Lección 1.

Tema: Cantidad de sustancia. Topo

La química es la ciencia de las sustancias.¿Cómo se miden las sustancias? ¿En qué unidades? En las moléculas que componen las sustancias, pero esto es muy difícil de hacer. En gramos, kilogramos o miligramos, pero así se mide la masa. Pero y si combinamos la masa que se mide en la balanza y el número de moléculas de una sustancia, ¿es esto posible?

a) H-hidrógeno

A n = 1a.u.m.

1a.u.m = 1,66 * 10 -24 g

Tomemos 1 g de hidrógeno y calculemos el número de átomos de hidrógeno en esta masa (ofrezca a los estudiantes que hagan esto usando una calculadora).

N n \u003d 1g / (1.66 * 10 -24) g \u003d 6.02 * 10 23

b) O-oxígeno

A o \u003d 16a.u.m \u003d 16 * 1.67 * 10 -24 g

No \u003d 16g / (16 * 1.66 * 10 -24) g \u003d 6.02 * 10 23

c) C-carbono

A c \u003d 12a.u.m \u003d 12 * 1.67 * 10 -24 g

Nc \u003d 12g / (12 * 1.66 * 10 -24) g \u003d 6.02 * 10 23

Concluyamos: si tomamos tal masa de una sustancia, que es igual a la masa atómica en magnitud, pero tomada en gramos, siempre habrá (para cualquier sustancia) 6.02 * 10 23 átomos de esta sustancia.

H2O - agua

18g / (18 * 1.66 * 10 -24) g \u003d 6.02 * 10 23 moléculas de agua, etc.

N a \u003d 6.02 * 10 23 - Número o constante de Avogadro.

Mol: la cantidad de una sustancia que contiene 6,02 * 10 23 moléculas, átomos o iones, es decir, unidades estructurales.

Hay un mol de moléculas, un mol de átomos, un mol de iones.

n es el número de moles, (el número de moles a menudo se denomina nu),
N es el número de átomos o moléculas,
Na = constante de Avogadro.

Kmol \u003d 10 3 mol, mmol \u003d 10 -3 mol.

Muestre un retrato de Amedeo Avogadro en una instalación multimedia y hable brevemente sobre él, o pida al alumno que prepare un breve informe sobre la vida de un científico.

Lección 2

Tema "Masa molar de la materia"

¿Cuál es la masa de 1 mol de una sustancia? (Los estudiantes a menudo pueden sacar la conclusión por sí mismos).

La masa de un mol de una sustancia es igual a su peso molecular, pero expresado en gramos. La masa de un mol de una sustancia se llama masa molar y se denota - M.

Fórmulas:

M - masa molar,
n es el número de moles,
m es la masa de la sustancia.

La masa de un mol se mide en g/mol, la masa de un kmol se mide en kg/kmol y la masa de un mmol se mide en mg/mol.

Rellena la tabla (las tablas están distribuidas).

Sustancia	Número de moléculas n=na n	Masa molar M= (calculado según el PSCE)	Número de moles n()=	masa de materia m = manganeso
			5mol
H 2 SO 4
	12 ,0 4*10 26

Lección 3

Tema: Volumen molar de los gases

Resolvamos el problema. Determine el volumen de agua, cuya masa en condiciones normales es de 180 g.

Dado:

Aquellos. el volumen de cuerpos líquidos y sólidos se calcula a través de la densidad.

Pero, al calcular el volumen de gases, no es necesario conocer la densidad. ¿Por qué?

El científico italiano Avogadro determinó que volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones (presión, temperatura) contienen el mismo número de moléculas; esta afirmación se denomina ley de Avogadro.

Aquellos. si en igualdad de condiciones V (H 2) \u003d V (O 2), entonces n (H 2) \u003d n (O 2), y viceversa, si en igualdad de condiciones n (H 2) \u003d n (O 2 ) entonces los volúmenes de estos gases serán los mismos. Y un mol de una sustancia siempre contiene el mismo número de moléculas 6.02 * 10 23 .

Concluimos - en las mismas condiciones, los moles de gases deben ocupar el mismo volumen.

En condiciones normales (t=0, P=101,3 kPa o 760 mm Hg), los moles de cualquier gas ocupan el mismo volumen. Este volumen se llama molar.

V m \u003d 22,4 l / mol

1 kmol ocupa un volumen de -22,4 m3/kmol, 1 mmol ocupa un volumen de -22,4 ml/mmol.

Ejemplo 1(Decidido en la junta):

Ejemplo 2(Puede pedir a los estudiantes que resuelvan):

Dado:	Solución:
m(H2) \u003d 20g V(H2)=?

Pida a los estudiantes que completen la tabla.

Sustancia	Número de moléculas norte = norte norte un	masa de materia m = manganeso	Número de moles n=	Masa molar M= (puede ser determinado por PSCE)	Volumen V=V metro norte

Material teórico, ver la página "Volumen molar de gas".

Fórmulas y conceptos básicos:

De la ley de Avogadro, por ejemplo, se sigue que en las mismas condiciones, 1 litro de hidrógeno y 1 litro de oxígeno contienen el mismo número de moléculas, aunque sus tamaños varían mucho.

El primer corolario de la ley de Avogadro:

El volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en condiciones normales (n.s.) es de 22,4 litros y se llama volumen molar de gas(Vm).

