2.10.1. Calcularea maselor relative și absolute ale atomilor și moleculelor
Masele relative ale atomilor și moleculelor sunt determinate folosind enumerate în tabelul D. Valorile Mendeleev ale maselor atomice. În acest caz, în calculele pentru scopuri de formare masele atomice ale elementelor sunt de obicei rotunjite până la întregi (cu excepția clor, greutate atomică 35.5 se presupune a fi egal).
Exemplul 1. masa atomică relativă Ar calciu (Ca) = 40; masa atomică relativă Ar platină (Pt) = 195.
Masă moleculară relativă se calculează ca suma maselor relative atomice ale atomilor constituenți ai acestei molecule cu cantitatea de substanță.
Exemplul 2. Masa molară relativă de acid sulfuric:
Valorile maselor absolute ale atomilor și moleculelor sunt localizate prin împărțirea greutății 1 mol de substanță prin numărul lui Avogadro.
Exemplul 3. Se determină greutatea unui atom de calciu.
Decizie. Greutatea atomica este Ar calciu (Ca) = 40 g / mol. Greutatea atomilor de calciu ar fi egal cu:
Exemplul 4. Se determină masa unei molecule de acid sulfuric.
Decizie. masa molara de acid sulfuric este MR (SO4 H2) = 98. Greutatea unei molecule m (H2 SO4) este:
2.10.2. Calcularea cantității de substanță și calcularea numărului de specii atomice și moleculare din valorile cunoscute ale greutății și volumului
Cantitatea de substanță determinată prin împărțirea greutății, exprimată în grame, la masa atomică (molar). Cantitatea de substanță fiind în stare gazoasă în condiții standard Se găsește prin împărțirea volumului său de volumul de 1 mol de gaz (22,4 litri).
Exemplul 5. Se determină numărul de substanțe n sodiu (Na), prezentă în 57,5 g de sodiu metalic.
Decizie. masa atomică relativă este Ar sodiu (Na) = 23. Cantitatea de substanță se găsește prin împărțirea masei de sodiu metalic dintre greutatea atomică:
Exemplul 6. Se determină cantitatea de substanțe cu azot, dacă volumul său la STP este de 5,6 litri.
Decizie. Cantitatea de substanță de azot n (N2) este găsit prin împărțirea volumului său de volumul de 1 mol de gaz (22,4 litri):
Numărul de atomi și molecule în materialul este determinat prin înmulțirea numărului de atomi și molecule de numărul lui Avogadro.
Exemplul 7. Se determină numărul de molecule conținute în 1 kg de apă.
Decizie. Cantitatea de material de apă se calculează prin împărțirea greutății (1000 g) în masa molară (18 g / mol):
n (H2O) = 1000: 18 = 55,5 mol.
Numărul de molecule de 1000 g de apă este:
Exemplul 8: Se determină numărul de atomi conținuți în 1 litru (STP) de oxigen.
Decizie. Cantitatea de substanță oxigen, volumul care, în condiții normale, este egal cu 1 L:
Numărul de molecule de oxigen în 1 litru (STP) va fi:
Trebuie remarcat faptul că 26.9 · 22 octombrie molecule vor fi conținute în 1 L de orice gaz la STP Deoarece molecula de oxigen diatomice, numărul de atomi de oxigen în 1 litru va fi de 2 ori mai mare, adică 5,38 · 22 octombrie.
2.10.3. Calcularea masei molare medii a amestecului de gaz și fracția de volum
gazele conținute în acestea
Masa molară medie a amestecului de gaz este calculat pe baza masei molare care constituie amestecul de gaze și fracțiunile acestora de volum.
sau aproximativ 29 g / mol.
Exemplul 10 Un amestec gazos conținând 12 l de NH3. 5 litri de N2 și 3 l de H2. măsurat în condiții standard Se calculează fracțiunea de volum de gaz în amestec și masa sa molară medie.
