, calculăm masa molara acesta, formând proporția:
Răspuns: M (gaz) = 34 g/mol. Problema 86. unde m 1 /m 2 este densitatea relativă a primului gaz în raport cu al doilea, notat cu D. Prin urmare, conform condițiilor problemei:
Masa molară a aerului este de 29 g/mol. Apoi M1 = D . M2 = 6,92 . 29 = 200,6 g/mol. Știind că Ar(Hg) = 200,6 g/mol, aflăm numărul de atomi (n) care alcătuiesc molecula de mercur:
Astfel, o moleculă de mercur este formată dintr-un atom. Răspuns: de la unul. Problema 87. unde m 1 /m 2 este densitatea relativă a primului gaz în raport cu al doilea, notat cu D. Prin urmare, conform condițiilor problemei:
Masa molară a azotului este de 28 g/mol. Atunci masa molară a vaporilor de sulf este egală cu: M1 = D . M2 = 9,14. 2 = 255,92 g/mol. Știind că Ar(S) = 32 g/mol, găsim numărul de atomi (n) care alcătuiesc molecula de sulf:
Astfel, o moleculă de sulf constă dintr-un atom. Răspuns: din opt. Problema 88. Aici R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol . LA); T – temperatura gazului, K; P – presiunea gazului, Pa; V – volumul gazului, m3; M – masa molară a gazului, g/mol.
Răspuns: 58 g/mol. Problema 89. Exprimarea acestor probleme în sistemul de unități SI (P = 10,4...104Pa; V = 6,24...10-4m3; m = 1,56...10-3kg; T = 290K) și înlocuirea lor în Clapeyron-Mendeleev ecuația (ecuația de stare a unui gaz ideal), găsim masa molară a gazului: Aici R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol. K); T – temperatura gazului, K; P – presiunea gazului, Pa; V – volumul gazului, m3; M – masa molară a gazului, g/mol.
Răspuns: 58 g/mol. Masa moleculară este unul dintre conceptele de bază în chimia modernă. Introducerea sa a devenit posibilă după fundamentarea științifică a afirmației lui Avogadro că multe substanțe constau din particule minuscule - molecule, fiecare dintre acestea, la rândul lor, constă din atomi. Știința îi datorează această judecată în mare măsură chimistului italian Amadeo Avogadro, care a fundamentat științific structura moleculară a substanțelor și a dat chimiei multe dintre cele mai importante concepte și legi. Unitățile de masă ale elementelorInițial, atomul de hidrogen a fost luat ca unitate de bază a masei atomice și moleculare ca fiind cel mai ușor element din Univers. Dar masele atomice au fost în mare parte calculate pe baza lor compușii oxigenului, prin urmare, s-a decis alegerea unui nou standard pentru determinarea maselor atomice. Masa atomică a oxigenului a fost considerată a fi 15, masa atomică a celei mai ușoare substanțe de pe Pământ, hidrogenul, a fost 1. În 1961, sistemul de oxigen pentru determinarea greutății a fost în general acceptat, dar a creat anumite inconveniente.
În 1961, a fost adoptată o nouă scară a maselor atomice relative, standardul pentru care a fost izotopul de carbon 12 C. Unitatea de masă atomică (abreviată ca amu) este 1/12 din masa acestui standard. În prezent, masa atomică este masa unui atom, care trebuie exprimată în amu. Masa de moleculeMasa unei molecule a oricărei substanțe este egală cu suma maselor tuturor atomilor care formează această moleculă. Cea mai mică greutate moleculară a unui gaz este hidrogenul compusul său este scris H2 și are o valoare apropiată de două. O moleculă de apă este formată dintr-un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Aceasta înseamnă că masa sa moleculară este 15,994 + 2*1,0079=18,0152 amu. Cele mai mari greutăți moleculare au complexe compuși organici- proteine si aminoacizi. Greutatea moleculară a unei unități structurale de proteine variază de la 600 la 106 și mai mare, în funcție de numărul de lanțuri peptidice din această structură macromoleculară.