V m \u003d V / ν (m 3 / mol)

Lo que se denomina condiciones normales (n.o.):

• temperatura normal = 0°C o 273 K;
• presión normal = 1 atm o 760 mmHg o 101,3 kPa

De la primera consecuencia de la ley de Avogadro se sigue que, por ejemplo, 1 mol de hidrógeno (2 g) y 1 mol de oxígeno (32 g) ocupan el mismo volumen, igual a 22,4 litros al n.o.

Conociendo V m, puede encontrar el volumen de cualquier cantidad (ν) y cualquier masa (m) de gas:

V=V m ν V=V m (m/M)

Tarea típica 1: ¿Cuál es el volumen en n.o.s. ocupa 10 moles de gas?

V=V m ν=22,4 10=224 (l/mol)

Tarea típica 2: ¿Cuál es el volumen en n.o.s. toma 16 g de oxígeno?

V(O2)=Vm·(m/M)Mr(O2)=32; M(O 2) \u003d 32 g / mol V (O 2) \u003d 22,4 (16/32) \u003d 11,2 l

El segundo corolario de la ley de Avogadro:

Conociendo la densidad del gas (ρ=m/V) en el n.o., podemos calcular la masa molar de este gas: M=22,4 ρ

La densidad (D) de un gas se denomina de otro modo la relación entre la masa de un cierto volumen del primer gas y la masa de un volumen similar del segundo gas, tomado en las mismas condiciones.

Problema de muestra 3: Determinar la densidad relativa del dióxido de carbono del hidrógeno y el aire.

D hidrógeno (CO 2) \u003d M r (CO 2) / M r (H 2) \u003d 44/2 \u003d 22 D aire \u003d 44/29 \u003d 1.5

• un volumen de hidrógeno y un volumen de cloro dan dos volúmenes de cloruro de hidrógeno: H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
• dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno dan dos volúmenes de vapor de agua: 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Tarea 1 . ¿Cuántos moles y moléculas hay en 44 g de dióxido de carbono?

Solución:

M(CO 2) \u003d 12 + 16 2 \u003d 44 g / mol ν \u003d m / M \u003d 44/44 \u003d 1 mol N (CO 2) \u003d ν N A \u003d 1 6.02 10 23 \u003d 6.02 10 23

Tarea 2 . Calcular la masa de una molécula de ozono y un átomo de argón.

Solución:

M(O 3) \u003d 16 3 \u003d 48 g m (O 3) \u003d M (O 3) / N A \u003d 48 / (6.02 10 23) \u003d 7.97 10 -23 g M (Ar) \u003d 40 g m (Ar) \u003d M (Ar) / NA \u003d 40 / (6.02 10 23) \u003d 6.65 10 -23 g

Tarea 3 . ¿Cuál es el volumen en n.o. ocupa 2 moles de metano.

Solución:

ν \u003d V / 22,4 V (CH 4) \u003d ν 22,4 \u003d 2 22,4 \u003d 44,8 l

Tarea 4 . Determine la densidad y la densidad relativa del monóxido de carbono (IV) para el hidrógeno, el metano y el aire.

Solución:

Mr (CO2)=12+16·2=44; M(CO2)=44 g/mol Mr(CH4)=12+14=16; M(CH4)=16 g/mol Mr(H2)=1 2=2; M(H2)=2 g/mol Mr (aire)=29; M (aire) \u003d 29 g / mol ρ \u003d m / V ρ (CO 2) \u003d 44 / 22.4 \u003d 1.96 g / mol D (CH 4) \u003d M (CO 2) / M (CH 4) = 44/16=2,75 D(H 2)=M(CO 2)/M(H 2)=44/2=22 D(aire)=M(CO 2)/M(aire)=44/24= 1,52

Tarea 5 . Determine la masa de la mezcla de gases, que incluye 2,8 metros cúbicos de metano y 1,12 metros cúbicos de monóxido de carbono.

Solución:

Mr (CO2)=12+16·2=44; M(CO2)=44 g/mol Mr(CH4)=12+14=16; M(CH 4) \u003d 16 g / mol 22,4 metros cúbicos CH 4 \u003d 16 kg 2,8 metros cúbicos CH 4 \u003d x m (CH 4) \u003d x \u003d 2,8 16 / 22,4 \u003d 2 kg 22,4 metros cúbicos CO 2 \u003d 28 kg 1,12 metros cúbicos CO 2 \u003d x m (CO 2) \u003d x \u003d 1,12 28 / 22,4 \u003d 1,4 kg m (CH 4) + m (CO 2) \u003d 2 + 1, 4=3,4 kg

Tarea 6 . Determine los volúmenes de oxígeno y aire requeridos para la combustión de 112 metros cúbicos de monóxido de carbono divalente con el contenido de impurezas no combustibles en fracciones de volumen de 0.50.

