1. nodarbība.

Tēma: Vielas daudzums. kurmis

Ķīmija ir zinātne par vielām. Kā jūs mēra vielas? Kādās vienībās? Molekulās, kas veido vielas, bet to ir ļoti grūti izdarīt. Gramos, kilogramos vai miligramos, bet šādi mēra masu. Bet ko darīt, ja mēs apvienojam masu, kas tiek mērīta uz svariem, un vielas molekulu skaitu, vai tas ir iespējams?

a) H-ūdeņradis

A n = 1a.u.m.

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

Ņemsim 1 g ūdeņraža un aprēķināsim ūdeņraža atomu skaitu šajā masā (piedāvājiet skolēniem to izdarīt, izmantojot kalkulatoru).

N n \u003d 1g / (1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23

b) O-skābeklis

A o \u003d 16a.u.m \u003d 16 * 1,67 * 10 -24 g

N o \u003d 16g / (16 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23

c) C-ogleklis

A c \u003d 12a.u.m \u003d 12 * 1,67 * 10 -24 g

N c = 12 g / (12 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23

Secinam: ja ņemam tādu vielas masu, kas pēc lieluma ir vienāda ar atommasu, bet ņemta gramos, tad vienmēr būs (jebkurai vielai) 6,02 * 10 23 šīs vielas atomi.

H 2 O - ūdens

18g / (18 * 1,66 * 10 -24) g \u003d 6,02 * 10 23 ūdens molekulas utt.

N a \u003d 6,02 * 10 23 - Avogadro skaitlis vai konstante.

Mols - vielas daudzums, kas satur 6,02 * 10 23 molekulas, atomus vai jonus, t.i. struktūrvienības.

Ir molekulu mols, atomu mols, jonu mols.

n ir molu skaits (molīšu skaitu bieži dēvē par nu),
N ir atomu vai molekulu skaits,
N a = Avogadro konstante.

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

Parādiet Amedeo Avogadro portretu uz multivides instalācijas un īsi pastāstiet par to vai uzdodiet studentam sagatavot īsu ziņojumu par zinātnieka dzīvi.

2. nodarbība

Tēma "Materijas molmasa"

Kāda ir 1 mola vielas masa? (Studenti bieži var paši izdarīt secinājumus.)

Vielas viena mola masa ir vienāda ar tās molekulmasu, bet izteikta gramos. Vielas viena mola masu sauc par molāro masu un apzīmē ar M.

Formulas:

M - molārā masa,
n ir molu skaits,
m ir vielas masa.

Mola masu mēra g/mol, kmol masu mēra kg/kmol, bet mmol masu mēra mg/mol.

Aizpildiet tabulu (tabulas tiek izplatītas).

Viela	Molekulu skaits N=N a n	Molārā masa M= (aprēķināts pēc PSCE)	Kurmju skaits n()=	Vielas masa m = Mn
			5 mol
H2SO4
	12 ,0 4*10 26

3. nodarbība

Tēma: Gāzu molārais tilpums

Atrisināsim problēmu. Nosaka ūdens tilpumu, kura masa normālos apstākļos ir 180 g.

Ņemot vērā:

Tie. šķidro un cieto ķermeņu tilpumu aprēķina pēc blīvuma.

Bet, aprēķinot gāzu tilpumu, nav jāzina blīvums. Kāpēc?

Itāļu zinātnieks Avogadro noteica, ka vienādos daudzumos dažādu gāzu vienādos apstākļos (spiedienā, temperatūrā) ir vienāds skaits molekulu – šo apgalvojumu sauc par Avogadro likumu.

Tie. ja vienādos apstākļos V (H 2) \u003d V (O 2), tad n (H 2) \u003d n (O 2) un otrādi, ja vienādos apstākļos n (H 2) \u003d n (O 2) ), tad šo gāzu apjomi būs vienādi. Un vielas mols vienmēr satur vienādu molekulu skaitu 6,02 * 10 23 .

Mēs secinām - tādos pašos apstākļos gāzu moliem vajadzētu aizņemt tādu pašu tilpumu.

Normālos apstākļos (t=0, P=101,3 kPa vai 760 mm Hg) jebkuru gāzu moli aizņem tādu pašu tilpumu. Šo tilpumu sauc par molāru.

V m \u003d 22,4 l / mol

1 kmols aizņem -22,4 m 3 / kmol, 1 mmol - -22,4 ml / mmol.

1. piemērs(Lēma valdē):

2. piemērs(Jūs varat lūgt studentiem atrisināt):

Ņemot vērā:	Risinājums:
m(H 2) \u003d 20g V(H2)=?

Lūdziet studentus aizpildīt tabulu.

Viela	Molekulu skaits N = n N a	Vielas masa m = Mn	Kurmju skaits n=	Molārā masa M= (var noteikt PSCE)	Skaļums V=V m n

Teorētisko materiālu skatīt lapā "Gāzes molārais tilpums".

Pamatformulas un jēdzieni:

Piemēram, no Avogadro likuma izriet, ka vienādos apstākļos 1 litrs ūdeņraža un 1 litrs skābekļa satur vienādu skaitu molekulu, lai gan to izmēri ir ļoti atšķirīgi.

Pirmais Avogadro likuma rezultāts:

Tilpums, kas normālos apstākļos (n.s.) aizņem 1 molu jebkuras gāzes, ir 22,4 litri, un to sauc gāzes molārais tilpums(Vm).

V m \u003d V / ν (m 3 / mol)

Ko sauc par normāliem apstākļiem (n.o.):

• normāla temperatūra = 0°C vai 273 K;
• normāls spiediens = 1 atm vai 760 mmHg vai 101,3 kPa

No Avogadro likuma pirmajām sekām izriet, ka, piemēram, 1 mols ūdeņraža (2 g) un 1 mols skābekļa (32 g) aizņem tādu pašu tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem n.o.

