Cieľ:
Oboznámte študentov s pojmami „množstvo látky“, „molárna hmotnosť“ a získajte predstavu o Avogadrovej konštante. Ukážte vzťah medzi látkovým množstvom, počtom častíc a Avogadrovou konštantou, ako aj vzťah medzi molárnou hmotnosťou, hmotnosťou a látkovým množstvom. Naučte sa robiť výpočty.

1) Aké je množstvo látky?
2) Čo je to krtek?
3) Koľko štruktúrnych jednotiek obsahuje 1 mol?
4) Prostredníctvom akých množstiev možno určiť množstvo látky?
5) Čo je to molárna hmotnosť a s čím sa číselne zhoduje?
6) Čo je molárny objem?

Množstvo látky je fyzikálna veličina, ktorá znamená určitý počet štruktúrnych prvkov (molekúl, atómov, iónov) Označuje sa n (en) merané v medzinárodnom systéme jednotiek (Si) mol
Avogadrove číslo - udáva počet častíc v 1 mole látky. Označuje sa NA, merané v mol-1, má číselnú hodnotu 6,02 * 10^23
Molárna hmotnosť látky sa číselne rovná jej relatívnej molekulovej hmotnosti. Molová hmotnosť je fyzikálna veličina, ktorá vyjadruje hmotnosť 1 mólu látky. Označuje sa ako M, merané v g/mol M = m/n
Molárny objem je fyzikálna veličina, ktorá vyjadruje objem, ktorý zaberá akýkoľvek plyn s látkovým množstvom 1 mol. Označuje sa Vm, merané v l/mol Vm = V/n Pri nule. Vm = 22,4 l/mol
MOL je MNOŽSTVO LÁTKY rovnajúce sa 6,02. 10 23 štruktúrnych jednotiek danej látky - molekuly (ak sa látka skladá z molekúl), atómy (ak ide o atómovú látku), ióny (ak ide o iónovú zlúčeninu).
1 mol (1 M) vody = 6 . 10 23 molekúl H 2 O,

1 mol (1 M) železa = 6 . 10 23 atómov Fe,

1 mol (1 M) chlóru = 6 . 1023 molekúl Cl2,

1 mol (1 M) iónov chlóru Cl - = 6 . 10 23 Cl - ióny.

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

Úlohy:
1) Koľko mólov kyslíka obsahuje 128 g kyslíka?

2) Pri výbojoch blesku v atmosfére dochádza k reakcii: N 2 + O 2 ® NO 2. Vyrovnajte reakciu. Koľko mólov kyslíka je potrebných na úplnú premenu 1 mólu dusíka na NO 2? Koľko gramov kyslíka to bude? Koľko gramov NO 2 sa vyrobí?

3) 180 g vody sa naleje do pohára. Koľko molekúl vody je v pohári? Koľko mólov H2O je toto?

4) Zmiešané 4 g vodíka a 64 g kyslíka. Zmes sa nafúkla. Koľko gramov vody ste dostali? Koľko gramov kyslíka zostáva nevyužitých?

Domáca úloha: odsek 15, napr. 1-3,5

Molárny objem plynných látok.
Cieľ: vzdelávacie - systematizovať vedomosti študentov o pojmoch množstvo látky, Avogadroovo číslo, molárna hmotnosť, na ich základe vytvoriť predstavu o molárnom objeme plynných látok; odhaliť podstatu Avogadrovho zákona a jeho praktické uplatnenie;


vývinové – formovať schopnosť primeranej sebakontroly a sebaúcty; rozvíjať schopnosť logicky myslieť, predkladať hypotézy a vyvodzovať odôvodnené závery.

Počas tried:
1. Organizačný moment.
 2. Oznámenie témy a cieľov vyučovacej hodiny.

3. Aktualizácia základných vedomostí
4. Riešenie problémov

Avogadrov zákon je jeden z najdôležitejších zákonov chémie (formulovaný Amadeom Avogadrom v roku 1811), ktorý uvádza, že „rovnaké objemy rôznych plynov, ktoré sa odoberajú pri rovnakom tlaku a teplote, obsahujú rovnaký počet molekúl“.

Molárny objem plynov– objem plynu obsahujúci 1 mól častíc tohto plynu.

Normálne podmienky– teplota 0 C (273 K) a tlak 1 atm (760 mm Hg alebo 101 325 Pa).

Odpovedz na otázku:

1. Čo sa nazýva atóm? (Atóm je najmenšia chemicky nedeliteľná časť chemického prvku, ktorá je nositeľom jeho vlastností).