Solución:

• determine el volumen de CO puro en la mezcla: V (CO) \u003d 112 0.5 \u003d 66 metros cúbicos
• determine el volumen de oxígeno requerido para quemar 66 metros cúbicos de CO: 2CO + O 2 \u003d 2CO 2 2mol + 1mol 66m 3 + X m 3 V (CO) \u003d 2 22.4 \u003d 44.8 m 3 V (O 2) \ u003d 22 .4 m 3 66 / 44.8 \u003d X / 22.4 X \u003d 66 22.4 / 44.8 \u003d 33 m 3 o 2V (CO) / V (O 2) \u003d V 0 (CO) / V 0 (O 2 ) V - volúmenes molares V 0 - volúmenes calculados V 0 (O 2) \u003d V (O 2) (V 0 (CO) / 2V (CO))

Tarea 7 . ¿Cómo cambiará la presión en un recipiente lleno de gases de hidrógeno y cloro después de que reaccionen? ¿Igualmente para el hidrógeno y el oxígeno?

Solución:

• H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl: como resultado de la interacción de 1 mol de hidrógeno y 1 mol de cloro, se obtienen 2 mol de cloruro de hidrógeno: 1 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol), por lo tanto, la presión no cambiará, ya que el volumen resultante de la mezcla de gases es la suma de los volúmenes de los componentes que intervienen en la reacción.
• 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - 2 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol) - la presión en el recipiente disminuirá una vez y media, ya que se obtuvieron 2 volúmenes de la mezcla de gases de 3 volúmenes de los componentes que entraron en la reacción.

Tarea 8 . 12 litros de una mezcla gaseosa de amoníaco y monóxido de carbono tetravalente al n.e.p. tienen una masa de 18 g ¿Cuánto hay en la mezcla de cada uno de los gases?

Solución:

V(NH 3)=x l V(CO 2)=y l M(NH 3)=14+1 3=17 g/mol M(CO 2)=12+16 2=44 g/mol m( NH 3) \ u003d x / (22.4 17) g m (CO 2) \u003d y / (22.4 44) g Sistema de ecuaciones volumen de mezcla: x + y \u003d 12 masa de mezcla: x / (22.4 ) 17)+y/(22.4 44) =18 Después de resolver obtenemos: x=4.62 l y=7.38 l

Tarea 9 . ¿Cuánta agua se obtendrá como resultado de la reacción de 2 g de hidrógeno y 24 g de oxígeno?

Solución:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Se puede ver a partir de la ecuación de reacción que el número de reactivos no corresponde a la relación de coeficientes estequiométricos en la ecuación. En tales casos, los cálculos se realizan sobre la sustancia, que es menor, es decir, esta sustancia terminará primero en el curso de la reacción. Para determinar cuál de los componentes escasea, debe prestar atención al coeficiente en la ecuación de reacción.

Cantidades de componentes iniciales ν(H 2)=4/2=2 (mol) ν(O 2)=48/32=1.5 (mol)

Sin embargo, no hay necesidad de apresurarse. En nuestro caso, para la reacción con 1,5 moles de oxígeno, se necesitan 3 moles de hidrógeno (1,5 2), y solo tenemos 2 moles, es decir, 1 mol de hidrógeno no es suficiente para todo un mol y medio de oxígeno para reaccionar. Por lo tanto, calcularemos la cantidad de agua por hidrógeno:

ν (H 2 O) \u003d ν (H 2) \u003d 2 mol m (H 2 O) \u003d 2 18 \u003d 36 g

Tarea 10 . A una temperatura de 400 K y una presión de 3 atmósferas, el gas ocupa un volumen de 1 litro. ¿Qué volumen ocupará este gas en n.o.s.?

Solución:

De la ecuación de Clapeyron:

P V/T = P n V n /T n V n = (PVT n)/(P n T) V n = (3 1 273)/(1 400) = 2,05 l

nombres de acidos se forman a partir del nombre ruso del átomo de ácido central con la adición de sufijos y terminaciones. Si el estado de oxidación del átomo central del ácido corresponde al número de grupo del sistema periódico, entonces el nombre se forma usando el adjetivo más simple del nombre del elemento: H 2 SO 4 - ácido sulfúrico, HMnO 4 - ácido de manganeso . Si los elementos formadores de ácido tienen dos estados de oxidación, entonces el estado de oxidación intermedio se indica con el sufijo -ist-: H 2 SO 3 - ácido sulfuroso, HNO 2 - ácido nitroso. Para los nombres de ácidos halógenos con muchos estados de oxidación, se utilizan varios sufijos: ejemplos típicos - HClO 4 - cloro norte ácido, HClO 3 - cloro nuevo ácido, HClO 2 - cloro es ácido, HClO - cloro novatista ácido (el ácido anóxico HCl se llama ácido clorhídrico, generalmente ácido clorhídrico). Los ácidos pueden diferir en el número de moléculas de agua que hidratan el óxido. Los ácidos que contienen la mayor cantidad de átomos de hidrógeno se denominan ortoácidos: H 4 SiO 4 - ácido ortosilícico, H 3 PO 4 - ácido fosfórico. Los ácidos que contienen 1 o 2 átomos de hidrógeno se denominan metaácidos: H 2 SiO 3 - ácido metasilícico, HPO 3 - ácido metafosfórico. Los ácidos que contienen dos átomos centrales se llaman di ácidos: H 2 S 2 O 7 - ácido disulfúrico, H 4 P 2 O 7 - ácido difosfórico.

Los nombres de los compuestos complejos se forman de la misma manera que nombres de sal, pero el catión o anión complejo recibe un nombre sistemático, es decir, se lee de derecha a izquierda: K 3 - hexafluoroferrato de potasio (III), SO 4 - sulfato de cobre (II) de tetraamina.