Zinot V m, jūs varat atrast jebkura gāzes daudzuma (ν) un jebkuras masas (m) tilpumu:

V=V m ν V = V m (m/M)

Tipisks 1. uzdevums: kāds ir skaļums n.o.s. aizņem 10 molus gāzes?

V = V m ν = 22,4 10 = 224 (l/mol)

Tipisks 2. uzdevums: kāds ir skaļums n.o.s. paņem 16 g skābekļa?

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

Otrais Avogadro likuma rezultāts:

Zinot gāzes blīvumu (ρ=m/V) pie n.o., varam aprēķināt šīs gāzes molmasu: M = 22,4 ρ

Vienas gāzes blīvumu (D) citādi sauc par pirmās gāzes noteikta tilpuma masas attiecību pret otras gāzes līdzīga tilpuma masu, kas ņemta tādos pašos apstākļos.

3. parauga uzdevums: nosakiet oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu no ūdeņraža un gaisa.

D ūdeņradis (CO 2) \u003d M r (CO 2) / M r (H 2) \u003d 44/2 \u003d 22 D gaiss \u003d 44/29 \u003d 1,5

• viens tilpums ūdeņraža un viens tilpums hlora dod divus tilpumus ūdeņraža hlorīda: H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
• divi tilpumi ūdeņraža un viens tilpums skābekļa dod divus tilpumus ūdens tvaiku: 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

1. uzdevums. Cik molu un molekulu ir 44 g oglekļa dioksīda.

Risinājums:

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 ν N A \u003d \u003d \u003d \u003d 10 23

2. uzdevums. Aprēķiniet vienas ozona molekulas un argona atoma masu.

Risinājums:

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 0 g d 4 (Ar) \u003d M (Ar) / N A \u003d 40 / (6,02 10 23) = 6,65 10 -23 g

3. uzdevums. Kāds ir apjoms pie n.o. aizņem 2 molus metāna.

Risinājums:

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

4. uzdevums. Nosakiet oglekļa monoksīda (IV) blīvumu un relatīvo blīvumu ūdeņradim, metānam un gaisam.

Risinājums:

M r (CO 2 )=12+16·2=44; M(CO2)=44 g/mol M r (CH4)=12+1 4=16; M(CH4)=16 g/mol M r(H2)=1 2=2; M(H2)=2 g/mol M r (gaiss)=29; M (gaiss) \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(H2) = M(CO2)/M(H2) = 44/2 = 22 D(gaiss) = M(CO2)/M(gaiss) = 44/24 = 1,52

5. uzdevums. Nosakiet gāzu maisījuma masu, kas satur 2,8 kubikmetrus metāna un 1,12 kubikmetrus oglekļa monoksīda.

Risinājums:

M r (CO 2 )=12+16·2=44; M(CO2)=44 g/mol M r (CH4)=12+1 4=16; M(CH 4) \u003d 16 g / mol 22,4 kubikmetri CH 4 \u003d 16 kg 2,8 kubikmetri CH 4 \u003d x m (CH 4) \u003d x \u003d 2,8 16 / 22,4 kg kubikmetri \u0022 .4 . \u003d 28 kg 1,12 kubikmetri 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) = 3 kg \u003d \u00.

6. uzdevums. Noteikt skābekļa un gaisa daudzumus, kas nepieciešami, lai sadedzinātu 112 kubikmetru divvērtīgā oglekļa monoksīda ar tajā esošo nedegošo piemaisījumu saturu tilpuma daļās 0,50.

Risinājums:

• nosaka tīra CO tilpumu maisījumā: V (CO) \u003d 112 0,5 \u003d 66 kubikmetri
• nosaka skābekļa daudzumu, kas nepieciešams, lai sadedzinātu 66 kubikmetrus 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 vai 2V (CO) / V (O 2) \u003d / 2 V 0 (CO) ) V - molārie tilpumi V 0 - aprēķinātie tilpumi V 0 (O 2) \u003d V (O 2) (V 0 (CO) / 2V (CO))

7. uzdevums. Kā mainīsies spiediens traukā, kas piepildīts ar ūdeņraža un hlora gāzēm pēc tam, kad tās reaģēs? Tāpat par ūdeņradi un skābekli?

Risinājums:

• H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl - 1 mola ūdeņraža un 1 mola hlora mijiedarbības rezultātā tiek iegūti 2 moli hlorūdeņraža: 1 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol), tāpēc spiediens nemainīsies, jo iegūtais gāzu maisījuma tilpums ir reakcijā iesaistīto komponentu tilpumu summa.
• 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - 2 (mol) + 1 (mol) \u003d 2 (mol) - spiediens traukā samazināsies pusotru reizi, jo tika iegūti 2 tilpumi gāzu maisījuma no 3 tilpumiem komponentu, kas iekļuva reakcijā.

8. uzdevums. 12 litri amonjaka un četrvērtīgā oglekļa monoksīda gāzes maisījuma n.o.s. kuru masa ir 18 g. Cik daudz ir katras gāzes maisījumā?

Risinājums:

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 Vienādojumu sistēma maisījuma tilpums: x + y \u003d 12 maisījuma masa: x / (22,4 ) 17)+y/(22,4 44) =18 Pēc atrisināšanas iegūstam: x=4,62 l y=7,38 l

9. uzdevums. Cik daudz ūdens tiks iegūts 2 g ūdeņraža un 24 g skābekļa reakcijas rezultātā.

