Objetivo:
Introducir a los estudiantes los conceptos de “cantidad de sustancia”, “masa molar” y dar una idea de la constante de Avogadro. Muestra la relación entre la cantidad de sustancia, el número de partículas y la constante de Avogadro, así como la relación entre masa molar, masa y cantidad de sustancia. Aprende a hacer cálculos.

1) ¿Cuál es la cantidad de sustancia?
2) ¿Qué es un lunar?
3) ¿Cuántas unidades estructurales hay en 1 mol?
4) ¿A través de qué cantidades se puede determinar la cantidad de una sustancia?
5) ¿Qué es la masa molar y con qué coincide numéricamente?
6) ¿Qué es el volumen molar?

La cantidad de una sustancia es una cantidad física que significa un cierto número de elementos estructurales (moléculas, átomos, iones) denotado n (en) medido en el sistema internacional de unidades (Si) mol
Número de Avogadro: muestra el número de partículas en 1 mol de una sustancia, denotado por NA, medido en mol-1, tiene un valor numérico de 6,02 * 10^23.
La masa molar de una sustancia es numéricamente igual a su masa molecular relativa. La masa molar es una cantidad física que muestra la masa de 1 mol de una sustancia, denotada por M, medida en g/mol M = m/n.
El volumen molar es una cantidad física que muestra el volumen que ocupa cualquier gas con una cantidad de sustancia de 1 mol, designado por Vm, medido en l/mol Vm = V/n en condiciones normales. Vm=22,4l/mol
UN MOL es una CANTIDAD DE SUSTANCIA igual a 6,02. 10 23 unidades estructurales de una sustancia determinada: moléculas (si la sustancia consta de moléculas), átomos (si es una sustancia atómica), iones (si la sustancia es un compuesto iónico).
1 mol (1 M) de agua = 6 . 10 23 moléculas de H 2 O,

1 mol (1 M) de hierro = 6 . 10 23 átomos de Fe,

1 mol (1 M) de cloro = 6 . 10 23 moléculas de Cl 2,

1 mol (1 M) de iones de cloro Cl - = 6 . 10 23 iones Cl -.

1 mol (1 M) de electrones e - = 6 . 10 23 electrones e - .

Tareas:
1) ¿Cuántos moles de oxígeno hay en 128 g de oxígeno?

2) Durante la descarga de un rayo en la atmósfera se produce la siguiente reacción: N 2 + O 2 ® NO 2. Igualar la reacción. ¿Cuántos moles de oxígeno se necesitan para convertir completamente 1 mol de nitrógeno en NO2? ¿Cuántos gramos de oxígeno serán? ¿Cuántos gramos de NO 2 se producen?

3) Se vertieron 180 g de agua en un vaso. ¿Cuántas moléculas de agua hay en un vaso? ¿Cuántos moles de H2O es esto?

4) Se mezclaron 4 g de hidrógeno y 64 g de oxígeno. La mezcla explotó. ¿Cuántos gramos de agua obtuviste? ¿Cuántos gramos de oxígeno quedan sin usar?

Tarea: párrafo 15, ej. 1-3.5

Volumen molar de sustancias gaseosas.
Objetivo: educativo – sistematizar el conocimiento de los estudiantes sobre los conceptos de cantidad de una sustancia, número de Avogadro, masa molar, para formarse una idea del volumen molar de sustancias gaseosas; revelar la esencia de la ley de Avogadro y su aplicación práctica;


de desarrollo – para formar la capacidad de un autocontrol y una autoestima adecuados; Desarrollar la capacidad de pensar lógicamente, plantear hipótesis y sacar conclusiones razonadas.

Durante las clases:
1. Momento organizativo.
 2. Anuncio del tema y objetivos de la lección.

3.Actualización de conocimientos básicos
4.Resolución de problemas

ley de avogadro Es una de las leyes más importantes de la química (formulada por Amadeo Avogadro en 1811), que establece que “volumenes iguales de diferentes gases, tomados a la misma presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”.

Volumen molar de gases– volumen de gas que contiene 1 mol de partículas de este gas.

Condiciones normales– temperatura 0 C (273 K) y presión 1 atm (760 mm Hg o 101.325 Pa).