Nombres de óxidos se forman utilizando la palabra "óxido" y el caso genitivo del nombre ruso del átomo de óxido central, indicando, si es necesario, el grado de oxidación del elemento: Al 2 O 3 - óxido de aluminio, Fe 2 O 3 - óxido de hierro (III).

Nombres básicos se forman utilizando la palabra "hidróxido" y el caso genitivo del nombre ruso del átomo de hidróxido central, indicando, si es necesario, el grado de oxidación del elemento: Al (OH) 3 - hidróxido de aluminio, Fe (OH) 3 - hidróxido de hierro (III).

Nombres de compuestos con hidrógeno. se forman dependiendo de las propiedades ácido-base de estos compuestos. Para compuestos gaseosos formadores de ácido con hidrógeno, se utilizan los nombres: H 2 S - sulfano (sulfuro de hidrógeno), H 2 Se - selano (seleniuro de hidrógeno), HI - yodo de hidrógeno; sus soluciones en agua se denominan, respectivamente, ácidos hidrosulfuro, hidroselénico y yodhídrico. Para algunos compuestos con hidrógeno, se usan nombres especiales: NH 3 - amoníaco, N 2 H 4 - hidracina, PH 3 - fosfina. Los compuestos con hidrógeno que tienen un estado de oxidación de -1 se llaman hidruros: NaH es hidruro de sodio, CaH 2 es hidruro de calcio.

nombres de sales se forman a partir del nombre latino del átomo central del residuo ácido con la adición de prefijos y sufijos. Los nombres de sales binarias (dos elementos) se forman usando el sufijo - identificación: NaCl - cloruro de sodio, Na 2 S - sulfuro de sodio. Si el átomo central de un residuo ácido que contiene oxígeno tiene dos estados de oxidación positivos, entonces el estado de oxidación más alto se indica con el sufijo - a: Na 2 SO 4 - sulf a sodio, KNO 3 - nitr a potasio, y el estado de oxidación más bajo - el sufijo - eso: Na 2 SO 3 - sulf eso sodio, KNO 2 - nitr eso potasio. Para el nombre de sales de halógenos que contienen oxígeno, se utilizan prefijos y sufijos: KClO 4 - carril cloro a potasio, Mg (ClO 3) 2 - cloro a magnesio, KClO 2 - cloro eso potasio, KClO - hipo cloro eso potasio.

Covalente de saturaciónsconexiónsu- se manifiesta en el hecho de que no hay electrones desapareados en los compuestos de los elementos s y p, es decir, todos los electrones desapareados de los átomos forman pares de electrones de enlace (las excepciones son NO, NO 2, ClO 2 y ClO 3).

Los pares de electrones solitarios (LEP) son electrones que ocupan orbitales atómicos en pares. La presencia de NEP determina la capacidad de los aniones o moléculas para formar enlaces donador-aceptor como donantes de pares de electrones.

Electrones desapareados - electrones de un átomo, contenidos uno por uno en el orbital. Para los elementos s y p, el número de electrones desapareados determina cuántos pares de electrones de enlace puede formar un átomo dado con otros átomos mediante el mecanismo de intercambio. En el método de los enlaces de valencia, se supone que el número de electrones no apareados puede incrementarse mediante pares de electrones no compartidos si hay orbitales vacíos dentro del nivel electrónico de valencia. En la mayoría de los compuestos de elementos s y p, no hay electrones desapareados, ya que todos los electrones desapareados de los átomos forman enlaces. Sin embargo, existen moléculas con electrones desapareados, por ejemplo NO, NO 2 , son altamente reactivas y tienden a formar dímeros tipo N 2 O 4 a expensas de los electrones desapareados.

Concentración normal - es el numero de moles equivalentes en 1 litro de solución.

Condiciones normales - temperatura 273K (0 o C), presión 101,3 kPa (1 atm).

Mecanismos de intercambio y donador-aceptor de formación de enlaces químicos.. La formación de enlaces covalentes entre átomos puede ocurrir de dos maneras. Si la formación de un par de electrones de enlace ocurre debido a los electrones no apareados de ambos átomos enlazados, entonces este método de formación de un par de electrones de enlace se denomina mecanismo de intercambio: los átomos intercambian electrones, además, los electrones de enlace pertenecen a ambos átomos enlazados. . Si el par de electrones de enlace se forma debido al par de electrones solitario de un átomo y el orbital vacante de otro átomo, entonces dicha formación del par de electrones de enlace es un mecanismo donador-aceptor (ver Fig. método del enlace de valencia).

Reacciones iónicas reversibles - estas son reacciones en las que se forman productos que son capaces de formar sustancias iniciales (si tenemos en cuenta la ecuación escrita, entonces sobre las reacciones reversibles podemos decir que pueden proceder en ambas direcciones con la formación de electrolitos débiles o compuestos poco solubles) . Las reacciones iónicas reversibles a menudo se caracterizan por una conversión incompleta; ya que durante una reacción iónica reversible se forman moléculas o iones que provocan un desplazamiento en la dirección de los productos de la reacción inicial, es decir, como si “ralentizaran” la reacción. Las reacciones iónicas reversibles se describen con el signo ⇄ y las reacciones irreversibles se describen con el signo →. Un ejemplo de reacción iónica reversible es la reacción H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, y un ejemplo de reacción irreversible es S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oxidantes – sustancias en las que, durante las reacciones redox, los estados de oxidación de algunos elementos disminuyen.

dualidad redox - la capacidad de las sustancias para actuar reacciones redox como agente oxidante o agente reductor, dependiendo del compañero (por ejemplo, H 2 O 2 , NaNO 2).