Risinājums:

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

No reakcijas vienādojuma redzams, ka reaģentu skaits neatbilst stehiometrisko koeficientu attiecībai vienādojumā. Šādos gadījumos aprēķinus veic vielai, kas ir mazāka, t.i., šī viela reakcijas gaitā beigsies pirmā. Lai noteiktu, kura no sastāvdaļām trūkst, jums jāpievērš uzmanība reakcijas vienādojuma koeficientam.

Sākuma komponentu daudzums ν(H 2)=4/2=2 (mol) ν(O 2)=48/32=1,5 (mol)

Tomēr nav nepieciešams steigties. Mūsu gadījumā reakcijai ar 1,5 moliem skābekļa ir nepieciešami 3 moli ūdeņraža (1,5 2), un mums ir tikai 2 moli, t.i., ar 1 molu ūdeņraža nepietiek visiem pusotra mola. skābeklis reaģēt. Tāpēc mēs aprēķināsim ūdens daudzumu ar ūdeņradi:

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

10. uzdevums. 400 K temperatūrā un 3 atmosfēru spiedienā gāze aizņem 1 litru. Kādu tilpumu šī gāze aizņems n.o.s.?

Risinājums:

No Klepeirona vienādojuma:

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

Skābju nosaukumi tiek veidoti no centrālā skābes atoma krievu valodas nosaukuma, pievienojot sufiksus un galotnes. Ja skābes centrālā atoma oksidācijas pakāpe atbilst Periodiskās sistēmas grupas numuram, tad nosaukumu veido, izmantojot vienkāršāko īpašības vārdu no elementa nosaukuma: H 2 SO 4 - sērskābe, HMnO 4 - mangānskābe . Ja skābi veidojošiem elementiem ir divi oksidācijas stāvokļi, tad starpposma oksidācijas pakāpi norāda ar piedēkli -ist-: H 2 SO 3 - sērskābe, HNO 2 - slāpekļskābe. Halogēnu skābju nosaukumiem ar daudziem oksidācijas pakāpēm tiek izmantoti dažādi sufiksi: tipiski piemēri - HClO 4 - hlors n th skābe, HClO 3 - hlors novat th skābe, HClO 2 - hlors ist skābe, HClO - hlors novatists skābe (anoksiskābi HCl sauc par sālsskābi — parasti par sālsskābi). Skābes var atšķirties pēc ūdens molekulu skaita, kas hidratē oksīdu. Skābes, kurās ir vislielākais ūdeņraža atomu skaits, sauc par ortoskābēm: H 4 SiO 4 - ortosilicskābe, H 3 PO 4 - fosforskābe. Skābes, kas satur 1 vai 2 ūdeņraža atomus, sauc par metaskābēm: H 2 SiO 3 - metasilīcijskābe, HPO 3 - metafosforskābe. Tiek sauktas skābes, kas satur divus centrālos atomus di skābes: H 2 S 2 O 7 - disērskābe, H 4 P 2 O 7 - difosforskābe.

Sarežģīto savienojumu nosaukumi tiek veidoti tāpat kā sāls nosaukumi, bet kompleksajam katjonam vai anjonam tiek dots sistemātisks nosaukums, tas ir, tiek lasīts no labās puses uz kreiso: K 3 - kālija heksafluoroferāts (III), SO 4 - tetraamīna vara (II) sulfāts.

Oksīdu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu "oksīds" un centrālā oksīda atoma krievu nosaukuma ģenitīvu, vajadzības gadījumā norādot elementa oksidācijas pakāpi: Al 2 O 3 - alumīnija oksīds, Fe 2 O 3 - dzelzs oksīds (III).

Pamatnosaukumi tiek veidoti, izmantojot vārdu "hidroksīds" un centrālā hidroksīda atoma krievu nosaukuma ģenitīvu, norādot, ja nepieciešams, elementa oksidācijas pakāpi: Al (OH) 3 - alumīnija hidroksīds, Fe (OH) 3 - dzelzs (III) hidroksīds.

Savienojumu ar ūdeņradi nosaukumi veidojas atkarībā no šo savienojumu skābju-bāzes īpašībām. Gāzveida skābi veidojošiem savienojumiem ar ūdeņradi izmanto nosaukumus: H 2 S - sulfāns (sērūdeņradis), H 2 Se - selāns (ūdeņraža selenīds), HI - joda ūdeņradis; to šķīdumus ūdenī sauc attiecīgi par hidrosulfīdu, hidroselēnskābi un jodūdeņražskābi. Dažiem savienojumiem ar ūdeņradi tiek izmantoti īpaši nosaukumi: NH 3 - amonjaks, N 2 H 4 - hidrazīns, PH 3 - fosfīns. Savienojumus ar ūdeņradi ar oksidācijas pakāpi –1 sauc par hidrīdiem: NaH ir nātrija hidrīds, CaH2 ir kalcija hidrīds.

Sāļu nosaukumi tiek veidoti no skābes atlikuma centrālā atoma latīņu nosaukuma, pievienojot priedēkļus un sufiksus. Bināro (divu elementu) sāļu nosaukumi tiek veidoti, izmantojot sufiksu - id: NaCl - nātrija hlorīds, Na 2 S - nātrija sulfīds. Ja skābekli saturoša skābes atlikuma centrālajam atomam ir divi pozitīvi oksidācijas stāvokļi, tad augstāko oksidācijas pakāpi norāda ar sufiksu - plkst: Na 2 SO 4 - sulf plkst nātrijs, KNO 3 - nitr plkst kālijs, un zemākais oksidācijas stāvoklis - sufikss - to: Na 2 SO 3 - sulf to nātrijs, KNO 2 - nitr to kālijs. Skābekli saturošu halogēnu sāļu nosaukumiem izmanto priedēkļus un sufiksus: KClO 4 - josla hlors plkst kālijs, Mg (ClO 3) 2 - hlors plkst magnijs, KClO 2 - hlors to kālijs, KClO - hipo hlors to kālijs.