Responde a las preguntas:

1. ¿Cómo se llama átomo? (Un átomo es la parte químicamente indivisible más pequeña de un elemento químico, que es portador de sus propiedades).

2. ¿Qué es un lunar? (Un mol es una cantidad de una sustancia que es igual a 6.02.10^23 unidades estructurales de esta sustancia: moléculas, átomos, iones. Esta es una cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad de partículas que átomos en 12 g. de carbono).

3. ¿Cómo se mide la cantidad de una sustancia? (En moles).

4. ¿Cómo se mide la masa de una sustancia? (La masa de una sustancia se mide en gramos).

5. ¿Qué es la masa molar y cómo se mide? (La masa molar es la masa de 1 mol de una sustancia. Se mide en g/mol).

Consecuencias de la ley de Avogadro.

De la ley de Avogadro se derivan dos consecuencias:

1. Un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones. En particular, en condiciones normales, es decir, a 0 °C (273 K) y 101,3 kPa, el volumen de 1 mol de gas es de 22,4 litros. Este volumen se llama volumen molar del gas Vm. Este valor se puede recalcular para otras temperaturas y presiones utilizando la ecuación de Mendeleev-Clapeyron (Figura 3).

El volumen molar de un gas en condiciones normales es una constante física fundamental ampliamente utilizada en cálculos químicos. Le permite utilizar el volumen de un gas en lugar de su masa. El valor del volumen molar de gas en el no. es el coeficiente de proporcionalidad entre las constantes de Avogadro y Loschmidt

2. La masa molar del primer gas es igual al producto de la masa molar del segundo gas por la densidad relativa del segundo gas. Esta posición fue de gran importancia para el desarrollo de la química, porque Permitió determinar el peso parcial de los cuerpos que son capaces de pasar al estado de vapor o gaseoso. En consecuencia, la relación entre la masa de un cierto volumen de un gas y la masa del mismo volumen de otro gas, tomada en las mismas condiciones, se denomina densidad del primer gas según el segundo.

1. Complete los espacios en blanco:

El volumen molar es una cantidad física que muestra.................., denotado................. .. , medido en...................... .

2. Escribe la fórmula. en concordancia con reglas.

El volumen de una sustancia gaseosa (V) es igual al producto del volumen molar.

(Vm) por cantidad de sustancia (n) .................................

3. Usando el material de la tarea 3, derivar fórmulas para el cálculo:

a) volumen de una sustancia gaseosa.

b) volumen molar.

Tarea: párrafo 16, ej. 1-5

Resolución de problemas de cálculo de cantidad de materia, masa y volumen.

Generalización y sistematización de conocimientos sobre el tema “Sustancias simples”.
Objetivo: Generalizar y sistematizar el conocimiento de los estudiantes sobre las principales clases de compuestos.
Progreso:

1) Momento organizacional

2) Generalización del material estudiado:

a) Encuesta oral sobre el tema de la lección.

b) Completar la tarea 1 (encontrar óxidos, bases, ácidos, sales entre sustancias determinadas)

c) Realización de la tarea 2 (elaboración de fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sales)

3. Consolidación (trabajo independiente)

5. Tarea

2)
A)
- ¿En qué dos grupos se pueden dividir las sustancias?

¿Qué sustancias se llaman simples?

¿En qué dos grupos se dividen las sustancias simples?

¿Qué sustancias se llaman complejas?

¿Qué sustancias complejas se conocen?

¿Qué sustancias se llaman óxidos?

¿Qué sustancias se llaman bases?

¿Qué sustancias se llaman ácidos?

¿Qué sustancias se llaman sales?

b)
Anote por separado los óxidos, bases, ácidos y sales:

KOH, SO 2, HCl, BaCI 2, P 2 O 5,

NaOH, CaCO 3, H 2 SO 4, HNO 3,

MgO, Ca(OH)2, Li3PO4

Nómbralos.

V)
Elaborar fórmulas de óxidos correspondientes a bases y ácidos:

Hidróxido de potasio-óxido de potasio

Hidróxido de hierro (III)-óxido de hierro (III)

Ácido fosfórico - óxido de fósforo (V)

Ácido sulfúrico-óxido de azufre (VI)

Crear una fórmula para la sal de nitrato de bario; Anota las cargas iónicas y los estados de oxidación de los elementos.