Decizie. Volumul total al amestecului de gaze este egal cu V = 12 + 5 + 3 = 20 litri. fracțiuni de volum de gaz J sunt egale:
masa molară ridicată este calculată pe fracțiile de volum ale componentelor amestecului de gaz și greutățile moleculare ale acestora:
2.10.4. Calcularea fracțiunii de masă a elementului chimic într-un compus chimic
element chimic fracție de masă ω este definită ca raportul dintre masa elementului X atomii prezenți într-o anumită masă a unei substanțe la greutatea substanței m. fracție de masă - o cantitate adimensional. Este exprimat în fracțiuni de unități:
w (X) = m (X) / m (0 <ω<1);
sau ca procent
ω (X),% = 100 m (X) / m (0% <ω<100%),
unde ω (X) - fracțiunea de masă a elementului chimic X; m (X) - masa elementului chimic X; m - masa substanței.
Exemplul 11. Se calculează procentul masic de mangan din oxid de mangan (VII).
Decizie. Substanțele de masă molare sunt: M (Mn) = 55 g / mol, M (O) = 16 g / mol, M (Mn2 O7) = 2M (Mn) + 7M (O) = 222 g / mol. În consecință, greutatea Mn2 O7 din cantitatea de substanță din 1 mol:
Din formula Mn2 O7 rezultă că cantitatea de material de mangan este de două ori cantitatea de substanță de oxid de mangan (VII). prin urmare,
Astfel, fracțiunea de masă a oxidului de mangan la mangan (VII) este:
w (X) = m (Mn). m (Mn2 O7) = 110: 222 = 0,495 sau 49,5%.
2.10.5. Stabilirea unei formule chimice în compoziția sa elementară a compusului
Cea mai simplă formulă chimică a substanței se determină pe baza cantităților cunoscute de porțiuni de masă incluse în elementele acestei substanțe.
Să presupunem că există o substanță eșantion Nax Py Oz masa de mo ia în considerare modul de a determina formule chimice, în cazul în care cantitatea cunoscută de atomi de elemente de substanță, masa lor sau fracțiuni de masă într-o masă cunoscută a materialului. Formula substanță definită prin relația:
x. y. z = N (Na). N (P). N (O).
Această atitudine nu se modifică în cazul în care fiecare dintre membrii săi împărțit la numărul lui Avogadro:
Astfel, formula pentru găsirea substanțelor necesare pentru a cunoaște raportul dintre cantitățile de atomi de substanțe în una și aceeași greutate a materialelor:
Dacă vom împărți fiecare termen de ultima ecuație de mo masa probei. obținem expresia care determină compoziția substanței:
Exemplul 12. Substanța conține 85,71 gr. % Carbon și 14,29 gr. % Hidrogen. Molar greutatea sa este de 28 g / mol. Determina cea mai simplă și formula chimică reală a substanței.
Decizie. Raportul dintre numărul de atomi din molecula bine Cx se determină prin împărțirea fracției în greutate a fiecărui element în raportul dintre greutatea atomică:
x. y = 85,71 / 12. 14.29 / 1 = 7,14: 1. 2 = 14,29.
Astfel simple substanțe cu formula - CH2. Cea mai simplă formula substanței nu coincide întotdeauna cu formula sa adevărată. În acest caz, formula nu este CH2 corespunde valența atomului de hidrogen. Pentru a găsi formula chimică adevărată este necesar să se cunoască masa molară a substanței. În acest exemplu, masa molară a substanței este egală cu 28 g / mol. Divizând 28 de 14 (suma maselor atomice corespunzătoare formulei unitate CH2), obținem adevărata relație dintre numărul de atomi dintr-o moleculă:
Obținem ingredientele formula true: C2 H4 - etilenă.
In schimb, masa molară a substanțelor și a vaporilor gazoși din densitatea problemei oricărui gaz sau aer pot fi furnizate.
În acest caz, densitatea de gaz în aer este 0.9655. Pe baza acestei valori poate fi găsită prin masa molară a gazului:
În această expresie, M - masa molară Cx gaz bine. Mvozd - masa molară medie a aerului, Dvozd - densitatea Cx a gazului în aerul bine. Valoarea obținută a masei molare este utilizată pentru a determina substanța reală a formulei.