Kovalents piesātinājumsssavienojumsviņa- izpaužas ar to, ka s- un p-elementu savienojumos nav nepāra elektronu, tas ir, visi atomu nepāra elektroni veido savienojošus elektronu pārus (izņēmumi ir NO, NO 2, ClO 2 un ClO 3).

Vientuļie elektronu pāri (LEP) ir elektroni, kas pa pāriem aizņem atomu orbitāles. NEP klātbūtne nosaka anjonu vai molekulu spēju veidot donora-akceptora saites kā elektronu pāru donorus.

Nesapārotie elektroni - atoma elektroni, kas pa vienam atrodas orbitālē. S- un p-elementiem nepāra elektronu skaits nosaka, cik saišu elektronu pāru dotais atoms ar apmaiņas mehānisma palīdzību var izveidot ar citiem atomiem. Valences saišu metodē tiek pieņemts, ka nesapāroto elektronu skaitu var palielināt ar nedalītiem elektronu pāriem, ja valences elektroniskajā līmenī ir brīvas orbitāles. Lielākajā daļā s- un p-elementu savienojumu nav nepāra elektronu, jo visi nesapārotie atomu elektroni veido saites. Tomēr ir molekulas ar nepāra elektroniem, piemēram, NO, NO 2 , tās ir ļoti reaktīvas un mēdz veidot N 2 O 4 tipa dimērus uz nepāra elektronu rēķina.

Normāla koncentrācija - ir molu skaits ekvivalenti 1 litrā šķīduma.

Normāli apstākļi - temperatūra 273K (0 o C), spiediens 101,3 kPa (1 atm).

Ķīmisko saišu veidošanās apmaiņas un donorakceptora mehānismi. Kovalento saišu veidošanās starp atomiem var notikt divos veidos. Ja savienojošā elektronu pāra veidošanās notiek abu saistīto atomu nepāra elektronu dēļ, tad šo savienojošā elektronu pāra veidošanas metodi sauc par apmaiņas mehānismu - atomi apmainās ar elektroniem, turklāt saistošie elektroni pieder abiem saistītiem atomiem. . Ja saistošais elektronu pāris veidojas viena atoma vientuļā elektronu pāra un cita atoma brīvās orbitāles dēļ, tad šāda savienojošā elektronu pāra veidošanās ir donora-akceptora mehānisms (sk. valences saites metode).

Atgriezeniskas jonu reakcijas - tās ir reakcijas, kurās veidojas produkti, kas spēj veidot izejvielas (ja paturam prātā uzrakstīto vienādojumu, tad par atgriezeniskām reakcijām var teikt, ka tās var noritēt abos virzienos ar vāju elektrolītu vai slikti šķīstošu savienojumu veidošanos) . Atgriezeniskas jonu reakcijas bieži raksturo nepilnīga konversija; jo atgriezeniskas jonu reakcijas laikā veidojas molekulas vai joni, kas izraisa sākotnējo reakcijas produktu virziena nobīdi, tas ir, it kā “palēnina” reakciju. Atgriezeniskas jonu reakcijas tiek aprakstītas, izmantojot zīmi ⇄, un neatgriezeniskas reakcijas tiek aprakstītas ar → zīmi. Atgriezeniskas jonu reakcijas piemērs ir reakcija H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, un neatgriezeniskas reakcijas piemērs ir S 2- + Fe 2+ → FeS.

Oksidētāji – vielas, kurās redoksreakciju laikā dažu elementu oksidācijas pakāpe samazinās.

Redox dualitāte - vielu iedarbības spēja redoksreakcijas kā oksidētājs vai reducētājs, atkarībā no partnera (piemēram, H 2 O 2, NaNO 2).

Redoksreakcijas(OVR) - Tās ir ķīmiskas reakcijas, kuru laikā mainās reaģentu elementu oksidācijas pakāpe.

Redoksa potenciāls - vērtība, kas raksturo gan oksidētāja, gan reducētāja, kas veido atbilstošo pusreakciju, redoksspēju (stiprību). Tādējādi Cl 2 /Cl - pāra redokspotenciāls, kas vienāds ar 1,36 V, raksturo molekulāro hloru kā oksidētāju un hlorīda jonu kā reducētāju.

Oksīdi - elementu savienojumi ar skābekli, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2.

Orientācijas mijiedarbības– polāro molekulu starpmolekulārā mijiedarbība.

Osmoze -šķīdinātāja molekulu pārnešana uz daļēji caurlaidīgas (tikai šķīdinātāju caurlaidīgas) membrānas uz zemāku šķīdinātāja koncentrāciju.

Osmotiskais spiediens -šķīdumu fizikāli ķīmiskās īpašības, pateicoties membrānu spējai iziet tikai šķīdinātāja molekulas. Osmotiskais spiediens no mazāk koncentrēta šķīduma puses izlīdzina šķīdinātāja molekulu iespiešanās ātrumu abās membrānas pusēs. Šķīduma osmotiskais spiediens ir vienāds ar tādas gāzes spiedienu, kurā molekulu koncentrācija ir tāda pati kā daļiņu koncentrācija šķīdumā.

Pamati pēc Arrēnija vārdiem - vielas, kas elektrolītiskās disociācijas procesā atdala hidroksīda jonus.

Pamati saskaņā ar Bronsted - savienojumi (molekulas vai joni, piemēram, S 2-, HS -), kas var piesaistīt ūdeņraža jonus.