Fórmulas de los hidróxidos, óxidos y sustancias simples correspondientes.

1. El estado de oxidación del azufre es +4 en el compuesto:

2. Las siguientes sustancias pertenecen a los óxidos:

3. Fórmula del ácido sulfuroso:

4. La base es la sustancia:

5. La sal K 2 CO 3 se llama:

1-silicato de potasio

2- carbonato de potasio

carburo de 3 potasio

4-carbonato de calcio

6. En una solución de qué sustancia el tornasol cambiará de color a rojo:

2- en álcali

3- en ácido

Tarea: repetir los párrafos 13-16

Prueba número 2
"Sustancias simples"

Estado de oxidación: compuestos binarios.

Objetivo: enseñar a componer fórmulas moleculares de sustancias formadas por dos elementos según su estado de oxidación. Continuar consolidando la habilidad de determinar el estado de oxidación de un elemento mediante la fórmula.
1. El estado de oxidación (s.o.) es la carga convencional de los átomos de un elemento químico en una sustancia compleja, calculada sobre la base del supuesto de que está formada por iones simples.

¡Usted debe saber!

1) En conexiones con. o. hidrógeno = +1, excepto hidruros.
2) En conexiones con. o. oxígeno = -2, excepto peróxidos y fluoruros
3) El estado de oxidación de los metales es siempre positivo.

Para metales de los principales subgrupos de los tres primeros grupos. Con. o. constante:
Metales del grupo IA - p. o. = +1,
Metales del grupo IIA - p. o. = +2,
Metales del grupo IIIA - p. o. = +3.
4) En átomos libres y sustancias simples p. o. = 0.
5) Total s. o. todos los elementos en la conexión = 0.

2. Método de formación de nombres. compuestos de dos elementos (binarios).

3.

Tareas:
Inventa fórmulas para sustancias por su nombre.

¿Cuántas moléculas hay en 48 g de óxido de azufre (IV)?

El estado de oxidación del manganeso en el compuesto K2MnO4 es igual a:

El cloro exhibe su máximo estado de oxidación en un compuesto cuya fórmula es:

Tarea: párrafo 17, ej. 2,5,6

Óxidos. Compuestos volátiles de hidrógeno.
Objetivo: desarrollar el conocimiento de los estudiantes sobre las clases más importantes de compuestos binarios: óxidos y compuestos volátiles de hidrógeno.

Preguntas:
– ¿Qué sustancias se llaman binarias?
– ¿Cómo se llama el estado de oxidación?
– ¿Qué estado de oxidación tendrán los elementos si donan electrones?
– ¿Qué estado de oxidación tendrán los elementos si aceptan electrones?
– ¿Cómo determinar cuántos electrones darán o aceptarán los elementos?
– ¿Qué estado de oxidación tendrán los átomos o moléculas individuales?
– ¿Cómo se llamarán los compuestos si el azufre ocupa el segundo lugar en la fórmula?
– ¿Cómo se llamarán los compuestos si el cloro ocupa el segundo lugar en la fórmula?
– ¿Cómo se llamarán los compuestos si el hidrógeno ocupa el segundo lugar en la fórmula?
– ¿Cómo se llamarán los compuestos si el nitrógeno ocupa el segundo lugar en la fórmula?
– ¿Cómo se llamarán los compuestos si el oxígeno ocupa el segundo lugar en la fórmula?
Aprendiendo un nuevo tema:
– ¿Qué tienen en común estas fórmulas?
– ¿Cómo se llamarán esas sustancias?

SiO 2, H 2 O, CO 2, AI 2 O 3, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4, CO.
Óxidos– una clase de sustancias de compuestos inorgánicos muy extendidas en la naturaleza. Los óxidos incluyen compuestos tan conocidos como:

Arena (dióxido de silicio SiO2 con una pequeña cantidad de impurezas);

Agua (óxido de hidrógeno H2O);

Dióxido de carbono (dióxido de carbono CO2 IV);

Monóxido de carbono (monóxido de carbono CO II);

Arcilla (óxido de aluminio AI2O3 con una pequeña cantidad de otros compuestos);

La mayoría de los minerales de metales ferrosos contienen óxidos, como el mineral de hierro rojo (Fe2O3) y el mineral de hierro magnético (Fe3O4).