Reacciones redox(RVG) - Estas son reacciones químicas durante las cuales los estados de oxidación de los elementos de los reactivos cambian.

Potencial redox - valor que caracteriza la capacidad redox (fuerza) tanto del agente oxidante como del agente reductor, que componen la semirreacción correspondiente. Así, el potencial redox del par Cl 2 /Cl -, igual a 1,36 V, caracteriza al cloro molecular como agente oxidante y al ion cloruro como agente reductor.

Óxidos - compuestos de elementos con oxígeno, en los que el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2.

Interacciones de orientación– Interacciones intermoleculares de moléculas polares.

ósmosis - el fenómeno de la transferencia de moléculas de solvente en una membrana semipermeable (permeable solo al solvente) hacia una concentración de solvente más baja.

Presión osmótica - propiedad fisicoquímica de las soluciones, debido a la capacidad de las membranas para pasar solo moléculas de solvente. La presión osmótica del lado de la solución menos concentrada iguala las tasas de penetración de las moléculas de solvente en ambos lados de la membrana. La presión osmótica de una solución es igual a la presión de un gas en el que la concentración de moléculas es la misma que la concentración de partículas en la solución.

Fundamentos según Arrhenius - sustancias que, en el proceso de disociación electrolítica, separan iones de hidróxido.

Fundamentos según Bronsted - compuestos (moléculas o iones como S 2-, HS -) que pueden unir iones de hidrógeno.

Cimientos según Lewis (bases de Lewis) – compuestos (moléculas o iones) con pares de electrones no compartidos capaces de formar enlaces donante-aceptor. La base de Lewis más común son las moléculas de agua, que tienen fuertes propiedades donantes.

En química no se utilizan los valores de las masas absolutas de las moléculas, sino el valor de la masa molecular relativa. Muestra cuántas veces la masa de una molécula es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Este valor se denota por M r .

El peso molecular relativo es igual a la suma de las masas atómicas relativas de sus átomos constituyentes. Calcular el peso molecular relativo del agua.

Sabes que una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Entonces su masa molecular relativa será igual a la suma de los productos de la masa atómica relativa de cada elemento químico y el número de sus átomos en una molécula de agua:

Conociendo los pesos moleculares relativos de las sustancias gaseosas, uno puede comparar sus densidades, es decir, calcular la densidad relativa de un gas de otro - D (A / B). La densidad relativa del gas A para el gas B es igual a la relación de sus masas moleculares relativas:

Calcule la densidad relativa del dióxido de carbono para el hidrógeno:

Ahora calculamos la densidad relativa del dióxido de carbono para el hidrógeno:

D(co.g./hidrógeno.) = M r (co. g.) : M r (hidrógeno) = 44:2 = 22.

Así, el dióxido de carbono es 22 veces más pesado que el hidrógeno.

Como sabes, la ley de Avogadro se aplica solo a sustancias gaseosas. Pero los químicos necesitan tener una idea sobre el número de moléculas y en porciones de sustancias líquidas o sólidas. Por lo tanto, para comparar el número de moléculas en sustancias, los químicos introdujeron el valor: masa molar .

La masa molar se denota METRO, es numéricamente igual al peso molecular relativo.

La relación entre la masa de una sustancia y su masa molar se llama cantidad de sustancia .

La cantidad de una sustancia se denota norte. Esta es una característica cuantitativa de una porción de una sustancia, junto con la masa y el volumen. La cantidad de una sustancia se mide en moles.

La palabra "mole" proviene de la palabra "molécula". El número de moléculas en cantidades iguales de una sustancia es el mismo.

Se ha establecido experimentalmente que 1 mol de una sustancia contiene partículas (por ejemplo, moléculas). Este número se llama número de Avogadro. Y si le agrega una unidad de medida, 1 / mol, entonces será una cantidad física, la constante de Avogadro, que se denota N A.

La masa molar se mide en g/mol. El significado físico de la masa molar es que esta masa es 1 mol de una sustancia.

Según la ley de Avogadro, 1 mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen. El volumen de un mol de gas se llama volumen molar y se denota por V n .

En condiciones normales (y esto es 0 ° C y presión normal - 1 atm. o 760 mm Hg o 101,3 kPa), el volumen molar es de 22,4 l/mol.

Entonces la cantidad de sustancia gaseosa en n.o. se puede calcular como la relación entre el volumen de gas y el volumen molar.

TAREA 1. ¿Qué cantidad de sustancia corresponde a 180 g de agua?

TAREA 2. Calculemos el volumen en n.o., que estará ocupado por dióxido de carbono en la cantidad de 6 mol.

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1.p.69 No. 3; p.73 Nos. 1, 2, 4 del libro de texto "Química: 8vo grado" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 de la Colección de tareas y ejercicios de química: 8vo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros "Química, Grado 8" / P.A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

Junto con la masa y el volumen en los cálculos químicos, a menudo se usa la cantidad de una sustancia, que es proporcional al número de unidades estructurales contenidas en la sustancia. En este caso, en cada caso, se debe indicar a qué unidades estructurales (moléculas, átomos, iones, etc.) se refiere. La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas moléculas, átomos, iones, electrones u otras unidades estructurales como átomos hay en 12 g del isótopo de carbono 12C.