Pamati saskaņā ar Lūisa (Lūisa bāzes) – savienojumi (molekulas vai joni) ar nedalītiem elektronu pāriem, kas spēj veidot donora-akceptora saites. Visizplatītākā Lūisa bāze ir ūdens molekulas, kurām ir spēcīgas donora īpašības.

Ķīmijā netiek izmantotas molekulu absolūtās masas vērtības, bet tiek izmantotas relatīvās molekulmasas vērtības. Tas parāda, cik reižu molekulas masa ir lielāka par 1/12 no oglekļa atoma masas. Šo vērtību apzīmē ar M r.

Relatīvā molekulmasa ir vienāda ar to veidojošo atomu relatīvo atomu masu summu. Aprēķiniet ūdens relatīvo molekulmasu.

Jūs zināt, ka ūdens molekulā ir divi ūdeņraža atomi un viens skābekļa atoms. Tad tā relatīvā molekulmasa būs vienāda ar katra ķīmiskā elementa relatīvās atommasas produktu summu un tā atomu skaitu ūdens molekulā:

Zinot gāzveida vielu relatīvās molekulmasas, var salīdzināt to blīvumus, t.i., aprēķināt vienas gāzes relatīvo blīvumu no citas - D (A / B). Gāzes A relatīvais blīvums gāzei B ir vienāds ar to relatīvo molekulmasu attiecību:

Aprēķiniet oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu ūdeņradim:

Tagad mēs aprēķinām oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu ūdeņradim:

D (co.g./ūdeņradis.) = Mr (co.g.) : Mr (ūdeņradis.) = 44:2 = 22.

Tādējādi oglekļa dioksīds ir 22 reizes smagāks par ūdeņradi.

Kā zināms, Avogadro likums attiecas tikai uz gāzveida vielām. Bet ķīmiķiem ir jābūt priekšstatam par molekulu skaitu un šķidro vai cieto vielu daļām. Tāpēc, lai salīdzinātu molekulu skaitu vielās, ķīmiķi ieviesa vērtību - molārā masa .

Tiek apzīmēta molārā masa M, tas ir skaitliski vienāds ar relatīvo molekulmasu.

Vielas masas attiecību pret tās molmasu sauc vielas daudzums .

Tiek apzīmēts vielas daudzums n. Tas ir vielas daļas kvantitatīvs raksturlielums kopā ar masu un tilpumu. Vielas daudzumu mēra molos.

Vārds "mols" nāk no vārda "molekula". Molekulu skaits vienādos vielas daudzumos ir vienāds.

Eksperimentāli noskaidrots, ka 1 mols vielas satur daļiņas (piemēram, molekulas). Šo numuru sauc par Avogadro numuru. Un, ja pievienojat tam mērvienību - 1 / mol, tad tas būs fiziskais lielums - Avogadro konstante, kas tiek apzīmēta ar N A.

Molāro masu mēra g/mol. Molārās masas fiziskā nozīme ir tāda, ka šī masa ir 1 mols vielas.

Saskaņā ar Avogadro likumu 1 mols jebkuras gāzes aizņems tādu pašu tilpumu. Viena mola gāzes tilpumu sauc par molāro tilpumu un apzīmē ar V n .

Normālos apstākļos (un tas ir 0 ° C un normāls spiediens - 1 atm. Vai 760 mm Hg vai 101,3 kPa) molārais tilpums ir 22,4 l / mol.

Tad gāzes vielas daudzums pie n.o. var aprēķināt kā gāzes tilpuma attiecību pret molāro tilpumu.

1. UZDEVUMS. Kāds vielas daudzums atbilst 180 g ūdens?

2. UZDEVUMS. Aprēķināsim tilpumu pie n.o., kuru aizņems oglekļa dioksīds 6 mol daudzumā.

Bibliogrāfija

1. Uzdevumu un vingrinājumu krājums ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi."Ķīmija, 8. klase" / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M.: AST: Astrel, 2006. (29.-34. lpp.)
2. Ušakova O.V. Ķīmijas darba burtnīca: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi.“Ķīmija. 8. klase” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalovs, P.A. Oržekovskis; zem. ed. prof. P.A. Oržekovskis - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (27.-32. lpp.)
3. Ķīmija: 8. klase: mācību grāmata. par ģenerāli iestādes / P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontaks. M.: AST: Astrel, 2005. (12., 13. §)
4. Ķīmija: inorg. ķīmija: mācību grāmata. 8 šūnām. vispārējā iestāde / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M .: Izglītība, AS "Maskavas mācību grāmatas", 2009. (§§ 10, 17)
5. Enciklopēdija bērniem. Sējums 17. Ķīmija / Nodaļa. rediģēja V.A. Volodins, vadošais. zinātnisks ed. I. Lēnsone. - M.: Avanta +, 2003.

1. Vienota digitālo izglītības resursu kolekcija ().
2. Žurnāla "Ķīmija un dzīve" elektroniskā versija ().
3. Ķīmijas testi (tiešsaistē) ().

Mājasdarbs

1.69.lpp.3.nr.; 73.lpp.1.,2.,4.nr no mācību grāmatas "Ķīmija: 8. klase" (P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 no Uzdevumu un vingrinājumu krājuma ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi."Ķīmija, 8. klase" / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M.: AST: Astrel, 2006.

Līdzās masai un tilpumam ķīmiskajos aprēķinos bieži tiek izmantots arī vielas daudzums, kas ir proporcionāls vielā esošo struktūrvienību skaitam. Šajā gadījumā katrā gadījumā jānorāda, kuras struktūrvienības (molekulas, atomi, joni utt.) ir domātas. Vielas daudzuma vienība ir mols.