Compuestos volátiles de hidrógeno- el grupo de compuestos con hidrógeno más prácticamente importante. Estos incluyen sustancias comúnmente encontradas en la naturaleza o utilizadas en la industria, como agua, metano y otros hidrocarburos, amoníaco, sulfuro de hidrógeno y haluros de hidrógeno. Muchos de los compuestos volátiles de hidrógeno se encuentran en forma de soluciones en las aguas del suelo, en organismos vivos y en gases formados durante procesos bioquímicos y geoquímicos, por lo que su papel bioquímico y geoquímico es muy importante.
Según las propiedades químicas se distinguen:

Óxidos formadores de sales:

o óxidos básicos (por ejemplo, óxido de sodio Na2O, óxido de cobre(II) CuO): óxidos metálicos cuyo estado de oxidación es I-II;

o óxidos ácidos (por ejemplo, óxido de azufre (VI) SO3, óxido de nitrógeno (IV) NO2): óxidos metálicos con estado de oxidación V-VII y óxidos no metálicos;

o óxidos anfóteros (por ejemplo, óxido de zinc ZnO, óxido de aluminio Al2O3): óxidos metálicos con estado de oxidación III-IV y exclusión (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Óxidos no formadores de sales: óxido de carbono (II) CO, óxido de nitrógeno (I) N2O, óxido de nitrógeno (II) NO, óxido de silicio (II) SiO.

Tarea: párrafo 18, ejercicios 1,4,5

Jardines.
Objetivo:
presentar a los estudiantes la composición, clasificación y representantes de la clase de bases.

Continuar desarrollando conocimientos sobre iones utilizando el ejemplo de iones de hidróxido complejos.

continuar desarrollando conocimientos sobre el grado de oxidación de elementos, enlaces químicos en sustancias;

dar una idea de reacciones e indicadores cualitativos;

desarrollar habilidades en el manejo de utensilios y reactivos químicos;

Desarrollar una actitud cuidadosa hacia su salud.

Además de los compuestos binarios, existen sustancias complejas, por ejemplo las bases, que constan de tres elementos: metal, oxígeno e hidrógeno.
Contienen hidrógeno y oxígeno en forma del grupo hidroxo OH -. En consecuencia, el grupo hidroxo OH- es un ion, no uno simple como Na+ o Cl-, sino uno complejo: OH- - ion hidróxido.

Jardines - Se trata de sustancias complejas que constan de iones metálicos y uno o más iones de hidróxido asociados a ellos.
Si la carga del ion metálico es 1+, entonces, por supuesto, un grupo hidroxo OH- está asociado con el ion metálico, si es 2+, entonces dos, etc. En consecuencia, la composición de la base se puede escribir de forma general fórmula: M(OH)n, donde M es metal, m es el número de grupos OH y al mismo tiempo la carga del ion metálico (estado de oxidación).

Los nombres de las bases constan de la palabra hidróxido y el nombre del metal. Por ejemplo, Na0H es hidróxido de sodio. Ca(0H)2 - hidróxido de calcio.
Si el metal presenta un estado de oxidación variable, entonces su valor, como en los compuestos binarios, se indica con un número romano entre paréntesis y se pronuncia al final del nombre de la base, por ejemplo: CuOH - hidróxido de cobre (I), lea “uno de hidróxido de cobre”; Cr(OH), - hidróxido de cobre (II), léase “hidróxido de cobre dos”.

En relación con el agua, las bases se dividen en dos grupos: NaOH soluble, Ca(OH)2, K0H, Ba(OH). y Cr(OH)7, Ke(OH)2 insolubles. Las bases solubles también se llaman álcalis. Puedes saber si una base es soluble o insoluble en agua utilizando la tabla "Solubilidad de bases, ácidos y sales en agua".

Hidróxido de sodio NaOH- una sustancia sólida de color blanco, higroscópica y por tanto delicuescente en el aire; Se disuelve bien en agua y desprende calor. Una solución de hidróxido de sodio en agua es jabonosa al tacto y muy cáustica. Corroe el cuero, telas, papel y otros materiales. Por esta propiedad, el hidróxido de sodio se llama soda cáustica. El hidróxido de sodio y sus soluciones deben manipularse con cuidado, teniendo cuidado de que no entren en contacto con la ropa, los zapatos y más aún con las manos y la cara. Esta sustancia provoca heridas en la piel que tardan mucho en sanar. El NaOH se utiliza en la industria farmacéutica, la fabricación de jabón y el cuero.