El número de unidades estructurales contenidas en 1 mol de una sustancia (constante de Avogadro) se determina con gran precisión; en cálculos prácticos, se toma igual a 6.02 1024 mol -1.

Es fácil demostrar que la masa de 1 mol de una sustancia (masa molar), expresada en gramos, es numéricamente igual al peso molecular relativo de esta sustancia.

Así, el peso molecular relativo (o peso molecular para abreviar) del cloro libre C1r es 70,90. Por tanto, la masa molar del cloro molecular es 70,90 g/mol. Sin embargo, la masa molar de los átomos de cloro es la mitad (45,45 g/mol), ya que 1 mol de moléculas de cloro Cl contiene 2 moles de átomos de cloro.

De acuerdo con la ley de Avogadro, volúmenes iguales de cualquier gas tomados a la misma temperatura y la misma presión contienen el mismo número de moléculas. En otras palabras, el mismo número de moléculas de cualquier gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones. Sin embargo, 1 mol de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas. Por tanto, en las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen. Este volumen se denomina volumen molar del gas y en condiciones normales (0 °C, presión 101, 425 kPa) es de 22,4 litros.

Por ejemplo, la afirmación "el contenido de dióxido de carbono en el aire es 0,04% (vol.)" significa que a una presión parcial de CO 2 igual a la presión del aire y a la misma temperatura, el dióxido de carbono contenido en el aire se ocupan el 0,04% del volumen total ocupado por el aire.

tarea de control

1. Compare el número de moléculas contenidas en 1 g de NH 4 y 1 g de N 2. ¿En qué caso y cuántas veces es mayor el número de moléculas?

2. Exprese en gramos la masa de una molécula de dióxido de azufre.

4. ¿Cuántas moléculas hay en 5,00 ml de cloro en condiciones normales?

4. ¿Qué volumen en condiciones normales ocupan 27 10 21 moléculas de gas?

5. Exprese en gramos la masa de una molécula de NO 2 -

6. ¿Cuál es la relación de los volúmenes ocupados por 1 mol de O 2 y 1 mol de Oz (las condiciones son las mismas)?

7. Se toman masas iguales de oxígeno, hidrógeno y metano en las mismas condiciones. Encuentre la relación de los volúmenes de gases tomados.

8. Cuando se preguntó cuánto volumen ocuparía 1 mol de agua en condiciones normales, se recibió la respuesta: 22,4 litros. ¿Es esta la respuesta correcta?

9. Exprese en gramos la masa de una molécula de HCl.

¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono hay en 1 litro de aire si el contenido volumétrico de CO 2 es 0,04% (condiciones normales)?

10. ¿Cuántos moles hay en 1 m 4 de cualquier gas en condiciones normales?

11. Exprese en gramos la masa de una molécula de H 2 O-

12. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en 1 litro de aire, si el volumen

14. ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 1 litro de aire si su contenido volumétrico es del 78% (condiciones normales)?

14. Se toman masas iguales de oxígeno, hidrógeno y nitrógeno en las mismas condiciones. Encuentre la relación de los volúmenes de gases tomados.

15. Compara el número de moléculas contenidas en 1 g de NO 2 y 1 g de N 2. ¿En qué caso y cuántas veces es mayor el número de moléculas?

16. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 2,00 ml de hidrógeno en condiciones normales?

17. Exprese en gramos la masa de una molécula de H 2 O-

18. ¿Qué volumen en condiciones normales ocupan 17 10 21 moléculas de gas?

TASA DE REACCIONES QUÍMICAS

Al definir el concepto velocidad de reacción química es necesario distinguir entre reacciones homogéneas y heterogéneas. Si la reacción ocurre en un sistema homogéneo, por ejemplo, en una solución o en una mezcla de gases, entonces tiene lugar en todo el volumen del sistema. La velocidad de una reacción homogénea. Se llama la cantidad de una sustancia que entra en una reacción o se forma como resultado de una reacción por unidad de tiempo en una unidad de volumen del sistema. Dado que la relación entre el número de moles de una sustancia y el volumen en el que se distribuye es la concentración molar de la sustancia, la velocidad de una reacción homogénea también se puede definir como cambio en la concentración por unidad de tiempo de cualquiera de las sustancias: el reactivo inicial o producto de reacción. Para garantizar que el resultado del cálculo sea siempre positivo, independientemente de si lo produce un reactivo o un producto, se utiliza el signo “±” en la fórmula:

Dependiendo de la naturaleza de la reacción, el tiempo puede expresarse no solo en segundos, como requiere el sistema SI, sino también en minutos u horas. Durante la reacción, el valor de su velocidad no es constante, sino que cambia continuamente: disminuye, ya que las concentraciones de las sustancias iniciales disminuyen. El cálculo anterior da el valor promedio de la velocidad de reacción durante un determinado intervalo de tiempo Δτ = τ 2 – τ 1 . La velocidad verdadera (instantánea) se define como el límite al cual la relación Δ DE/ Δτ en Δτ → 0, es decir, la velocidad real es igual a la derivada de la concentración con respecto al tiempo.