Mols ir vielas daudzums, kas satur tik daudz molekulu, atomu, jonu, elektronu vai citu strukturālo vienību, cik atomu ir 12 g 12C oglekļa izotopa.

Ar lielu precizitāti nosaka struktūrvienību skaitu, ko satur 1 mols vielas (Avogadro konstante); praktiskos aprēķinos pieņemts, ka tas ir vienāds ar 6,02 1024 mol -1.

Ir viegli parādīt, ka vielas 1 mola masa (molmasa), kas izteikta gramos, ir skaitliski vienāda ar šīs vielas relatīvo molekulmasu.

Tādējādi brīvā hlora C1r relatīvā molekulmasa (vai saīsināti molekulmasa) ir 70,90. Tāpēc molekulārā hlora molārā masa ir 70,90 g/mol. Tomēr hlora atomu molārā masa ir uz pusi mazāka (45,45 g/mol), jo 1 mols Cl hlora molekulu satur 2 molus hlora atomu.

Saskaņā ar Avogadro likumu vienādos tilpumos jebkuras gāzes, kas ņemtas vienā temperatūrā un vienā spiedienā, ir vienāds molekulu skaits. Citiem vārdiem sakot, vienāds daudzums jebkuras gāzes molekulu vienādos apstākļos aizņem tādu pašu tilpumu. Tomēr 1 mols jebkuras gāzes satur tikpat daudz molekulu. Tāpēc tādos pašos apstākļos 1 mols jebkuras gāzes aizņem tādu pašu tilpumu. Šo tilpumu sauc par gāzes molāro tilpumu, un normālos apstākļos (0 ° C, spiediens 101, 425 kPa) tas ir 22,4 litri.

Piemēram, apgalvojums "oglekļa dioksīda saturs gaisā ir 0,04% (tilp.)" nozīmē, ka pie CO 2 daļējā spiediena, kas vienāds ar gaisa spiedienu, un tādā pašā temperatūrā oglekļa dioksīds, kas atrodas gaisā. aizņems 0,04% no kopējā gaisa aizņemtā tilpuma.

Kontroles uzdevums

1. Salīdziniet molekulu skaitu, ko satur 1 g NH 4 un 1 g N 2. Kurā gadījumā un cik reizes molekulu skaits ir lielāks?

2. Izsaka vienas sēra dioksīda molekulas masu gramos.

4. Cik molekulu normālos apstākļos ir 5,00 ml hlora?

4. Kādu tilpumu normālos apstākļos aizņem 27 10 21 gāzes molekula?

5. Izteikt vienas NO 2 molekulas masu gramos.

6. Kāda ir tilpumu attiecība, ko aizņem 1 mols O 2 un 1 mols Oz (apstākļi ir vienādi)?

7. Vienādos apstākļos tiek ņemtas vienādas skābekļa, ūdeņraža un metāna masas. Atrodiet ņemto gāzu tilpumu attiecību.

8. Uz jautājumu, cik daudz tilpuma 1 mols ūdens aizņems normālos apstākļos, tika saņemta atbilde: 22,4 litri. Vai šī ir pareizā atbilde?

9. Izsaka vienas HCl molekulas masu gramos.

Cik oglekļa dioksīda molekulu ir 1 litrā gaisa, ja CO 2 tilpuma saturs ir 0,04% (normālos apstākļos)?

10. Cik molu ir 1 m 4 jebkuras gāzes normālos apstākļos?

11. Izteikt vienas H 2 O molekulas masu gramos.

12. Cik molu skābekļa ir 1 litrā gaisa, ja tilpums

14. Cik molu slāpekļa ir 1 litrā gaisa, ja tā tilpuma saturs ir 78% (normālos apstākļos)?

14. Vienādos apstākļos tiek ņemtas vienādas skābekļa, ūdeņraža un slāpekļa masas. Atrodiet ņemto gāzu tilpumu attiecību.

15. Salīdziniet molekulu skaitu, ko satur 1 g NO 2 un 1 g N 2. Kurā gadījumā un cik reizes molekulu skaits ir lielāks?

16. Cik molekulu normālos apstākļos satur 2,00 ml ūdeņraža?

17. Izteikt vienas H 2 O molekulas masu gramos.

18. Kādu tilpumu normālos apstākļos aizņem 17 10 21 gāzes molekula?

ĶĪMISKO REAKCIJU ĀTRUMS

Definējot jēdzienu ķīmiskās reakcijas ātrums nepieciešams atšķirt homogēnas un neviendabīgas reakcijas. Ja reakcija norit viendabīgā sistēmā, piemēram, šķīdumā vai gāzu maisījumā, tad tā notiek visā sistēmas tilpumā. Viendabīgas reakcijas ātrums sauc par vielas daudzumu, kas nonāk reakcijā vai veidojas reakcijas rezultātā laika vienībā sistēmas tilpuma vienībā. Tā kā vielas molu skaita attiecība pret tilpumu, kurā tā ir sadalīta, ir vielas molārā koncentrācija, homogēnas reakcijas ātrumu var definēt arī kā jebkuras vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā: sākotnējā reaģenta vai reakcijas produkta. Lai nodrošinātu, ka aprēķina rezultāts vienmēr ir pozitīvs neatkarīgi no tā, vai to rada reaģents vai produkts, formulā izmanto zīmi “±”:

Atkarībā no reakcijas rakstura laiku var izteikt ne tikai sekundēs, kā to prasa SI sistēma, bet arī minūtēs vai stundās. Reakcijas laikā tās ātruma vērtība nav nemainīga, bet nepārtraukti mainās: tā samazinās, jo izejvielu koncentrācijas samazinās. Iepriekš minētais aprēķins dod reakcijas ātruma vidējo vērtību noteiktā laika intervālā Δτ = τ 2 – τ 1 . Patiesais (momentānais) ātrums ir definēts kā robeža, līdz kurai attiecība Δ NO/ Δτ pie Δτ → 0, t.i., patiesais ātrums ir vienāds ar koncentrācijas atvasinājumu attiecībā pret laiku.