Hidróxido de potasio KOH- también una sustancia sólida de color blanco, muy soluble en agua, que desprende una gran cantidad de calor. Una solución de hidróxido de potasio, como una solución de hidróxido de sodio, es jabonosa al tacto y muy cáustica. Por lo tanto, el hidróxido de potasio también se llama hidróxido de potasio. Se utiliza como aditivo en la producción de jabón y vidrio refractario.

El hidróxido de calcio Ca(OH)2 o cal apagada es un polvo blanco suelto, ligeramente soluble en agua (en la tabla de solubilidad, la fórmula Ca(OH)a tiene la letra M, que significa sustancia ligeramente soluble). Se obtiene haciendo reaccionar cal viva CaO con agua. Este proceso se llama enfriamiento. El hidróxido de calcio se utiliza en la construcción para albañilería y enlucido de paredes, para blanquear árboles y para producir lejía, que es un desinfectante.

Una solución transparente de hidróxido de calcio se llama agua de cal. Cuando el CO2 pasa a través del agua de cal, se vuelve turbio. Esta experiencia sirve para reconocer el dióxido de carbono.

Las reacciones mediante las cuales se reconocen determinadas sustancias químicas se denominan reacciones cualitativas.

Para los álcalis también existen reacciones cualitativas, con ayuda de las cuales se pueden reconocer soluciones de álcalis entre soluciones de otras sustancias. Estas son reacciones de álcalis con sustancias especiales: indicadores (en latín, "punteros"). Si agrega unas gotas de una solución indicadora a una solución alcalina, cambiará su color.


Tarea: párrafo 19, ejercicios 2-6, tabla 4

Antes de resolver problemas, debes conocer las fórmulas y reglas para encontrar el volumen de un gas. Recordemos la ley de Avogadro. Y el volumen de gas en sí se puede calcular utilizando varias fórmulas, eligiendo la adecuada entre ellas. A la hora de seleccionar la fórmula requerida, las condiciones ambientales, en particular la temperatura y la presión, son de gran importancia.

ley de avogadro

Dice que a la misma presión y a la misma temperatura, los mismos volúmenes de diferentes gases contendrán el mismo número de moléculas. El número de moléculas de gas contenidas en un mol es el número de Avogadro. De esta ley se deduce que: 1 Kmol (kilomol) de un gas ideal, cualquier gas, a la misma presión y temperatura (760 mm Hg y t = 0*C) siempre ocupa un volumen = 22,4136 m3.

Cómo determinar el volumen de gas

  • La fórmula V=n*Vm se puede encontrar con mayor frecuencia en los problemas. Aquí el volumen de gas en litros es V, Vm es el volumen molar de gas (l/mol), que en condiciones normales = 22,4 l/mol, y n es la cantidad de sustancia en moles. Cuando las condiciones no tienen la cantidad de una sustancia, pero sí la masa de la sustancia, entonces se procede de esta manera: n=m/M. Aquí M es g/mol (masa molar de la sustancia) y la masa de la sustancia en gramos es m. En la tabla periódica está escrito debajo de cada elemento, como su masa atómica. Sumemos todas las masas y obtengamos la deseada.
  • Entonces, ¿cómo calcular el volumen de gas? Aquí está la tarea: disolver 10 g de aluminio en ácido clorhídrico. Pregunta: ¿cuánto hidrógeno se puede liberar en Ud.? La ecuación de reacción se ve así: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Al principio encontramos el aluminio (cantidad) que reaccionó según la fórmula: n(Al)=m(Al)/M(Al). Tomamos la masa del aluminio (molar) de la tabla periódica M(Al) = 27 g/mol. Sustituyamos: n(Al)=10/27=0,37 mol. De la ecuación química se puede ver que se forman 3 moles de hidrógeno cuando se disuelven 2 moles de aluminio. Es necesario calcular cuánto hidrógeno se liberará de 0,4 moles de aluminio: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Sustituyamos los datos en la fórmula y encontremos el volumen de este gas. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

En química no se utilizan las masas absolutas de las moléculas, sino 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. Esta cantidad está denotada por el Sr.