Para una reacción cuya ecuación contiene coeficientes estequiométricos que difieren de la unidad, los valores de velocidad expresados ​​para diferentes sustancias no son los mismos. Por ejemplo, para la reacción A + 4B \u003d D + 2E, el consumo de la sustancia A es un mol, la sustancia B es de tres moles, la llegada de la sustancia E es de dos moles. Es por eso υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) o υ (E) . = ⅔ υ (A) .

Si se produce una reacción entre sustancias que se encuentran en diferentes fases de un sistema heterogéneo, solo puede tener lugar en la interfaz de estas fases. Por ejemplo, la interacción de una solución ácida y una pieza de metal ocurre solo en la superficie del metal. La velocidad de una reacción heterogénea. se llama la cantidad de una sustancia que entra en una reacción o se forma como resultado de una reacción por unidad de tiempo por unidad de interfase entre fases:

.

La dependencia de la velocidad de una reacción química de la concentración de los reactivos se expresa mediante la ley de acción de masas: a temperatura constante, la velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactivos elevados a potencias iguales a los coeficientes en las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de reacción. Entonces para la reacción

2A+B → productos

el radio υ ~ · DE un 2 DE B, y para el tránsito a la igualdad se introduce el coeficiente de proporcionalidad k, llamó constante de velocidad de reacción:

υ = k· DE un 2 DE B = k[A] 2 [V]

(las concentraciones molares en las fórmulas se pueden indicar con la letra DE con el índice correspondiente, y la fórmula de la sustancia entre corchetes). El significado físico de la constante de velocidad de reacción es la velocidad de reacción a concentraciones de todos los reactivos iguales a 1 mol/L. La dimensión de la constante de velocidad de reacción depende del número de factores en el lado derecho de la ecuación y puede ser de -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), etc., es decir, tal que en cualquier caso, en los cálculos, la velocidad de reacción se expresa en mol l –1 s –1.

Para reacciones heterogéneas, la ecuación de la ley de acción de masas incluye las concentraciones de solo aquellas sustancias que están en fase gaseosa o en solución. La concentración de una sustancia en la fase sólida es un valor constante y está incluida en la constante de velocidad, por ejemplo, para el proceso de combustión del carbón C + O 2 = CO 2, la ley de acción de masas se escribe:

υ = k yo constante = k·,

dónde k= k yo constante

En sistemas donde una o más sustancias son gases, la velocidad de reacción también depende de la presión. Por ejemplo, cuando el hidrógeno interactúa con el vapor de yodo H 2 + I 2 \u003d 2HI, la velocidad de una reacción química estará determinada por la expresión:

υ = k··.

Si la presión aumenta, por ejemplo, en un factor de 4, entonces el volumen ocupado por el sistema disminuirá en la misma cantidad y, en consecuencia, la concentración de cada uno de los reactivos aumentará en la misma cantidad. La velocidad de reacción en este caso aumentará 9 veces.

Dependencia de la temperatura de la velocidad de reacción se describe por la regla de van't Hoff: por cada 10 grados de aumento en la temperatura, la velocidad de reacción aumenta de 2 a 4 veces. Esto significa que a medida que la temperatura aumenta exponencialmente, la velocidad de una reacción química aumenta exponencialmente. La base en la fórmula de progresión es coeficiente de temperatura de la velocidad de reacciónγ, que indica cuántas veces aumenta la velocidad de una determinada reacción (o, lo que es lo mismo, la constante de velocidad) con un aumento de temperatura de 10 grados. Matemáticamente, la regla de van't Hoff se expresa mediante las fórmulas:

o

donde y son las velocidades de reacción, respectivamente, en el punto inicial t 1 y final t 2 temperaturas. La regla de Van't Hoff también se puede expresar de la siguiente manera:

; ; ; ,

donde y son, respectivamente, la velocidad y la constante de velocidad de la reacción a una temperatura t; y son los mismos valores a temperatura t +10norte; norte es el número de intervalos de "diez grados" ( norte =(t 2 –t 1)/10) por el cual ha cambiado la temperatura (puede ser un número entero o fraccionario, positivo o negativo).

tarea de control

1. Encuentre el valor de la constante de velocidad de reacción A + B -> AB, si a concentraciones de las sustancias A y B iguales a 0.05 y 0.01 mol / l, respectivamente, la velocidad de reacción es 5 10 -5 mol / (l-min ).

2. ¿Cuántas veces cambiará la velocidad de reacción 2A + B -> A2B si la concentración de la sustancia A aumenta 2 veces y la concentración de la sustancia B se reduce 2 veces?

4. ¿Cuántas veces se debe aumentar la concentración de una sustancia, B 2 en el sistema 2A 2 (g.) + B 2 (g.) \u003d 2A 2 B (g.), De modo que cuando la concentración de la sustancia A disminuye 4 veces, la velocidad de la reacción directa no cambia?

4. Tiempo después del inicio de la reacción 3A+B->2C+D, las concentraciones de las sustancias fueron: [A] = 0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] \u003d 0.008 mol / l. ¿Cuáles son las concentraciones iniciales de las sustancias A y B?

5. En el sistema CO + C1 2 = COC1 2, la concentración se incrementó de 0,04 a 0,12 mol / l, y la concentración de cloro, de 0,02 a 0,06 mol / l. ¿En cuánto aumentó la velocidad de la reacción directa?