MolÎmpreună cu unitățile standard de masă și volum, o unitate de sistem complet specială este utilizată în chimie - alunița. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale (ioni, atomi, molecule, electroni) cât este conținută în 12 grame de izotop 12 C. Când se utilizează o măsură a cantității de substanță, este necesar să se indice ce unități structurale sunt înțelese. După cum rezultă din conceptul de „aluniță”, în fiecare caz individual este necesar să se indice exact ce unități structurale despre care vorbim- de exemplu, moli de ioni H +, moli de molecule de H 2 etc. Masa molara si molecularaMasa a 1 mol de substanță se măsoară în g/mol și se numește masă molară. Relația dintre masa moleculară și cea molară poate fi scrisă ca ecuație ν = k × m/M, unde k este coeficientul de proporționalitate. Este ușor de spus că pentru orice raport coeficientul de proporționalitate va fi egal cu unu. Într-adevăr, izotopul de carbon are o masă moleculară relativă de 12 amu și, conform definiției, masa molară a acestei substanțe este de 12 g/mol. Raportul dintre masa moleculară și masa molară este 1. Din aceasta putem concluziona că masa molară și masa moleculară au aceleași valori numerice. Volumele de gazDupă cum știți, toate substanțele din jurul nostru pot fi în stare de agregare solidă, lichidă sau gazoasă. Pentru solide, cea mai comună măsură de bază este masa, pentru solide și lichide - volum. Acest lucru se datorează faptului că solidele își păstrează forma și dimensiunile finite, substanțele lichide și gazoase nu au dimensiuni finite. Particularitatea oricărui gaz este că între unitățile sale structurale - molecule, atomi, ioni - distanța este de multe ori mai mare decât aceleași distanțe în lichide sau solide. De exemplu, un mol de apă în condiții normale ocupă un volum de 18 ml - aproximativ aceeași cantitate ca o lingură. Volumul unui mol de sare de masă fin cristalină este de 58,5 ml, iar volumul unui mol de zahăr este de 20 de ori mai mare decât un mol de apă. Gazele necesită și mai mult spațiu. Un mol de azot în condiții normale ocupă un volum de 1240 de ori mai mare decât un mol de apă.
Astfel, volumele de substanțe gazoase diferă semnificativ de volumele de substanțe lichide și solide. Acest lucru se datorează diferenței de distanțe dintre moleculele de substanțe în diferite stări de agregare. Condiții normaleStarea oricărui gaz depinde foarte mult de temperatură și presiune. De exemplu, azotul la o temperatură de 20 °C ocupă un volum de 24 de litri, iar la 100 °C la aceeași presiune - 30,6 litri. Chimiștii au ținut cont de această dependență, așa că s-a decis reducerea tuturor operațiunilor și măsurătorilor cu substanțe gazoase la condiții normale. Peste tot în lume parametrii condițiilor normale sunt aceiași. Pentru gazos chimicale Acest:
Pentru condiții normale, a fost adoptată o abreviere specială - nr. Uneori, această denumire nu este scrisă în probleme, atunci ar trebui să recitiți cu atenție condițiile problemei și să aduceți parametrii de gaz dat la condiții normale. Calculul volumului a 1 mol de gazDe exemplu, nu este dificil să se calculeze un mol de orice gaz, cum ar fi azotul. Pentru a face acest lucru, mai întâi trebuie să găsiți valoarea masei sale moleculare relative: M r (N 2) = 2×14 = 28. Deoarece masa moleculară relativă a unei substanțe este numeric egală cu masa molară, atunci M(N2)=28 g/mol. Sa constatat experimental că în condiții normale densitatea azotului este de 1,25 g/litru. Să înlocuim această valoare în formula standard cunoscută din curs şcolar fizica, unde:
Constatăm că volumul molar de azot în condiții normale V(N 2) = 25 g/mol: 1,25 g/litru = 22,4 l/mol. Se pare că un mol de azot ocupă 22,4 litri. Dacă efectuați o astfel de operațiune cu toate substanțele gazoase existente, puteți ajunge la o concluzie uimitoare: volumul oricărui gaz în condiții normale este de 22,4 litri. Indiferent de ce fel de gaz vorbim, care sunt structura și caracteristicile fizice și chimice ale acestuia, un mol din acest gaz va ocupa un volum de 22,4 litri.
Volumul molar al unui gaz este una dintre cele mai importante constante din chimie. Această constantă ne permite să rezolvăm multe probleme chimice legate de măsurarea proprietăților gazelor în condiții normale. RezultateGreutatea moleculară a substanțelor gazoase este importantă în determinarea cantității de substanță. Și dacă un cercetător cunoaște cantitatea de substanță dintr-un anumit gaz, el poate determina masa sau volumul unui astfel de gaz. Pentru aceeași porțiune de substanță gazoasă, sunt îndeplinite simultan următoarele condiții: ν = m/ M ν= V/ V m. Dacă eliminăm constanta ν, putem echivala aceste două expresii: În acest fel puteți calcula masa unei porțiuni dintr-o substanță și volumul acesteia, iar masa moleculară a substanței studiate devine și ea cunoscută. Folosind această formulă, puteți calcula cu ușurință raportul volum-masă. Când această formulă este redusă la forma M= m V m /V, masa molară a compusului dorit va deveni cunoscută. Pentru a calcula această valoare este suficient să cunoaștem masa și volumul gazului studiat. Trebuie amintit că o corespondență strictă între greutatea moleculară reală a unei substanțe și cea găsită folosind formula este imposibilă. Orice gaz conține o mulțime de impurități și aditivi care fac anumite modificări în structura sa și afectează determinarea masei sale. Dar aceste fluctuații introduc modificări la a treia sau a patra zecimală în rezultatul găsit. Prin urmare pentru sarcinile școlareși experimente, rezultatele găsite sunt destul de plauzibile. Vă recomandămTipuri de bază de propoziții subordonate„Știința pasiunii tandre, pe care a cântat-o Nazon...” În ajunul zilei de naștere a lui A.S. Pușkin, anumite versuri ale genialului nostru poet vin involuntar în minte...
|