La masa molecular relativa es igual a la suma de las masas atómicas relativas de sus átomos constituyentes. Calculemos la masa molecular relativa 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 las masas moleculares relativas de sustancias gaseosas, se pueden comparar sus densidades, es decir, calcular la densidad relativa de un gas respecto de otro: D(A/B). La densidad relativa del gas A con respecto al gas B es igual a la relación de sus masas moleculares relativas:

Calculemos la densidad relativa del dióxido de carbono al hidrógeno:

Ahora calculamos la densidad relativa del dióxido de carbono al hidrógeno:

D(arco/hidr) = Mr(arco) : Mr(hidr) = 44:2 = 22.

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

Como sabes, la ley de Avogadro se aplica únicamente a sustancias gaseosas. Pero los químicos necesitan tener una idea del 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 .

Se indica la cantidad de sustancia. 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 sumamos una unidad de medida, 1/mol, entonces resultará una cantidad física, la constante de Avogadro, que se denota N A.

La masa molar se mide en g/mol. El significado físico de 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 Vn.

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

Entonces la cantidad de sustancia gaseosa al nivel del suelo es 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 a nivel cero que ocupará dióxido de carbono en una cantidad de 6 moles.

Bibliografía

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  2. Ushakova O.V. Libro de trabajo de química: octavo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros “Química. 8vo grado” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; bajo. ed. profe. PENSILVANIA. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 27-32)
  3. Química: 8º grado: libro de texto. para educación general instituciones / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
  4. Química: inorg. química: libro de texto. para 8vo grado. institución de educación general / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. (§§ 10, 17)
  5. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed.V.A. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.
  1. Colección unificada de recursos educativos digitales ().
  2. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().
  3. Pruebas de química (en línea) ().

Tarea

1.p.69 No. 3; p.73 N° 1, 2, 4 Del libro de texto "Química: octavo grado" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 de la Colección de problemas y ejercicios de química: 8º grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros “Química, octavo grado” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

Junto con la masa y el volumen, los cálculos químicos suelen utilizar la cantidad de una sustancia proporcional al número de unidades estructurales contenidas en la sustancia. 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.

Mol es la cantidad de 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 considera igual a 6,02 · 1024 mol -1.

No es difícil demostrar que la masa de 1 mol de una sustancia (masa molar), expresada en gramos, es numéricamente igual a la masa molecular relativa de esta sustancia.

Por tanto, el peso molecular relativo (o, para abreviar, el peso molecular) del cloro libre C1g 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.

Según la ley de Avogadro, volúmenes iguales de cualquier gas tomado a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Es decir, el mismo número de moléculas de cualquier gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones. Además, 1 mol de cualquier gas contiene la misma cantidad de moléculas. En consecuencia, en las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen. Este volumen se llama volumen molar del gas y en condiciones normales (0°C, presión 101, 425 kPa) es igual a 22,4 litros.

Por ejemplo, la afirmación “el contenido de dióxido de carbono del 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 tomará un 0,04% del volumen total ocupado por el aire.

Tarea de prueba

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

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



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

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

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

6. ¿Cuál es la relación entre los volúmenes ocupados por 1 mol de O2 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. A la pregunta de cuánto volumen ocupará 1 mol de agua en condiciones normales, la respuesta fue: 22,4 litros. ¿Es esta la respuesta correcta?

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

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

16. ¿Cuántas moléculas hay en 2,00 ml de hidrógeno en condiciones estándar?

17. Expresar 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 una reacción ocurre en un sistema homogéneo, por ejemplo, en una solución o en una mezcla de gases, entonces ocurre en todo el volumen del sistema. Velocidad de reacción homogénea. es la cantidad de una sustancia que reacciona o se forma como resultado de una reacción por unidad de tiempo por 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 el producto de reacción. Para garantizar que el resultado del cálculo sea siempre positivo, independientemente de si se basa en un reactivo o en un producto, se utiliza el signo “±” en la fórmula:



Dependiendo de la naturaleza de la reacción, el tiempo puede expresarse no sólo en segundos, como exige 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 a medida que disminuyen las concentraciones de las sustancias de partida. El cálculo anterior da el valor promedio de la velocidad de reacción durante un cierto intervalo de tiempo Δτ = τ 2 – τ 1. La velocidad verdadera (instantánea) se define como el límite al que tiende la relación Δ CON/ 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 = D + 2E, el consumo de sustancia A es de un mol, el de sustancia B es de tres moles y el suministro de sustancia E es de dos moles. Es por eso υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) o υ (E). = ⅔ υ (EN) .