6. La reacción entre las sustancias A y B se expresa mediante la ecuación: A + 2B → C. Las concentraciones iniciales son: [A] 0 \u003d 0.04 mol / l, [B] o \u003d 0.05 mol / l. La constante de velocidad de reacción es 0,4. Encuentre la velocidad de reacción inicial y la velocidad de reacción después de algún tiempo, cuando la concentración de la sustancia A disminuye en 0,01 mol/l.

7. ¿Cómo cambiará la velocidad de la reacción 2СО + О2 = 2СО2, que se desarrolla en un recipiente cerrado, si se duplica la presión?

8. Calcule cuántas veces aumentará la velocidad de reacción si la temperatura del sistema aumenta de 20 °C a 100 °C, suponiendo que el coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción sea 4.

9. ¿Cómo cambiará la velocidad de reacción 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) si la presión en el sistema aumenta 4 veces;

10. ¿Cómo cambiará la velocidad de reacción 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) si el volumen del sistema se reduce 4 veces?

11. ¿Cómo cambiará la velocidad de reacción 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) si la concentración de NO aumenta 4 veces?

12. ¿Cuál es el coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción si, con un aumento de temperatura de 40 grados, la velocidad de reacción

aumenta en 15,6 veces?

catorce. . Encuentre el valor de la constante de velocidad de reacción A + B -> AB, si a concentraciones de las sustancias A y B iguales a 0.07 y 0.09 mol / l, respectivamente, la velocidad de reacción es 2.7 10 -5 mol / (l-min).

14. La reacción entre las sustancias A y B se expresa mediante la ecuación: A + 2B → C. Las concentraciones iniciales son: [A] 0 \u003d 0.01 mol / l, [B] o \u003d 0.04 mol / l. La constante de velocidad de reacción es 0,5. Encuentre la velocidad de reacción inicial y la velocidad de reacción después de algún tiempo, cuando la concentración de la sustancia A disminuye en 0,01 mol/l.

15. ¿Cómo cambiará la velocidad de reacción 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.) si se duplica la presión en el sistema?

16. En el sistema CO + C1 2 = COC1 2, la concentración aumentó de 0,05 a 0,1 mol / l, y la concentración de cloro, de 0,04 a 0,06 mol / l. ¿En cuánto aumentó la velocidad de la reacción directa?

17. Calcula cuántas veces aumentará la velocidad de reacción si la temperatura del sistema aumenta de 20 °C a 80 °C, suponiendo que el valor del coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción sea 2.

18. Calcula cuántas veces aumentará la velocidad de reacción si la temperatura del sistema aumenta de 40 °C a 90 °C, suponiendo que el valor del coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción sea 4.

ENLACE QUÍMICO. FORMACIÓN Y ESTRUCTURA DE LAS MOLÉCULAS

1. ¿Qué tipos de enlaces químicos conoces? Dé un ejemplo de la formación de un enlace iónico por el método de los enlaces de valencia.

2. ¿Qué enlace químico se llama covalente? ¿Qué es característico de un tipo de enlace covalente?

4. ¿Qué propiedades se caracterizan por un enlace covalente? Muestre esto con ejemplos específicos.

4. ¿Qué tipo de enlace químico en las moléculas de H 2; Cl2HC1?

5. ¿Cuál es la naturaleza de los enlaces en las moléculas? NCI 4, CS 2 , CO 2 ? Indique para cada uno de ellos la dirección de desplazamiento del par de electrones común.

6. ¿Qué enlace químico se llama iónico? ¿Qué es característico de un enlace iónico?

7. ¿Qué tipo de enlace hay en las moléculas de NaCl, N 2, Cl 2?

8. Dibuja todas las formas posibles de superponer el orbital s con el orbital p; Especifique la dirección de la conexión en este caso.

9. Explique el mecanismo donador-receptor de un enlace covalente usando el ejemplo de la formación del ion fosfonio [РН 4 ]+.

10. En las moléculas de CO, CO 2, ¿el enlace es polar o no polar? Explique. Describir un enlace de hidrógeno.

11. ¿Por qué algunas moléculas que tienen enlaces polares generalmente no son polares?

12. El tipo de enlace covalente o iónico es típico de los siguientes compuestos: Nal, S0 2 , KF? ¿Por qué un enlace iónico es el caso límite de un enlace covalente?

14. ¿Qué es un enlace metálico? ¿En qué se diferencia de un enlace covalente? ¿Qué propiedades de los metales provoca?

14. ¿Cuál es la naturaleza de los enlaces entre los átomos en las moléculas; KHF2, H20, HNO ?

15. ¿Cómo explicar la alta fuerza del enlace entre los átomos en la molécula de nitrógeno N 2 y la fuerza mucho menor en la molécula de fósforo P 4?

dieciséis . ¿Qué es un enlace de hidrógeno? ¿Por qué la formación de enlaces de hidrógeno no es típica de las moléculas de H2S y HC1, a diferencia de H2O y HF?

17. ¿Qué enlace se llama iónico? ¿Tiene un enlace iónico las propiedades de saturación y direccionalidad? ¿Por qué es el caso límite de un enlace covalente?

18. ¿Qué tipo de enlace hay en las moléculas de NaCl, N 2, Cl 2?