Reakcijai, kuras vienādojums satur stehiometriskos koeficientus, kas atšķiras no vienības, ātruma vērtības, kas izteiktas dažādām vielām, nav vienādas. Piemēram, reakcijai A + 4B \u003d D + 2E vielas A patēriņš ir viens mols, viela B ir trīs moli, vielas E ienākšana ir divi moli. Tāpēc υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = ½ υ (E) vai υ (E) . = ⅔ υ (AT) .

Ja reakcija notiek starp vielām, kas atrodas dažādās neviendabīgas sistēmas fāzēs, tad tā var notikt tikai šo fāžu saskarē. Piemēram, skābes šķīduma un metāla gabala mijiedarbība notiek tikai uz metāla virsmas. Neviendabīgas reakcijas ātrums sauc par vielas daudzumu, kas nonāk reakcijā vai veidojas reakcijas rezultātā laika vienībā uz saskarnes vienību starp fāzēm:

.

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no reaģentu koncentrācijas izsaka masas iedarbības likums: nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu molāro koncentrāciju reizinājumam, kas palielināts līdz jaudām, kas vienādas ar koeficientiem šo vielu formulās reakcijas vienādojumā.. Tad par reakciju

2A + B → produkti

attiecība υ ~ · NO A 2 NO B, un pārejai uz vienlīdzību tiek ieviests proporcionalitātes koeficients k, zvanīja reakcijas ātruma konstante:

υ = k· NO A 2 NO B = k[A] 2 [V]

(molārās koncentrācijas formulās var apzīmēt kā burtu NO ar atbilstošo indeksu un vielas formulu kvadrātiekavās). Reakcijas ātruma konstantes fizikālā nozīme ir reakcijas ātrums pie visu reaģentu koncentrācijām, kas vienādas ar 1 mol/L. Reakcijas ātruma konstantes dimensija ir atkarīga no faktoru skaita vienādojuma labajā pusē un var būt no -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2) utt., tas ir, tāda, ka jebkurā gadījumā aprēķinos reakcijas ātrumu izsaka mol l –1 s –1.

Neviendabīgām reakcijām masas iedarbības likuma vienādojums ietver tikai to vielu koncentrācijas, kas atrodas gāzes fāzē vai šķīdumā. Vielas koncentrācija cietajā fāzē ir nemainīga vērtība un ir iekļauta ātruma konstantē, piemēram, ogļu sadegšanas procesam C + O 2 = CO 2 masas iedarbības likums ir uzrakstīts:

υ = kI const = k·,

kur k= kI konst.

Sistēmās, kurās viena vai vairākas vielas ir gāzes, reakcijas ātrums ir atkarīgs arī no spiediena. Piemēram, ja ūdeņradis mijiedarbojas ar joda tvaiku H 2 + I 2 \u003d 2HI, ķīmiskās reakcijas ātrumu noteiks izteiksme:

υ = k··.

Ja spiediens tiek palielināts, piemēram, 4 reizes, tad sistēmas aizņemtais tilpums samazināsies par tādu pašu daudzumu, un līdz ar to katras reaģējošās vielas koncentrācija palielināsies par tādu pašu daudzumu. Reakcijas ātrums šajā gadījumā palielināsies par 9 reizēm

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras ir aprakstīts ar van't Hoff likumu: par katriem 10 grādiem temperatūras paaugstināšanās reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes. Tas nozīmē, ka, eksponenciāli paaugstinoties temperatūrai, ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās eksponenciāli. Bāze progresēšanas formulā ir reakcijas ātruma temperatūras koeficientsγ, kas parāda, cik reizes palielinās konkrētās reakcijas ātrums (vai, kas ir tas pats, ātruma konstante), temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem. Matemātiski van't Hoff likumu izsaka ar formulām:

vai

kur un ir reakcijas ātrumi, attiecīgi, sākumā t 1 un pēdējais t 2 temperatūras. Van Hofa likumu var izteikt arī šādi:

; ; ; ,

kur un ir attiecīgi reakcijas ātrums un ātruma konstante temperatūrā t; un ir vienādas vērtības temperatūrā t +10n; n ir “desmit grādu” intervālu skaits ( n =(t 2 –t 1)/10), par kuru temperatūra ir mainījusies (var būt vesels vai daļskaitlis, pozitīvs vai negatīvs).

Kontroles uzdevums

1. Atrodiet reakcijas ātruma konstantes A + B -> AB vērtību, ja pie vielu A un B koncentrācijām, kas vienādas attiecīgi ar 0,05 un 0,01 mol / l, reakcijas ātrums ir 5 10 -5 mol / (l-min ).

2. Cik reizes mainīsies reakcijas ātrums 2A + B -> A2B, ja vielas A koncentrāciju palielina 2 reizes, bet vielas B koncentrāciju samazina 2 reizes?

4. Cik reizes jāpalielina vielas koncentrācija, B 2 sistēmā 2A 2 (g.) + B 2 (g.) \u003d 2A 2 B (g.), Lai tad, kad vielas A koncentrācija samazinās 4 reizes, tiešās reakcijas ātrums nemainās ?