În starea problemei nu poate fi specificată fracțiunea de masă a unuia dintre elementele. Acesta se stabilește prin scăderea din fracțiuni de unitate (100%) în masă a tuturor celorlalte elemente.
Exemplul 13. Un compus organic conține 38,71 gr. % Carbon, 51.61 gr. % Oxigen și 9,68 gr. % Hidrogen. Pentru a determina adevărata formula substanței, dacă densitatea vaporilor în oxigen este 1.9375.
Decizie. Ne așteptăm ca raportul dintre numărul de atomi din molecula Cx Ny Oz:
x. y. z = 38,71 / 12. 9,68 / 1. 51,61 / 16 = 3.226. 9,68. 3226 = 1: 3: 1.
Molar Substanța de masă M este:
Cea mai simplă formula substanței CH3 O. Cantitatea maselor atomice de formula unitate va fi de 12 + 3 + 16 = 31. Se împarte 62 până la 31 și de a obține adevărata relație dintre numărul de atomi dintr-o moleculă:
Astfel, adevărata formulă substanța C2 H6 O2. Această formulă corespunde compoziției unui alcool diatomic - etilenglicol: CH2 (OH) CH2 (OH).
2.10.6. Determinarea substanțelor masice molare
masa molara a substanței poate fi determinată pe baza cantității de densitate a vaporilor pe gaz cu o cantitate cunoscută de masa molară.
Exemplul 14. Densitatea unui compus organic de vapori la oxigen egal cu 1.8125. Se determină masa molară a compusului.
Decizie. masa molara a substanței necunoscute MX este egal cu produsul densității relative a substanței D la masa moleculară a materialului M, care este determinată de densitatea relativă:
Substanțe cu o valoare de greutate moleculară găsită poate fi acetona, propionaldehida și alcool alilic.
Masa molară a gazului poate fi calculată utilizând valoarea volumului său molar la STP
Exemplul 15. Greutate 5.6 litri de gaz la STP este 5,046 g Calculați masa molară a gazului.
Decizie. Volumul molar de gaz la STP este egal cu 22,4 litri. În consecință, masa molară a gazului țintă este
Căutând cu gaz - Ne neon.
ecuația Mendeleev-Clapeyron este utilizată pentru a calcula masa molară a gazului, volumul care este stabilit la condiții diferite de la normal.
Exemplul 16. La o temperatură de 40 ° C și o presiune de 200 kPa masa de gaz este de 3,0 l de 6.0 Se determină masa molară a gazului.
Decizie. Substituind valorile cunoscute în ecuație get Clapeyron-Mendeleev:
gaz Privite - acetilenă C2 H2.
Exemplul 17. La ardere 5.6 l (STP) hidrocarburi obținut 44,0 g de dioxid de carbon și 22,5 g de apă. Densitatea relativă a hidrocarburilor față de oxigen este egal cu 1.8125. Se determină formula chimică adevărată a hidrocarburilor.
Decizie. Ecuația reacției de ardere a hidrocarburilor poate fi reprezentată după cum urmează:
Cantitatea de hidrocarburi este de 5,6: 22,4 = 0,25 mol. Reacția rezultată produce un mol de bioxid de carbon și 1,25 moli de apă, care conține 2,5 moli atomi de hidrogen. Arderea hidrocarburii cantitatea de substanță din 1 mol 4 mol obține bioxid de carbon și apă 5 mol. Astfel, hidrocarbura conține 1 mol 4 mol de atomi de carbon și 10 moli de atomi de hidrogen, adică, Formula chimică a hidrocarburilor C4 H10. Masa molară a hidrocarburii este M = 4 · 12 + 10 = 58. Densitatea relativă a oxigenului D = 58: 32 = 1.8125 corespunde valorii afișate în problema care confirmă corectitudinea formulei chimice găsite.