Si se produce una reacción entre sustancias ubicadas en diferentes fases de un sistema heterogéneo, entonces solo puede ocurrir en la interfaz entre estas fases. Por ejemplo, la interacción entre una solución ácida y una pieza de metal ocurre sólo en la superficie del metal. Velocidad de reacción heterogénea. es la cantidad de una sustancia que reacciona o se forma como resultado de una reacción por unidad de tiempo por unidad de superficie de interfaz:

.

La dependencia de la velocidad de una reacción química de la concentración de 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 las sustancias que reaccionan elevadas a potencias iguales a los coeficientes en las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de reacción. Entonces para la reacción

2A + B → productos

la relación es válida υ ~ · CON Un 2 · CON B, y para la transición a la igualdad se introduce un coeficiente de proporcionalidad. k, llamado constante de velocidad de reacción:

υ = k· CON Un 2 · CON B = k·[A] 2 ·[B]

(las concentraciones molares en las fórmulas se pueden indicar con la letra CON 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 c –1; s –1·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2), etc., es decir, de modo 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 se incluye en la constante de velocidad, por ejemplo, para el proceso de combustión de carbón C + O 2 = CO 2, la ley de acción de masas se escribe:

υ = kI·constante··= k·,

Dónde k= kI 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 = 2HI, la velocidad de la reacción química estará determinada por la expresión:

υ = k··.

Si aumenta la presión, por ejemplo, 4 veces, entonces el volumen ocupado por el sistema disminuirá en la misma cantidad y, en consecuencia, las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes aumentarán en la misma cantidad. La velocidad de reacción en este caso aumentará 9 veces.

Dependencia de la velocidad de reacción de la temperatura. descrito por la regla de van't Hoff: Con cada aumento de 10 grados en la temperatura, la velocidad de reacción aumenta de 2 a 4 veces.. Esto significa que a medida que la temperatura aumenta en progresión aritmética, 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 muestra cuántas veces aumenta la velocidad de una reacción determinada (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 mediante las siguientes relaciones:

; ; ; ,

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

Tarea de prueba

1. Encuentre el valor de la constante de velocidad para la 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 -mín).

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

4. ¿Cuántas veces se debe aumentar la concentración de la sustancia B 2 en el sistema 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g) para que cuando la concentración de la sustancia A disminuya 4 veces? , ¿la velocidad de la reacción directa no cambia?

4. Algún tiempo después del inicio de la reacción 3A+B->2C+D, las concentraciones de sustancias fueron: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 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 aumentó de 0,04 a 0,12 mol/l y la concentración de cloro aumentó de 0,02 a 0,06 mol/l. ¿Cuántas veces 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 = 0,04 mol/l, [B] o = 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 un tiempo, cuando la concentración de la sustancia A disminuye en 0,01 mol/l.

7. ¿Cómo cambiará la velocidad de la reacción 2CO + O2 = 2CO2, que ocurre 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, tomando el valor del coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción igual a 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 la 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 15,6 veces?

14. . Encuentre el valor de la constante de velocidad para la 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 = 0,01 mol/l, [B] o = 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 un 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 aumentó de 0,04 a 0,06 mol/l. ¿Cuántas veces aumentó la velocidad de la reacción directa?

17. Calcule cuántas veces aumentará la velocidad de reacción si la temperatura del sistema aumenta de 20 °C a 80 °C, tomando el valor del coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción igual a 2.

18. Calcule cuántas veces aumentará la velocidad de reacción si la temperatura del sistema aumenta de 40 °C a 90 °C, tomando el valor del coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción igual a 4.

ENLACE QUÍMICO. FORMACIÓN Y ESTRUCTURA DE MOLÉCULAS

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

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

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

4. ¿Qué tipo de enlace químico hay en las moléculas de H2? ¿Cl2HC1?

5. ¿Cuál es la naturaleza de los enlaces en las moléculas? NCI 4¿CS2, CO2? 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 del tipo de enlace iónico?