4. Kādu laiku pēc reakcijas sākuma 3A + B-> 2C + D vielu koncentrācijas bija: [A] = 0,04 mol / l; [B] = 0,01 mol/l; [C] \u003d 0,008 mol / l. Kādas ir vielu A un B sākotnējās koncentrācijas?

5. Sistēmā CO + C1 2 = COC1 2 koncentrācija tika palielināta no 0,04 līdz 0,12 mol/l, bet hlora koncentrācija - no 0,02 līdz 0,06 mol/l. Par cik palielinājās uz priekšu vērstās reakcijas ātrums?

6. Reakciju starp vielām A un B izsaka ar vienādojumu: A + 2B → C. Sākotnējās koncentrācijas ir: [A] 0 \u003d 0,04 mol / l, [B] o \u003d 0,05 mol / l. Reakcijas ātruma konstante ir 0,4. Atrodiet sākotnējo reakcijas ātrumu un reakcijas ātrumu pēc kāda laika, kad vielas A koncentrācija samazinās par 0,01 mol/l.

7. Kā mainīsies reakcijas 2СО + О2 = 2СО2 ātrums, notiekot slēgtā traukā, ja spiediens tiek dubultots?

8. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 20 °C līdz 100 °C, pieņemot, ka reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 4.

9. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.), ja spiediens sistēmā tiks palielināts 4 reizes;

10. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.), ja sistēmas tilpums tiks samazināts 4 reizes?

11. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.), ja NO koncentrāciju palielinās 4 reizes?

12. Kāds ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, ja, temperatūrai paaugstinoties par 40 grādiem, reakcijas ātrums

palielinās par 15,6 reizēm?

četrpadsmit.. Atrodiet reakcijas ātruma konstantes A + B -> AB vērtību, ja pie vielu A un B koncentrācijām, kas vienādas ar attiecīgi 0,07 un 0,09 mol / l, reakcijas ātrums ir 2,7 10 -5 mol / (l-min).

14. Reakciju starp vielām A un B izsaka ar vienādojumu: A + 2B → C. Sākotnējās koncentrācijas ir: [A] 0 \u003d 0,01 mol / l, [B] o \u003d 0,04 mol / l. Reakcijas ātruma konstante ir 0,5. Atrodiet sākotnējo reakcijas ātrumu un reakcijas ātrumu pēc kāda laika, kad vielas A koncentrācija samazinās par 0,01 mol/l.

15. Kā mainīsies reakcijas ātrums 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02 (r.), ja spiediens sistēmā tiks dubultots;

16. Sistēmā CO + C1 2 = COC1 2 koncentrācija tika palielināta no 0,05 līdz 0,1 mol/l, bet hlora koncentrācija - no 0,04 līdz 0,06 mol/l. Par cik palielinājās uz priekšu vērstās reakcijas ātrums?

17. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 20 ° C līdz 80 ° C, pieņemot, ka reakcijas ātruma temperatūras koeficienta vērtība ir 2.

18. Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, ja sistēmas temperatūru paaugstinās no 40 ° C līdz 90 ° C, pieņemot, ka reakcijas ātruma temperatūras koeficienta vērtība ir 4.

ĶĪMISKĀ SAITE. MOLEKULU VEIDOŠANĀS UN UZBŪVE

1. Kādus ķīmisko saišu veidus jūs zināt? Sniedziet piemēru jonu saites veidošanai ar valences saišu metodi.

2. Kādu ķīmisko saiti sauc par kovalento? Kas ir raksturīgs kovalentai saitei?

4. Kādas īpašības raksturo kovalentā saite? Parādiet to ar konkrētiem piemēriem.

4. Kāda veida ķīmiskā saite ir H 2 molekulās; Cl 2 HC1?

5. Kāda ir saišu būtība molekulās NCI 4, CS 2, CO 2? Katram no tiem norādiet kopējā elektronu pāra pārvietošanās virzienu.

6. Kādu ķīmisko saiti sauc par jonu? Kas ir raksturīgs jonu saitei?

7. Kāda veida saite ir NaCl, N 2, Cl 2 molekulās?

8. Uzzīmējiet visus iespējamos veidus, kā s-orbitāli pārklāt ar p-orbitāli;. Šajā gadījumā norādiet savienojuma virzienu.

9. Izskaidrot kovalentās saites donora-akceptora mehānismu, izmantojot fosfonija jona [РН 4 ]+ veidošanās piemēru.

10. Vai CO, CO 2 molekulās saite ir polāra vai nepolāra? Paskaidrojiet. Aprakstiet ūdeņraža saiti.

11. Kāpēc dažas molekulas, kurām ir polārās saites, parasti ir nepolāras?

12. Kovalentā vai jonu saite ir raksturīga šādiem savienojumiem: Nal, S0 2, KF? Kāpēc jonu saite ir kovalentās saites ierobežojošais gadījums?

14. Kas ir metāliskā saite? Kā tas atšķiras no kovalentās saites? Kādas metālu īpašības tas rada?

14. Kādas ir saites starp atomiem molekulās; KHF 2 , H 2 0, HNO ?

15. Kā izskaidrot lielo saites stiprību starp atomiem slāpekļa molekulā N 2 un daudz mazāko stiprību fosfora molekulā P 4?

16 . Kas ir ūdeņraža saite? Kāpēc ūdeņraža saišu veidošanās nav raksturīga H2S un HC1 molekulām, atšķirībā no H2O un HF?

17. Kādu saiti sauc par jonu? Vai jonu saitei ir piesātinājuma un virziena īpašības? Kāpēc tas ir kovalentās saites ierobežojošais gadījums?

18. Kāda veida saite ir NaCl, N 2, Cl 2 molekulās?