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

8. Dibuje todas las formas posibles de superponer el orbital s con el orbital p. Indique la dirección de la comunicación en este caso.

9. Explique el mecanismo donante-aceptor de los enlaces covalentes usando el ejemplo de la formación del ion fosfonio [PH 4 ]+.

10. En las moléculas de CO, C0 2, ¿el enlace es polar o no polar? Explicar. Describir los enlaces de hidrógeno.

11. ¿Por qué algunas moléculas que tienen enlaces polares generalmente son no 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 un caso extremo de enlace covalente?

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

14. ¿Cuál es la naturaleza de los enlaces entre átomos en las moléculas? KHF 2, H 2 0, HNO ?

15. ¿Cómo podemos explicar la alta fuerza de enlace entre los átomos de la molécula de nitrógeno N2 y la fuerza significativamente menor en la molécula de fósforo P4?

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

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

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

Al estudiar sustancias químicas, conceptos importantes son cantidades como la masa molar, la densidad de una sustancia y el volumen molar. Entonces, ¿qué es el volumen molar y en qué se diferencia para sustancias en diferentes estados de agregación?

Volumen molar: información general

Para calcular el volumen molar de una sustancia química, es necesario dividir la masa molar de esta sustancia por su densidad. Así, el volumen molar se calcula mediante la fórmula:

donde Vm es el volumen molar de la sustancia, M es la masa molar, p es la densidad. En el Sistema Internacional SI, este valor se mide en metros cúbicos por mol (m 3 /mol).

Arroz. 1. Fórmula del volumen molar.

El volumen molar de sustancias gaseosas se diferencia del de las sustancias en estado líquido y sólido en que un elemento gaseoso con una cantidad de 1 mol siempre ocupa el mismo volumen (si se cumplen los mismos parámetros).

El volumen de gas depende de la temperatura y la presión, por lo que al calcular se debe tomar el volumen de gas en condiciones normales. Se considera que las condiciones normales son una temperatura de 0 grados y una presión de 101,325 kPa.

El volumen molar de 1 mol de gas en condiciones normales es siempre el mismo e igual a 22,41 dm 3 /mol. Este volumen se llama volumen molar de un gas ideal. Es decir, en 1 mol de cualquier gas (oxígeno, hidrógeno, aire) el volumen es 22,41 dm 3 /m.

El volumen molar en condiciones normales se puede derivar utilizando la ecuación de estado de un gas ideal, llamada ecuación de Clayperon-Mendeleev:

donde R es la constante universal de los gases, R=8,314 J/mol*K=0,0821 l*atm/mol K

Volumen de un mol de gas V=RT/P=8,314*273,15/101,325=22,413 l/mol, donde T y P son el valor de la temperatura (K) y la presión en condiciones normales.

Arroz. 2. Tabla de volúmenes molares.

ley de avogadro

En 1811, A. Avogadro planteó la hipótesis de que volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen el mismo número de moléculas. Posteriormente la hipótesis fue confirmada y se convirtió en ley que lleva el nombre del gran científico italiano.

Arroz. 3. Amadeo Avogadro.

La ley queda clara si recordamos que en forma gaseosa la distancia entre las partículas es incomparablemente mayor que el tamaño de las propias partículas.

Así, de la ley de Avogadro se pueden extraer las siguientes conclusiones:

  • Volúmenes iguales de cualquier gas tomado a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas.
  • 1 mol de gases completamente diferentes en las mismas condiciones ocupa el mismo volumen.
  • Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen de 22,41 litros.

El corolario de la ley de Avogadro y el concepto de volumen molar se basan en el hecho de que un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas (para gases, moléculas), igual a la constante de Avogadro.

Para saber el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución, es necesario determinar la concentración molar de la sustancia mediante la fórmula c = n/V, donde n es la cantidad de soluto, expresada en moles, V es el volumen de la solución, expresado en litros C es la molaridad.

¿Qué hemos aprendido?

En el plan de estudios de la escuela de química de octavo grado, se estudia el tema "Volumen molar". Un mol de gas contiene siempre el mismo volumen, igual a 22,41 metros cúbicos/mol. Este volumen se llama volumen molar del gas.

Prueba sobre el tema.

Evaluación del informe

Puntuación media: 4.2. Calificaciones totales recibidas: 64.