2. Čo je to krtko? (Mól je množstvo látky, ktoré sa rovná 6.02.10^23 štruktúrnym jednotkám tejto látky - molekulám, atómom, iónom. Ide o množstvo látky obsahujúce rovnaký počet častíc, koľko je atómov v 12 g uhlíka).

3. Ako sa meria množstvo látky? (V krtkoch).

4. Ako sa meria hmotnosť látky? (Hmotnosť látky sa meria v gramoch).

5. Čo je to molárna hmotnosť a ako sa meria? (Molárová hmotnosť je hmotnosť 1 mólu látky. Meria sa v g/mol).

Dôsledky Avogadrovho zákona.

Z Avogadrovho zákona vyplývajú dva dôsledky:

1. Jeden mól akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem za rovnakých podmienok. Najmä za normálnych podmienok, t.j. pri 0 °C (273 K) a 101,3 kPa, je objem 1 mólu plynu 22,4 litra. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu Vm. Túto hodnotu je možné prepočítať na iné teploty a tlaky pomocou Mendelejevovej-Clapeyronovej rovnice (obrázok 3).

Molárny objem plynu za normálnych podmienok je základná fyzikálna konštanta široko používaná v chemických výpočtoch. Umožňuje vám použiť objem plynu namiesto jeho hmotnosti. Hodnota molárneho objemu plynu pri č. je koeficient úmernosti medzi Avogadrovou a Loschmidtovou konštantou

2. Molárna hmotnosť prvého plynu sa rovná súčinu molárnej hmotnosti druhého plynu a relatívnej hustoty druhého plynu. Toto postavenie malo veľký význam pre rozvoj chémie, pretože umožnila určiť čiastkovú hmotnosť telies, ktoré sú schopné prejsť do parného alebo plynného skupenstva. V dôsledku toho sa pomer hmotnosti určitého objemu jedného plynu k hmotnosti rovnakého objemu iného plynu, meraný za rovnakých podmienok, nazýva hustota prvého plynu podľa druhého

1. Vyplňte prázdne miesta:

Molárny objem je fyzikálna veličina, ktorá ukazuje......................., označuje sa .................. .. , merané v ...................... .

2. Napíšte vzorec podľa pravidla.

Objem plynnej látky (V) sa rovná súčinu molárneho objemu

(Vm) na množstvo látky (n) ..................................

3. Pomocou materiálu z úlohy 3, odvodiť vzorce pre výpočet:

a) objem plynnej látky.

b) molárny objem.

Domáca úloha: odsek 16, napr. 1-5

Riešenie problémov s výpočtom množstva hmoty, hmotnosti a objemu.

Zovšeobecnenie a systematizácia vedomostí na tému „Jednoduché látky“
Cieľ: zovšeobecňovať a systematizovať vedomosti študentov o hlavných triedach zlúčenín
Pokrok:

1) Organizačný moment

2) Zovšeobecnenie študovaného materiálu:

a) Ústna anketa na tému vyučovacej hodiny

b) Dokončenie úlohy 1 (nájsť medzi danými látkami oxidy, zásady, kyseliny, soli)

c) Dokončenie úlohy 2 (zostavenie vzorcov oxidov, zásad, kyselín, solí)

3. Konsolidácia (samostatná práca)

5. Domáce úlohy

2)
A)
- Na aké dve skupiny možno látky rozdeliť?

Aké látky sa nazývajú jednoduché?

Na aké dve skupiny sa delia jednoduché látky?

Aké látky sa nazývajú komplexné?

Aké komplexné látky sú známe?

Aké látky sa nazývajú oxidy?

Aké látky sa nazývajú zásady?

Aké látky sa nazývajú kyseliny?

Aké látky sa nazývajú soli?

b)
Samostatne zapíšte oxidy, zásady, kyseliny, soli:

KOH, SO2, HCI, BaCI2, P205,

NaOH, CaC03, H2S04, HNO3,

MgO, Ca(OH)2, Li3P04

Pomenujte ich.

V)
Zostavte vzorce oxidov zodpovedajúcich zásadám a kyselinám:

Hydroxid draselný-oxid draselný

Hydroxid železitý - oxid železitý

Kyselina fosforečná - oxid fosforečný

Kyselina sírová-oxid sírový

Vytvorte vzorec pre soľ dusičnanu bárnatého; zapíšte náboje iónov a oxidačné stavy prvkov

vzorce zodpovedajúcich hydroxidov, oxidov, jednoduchých látok.

1. Oxidačný stav síry je +4 v zlúčenine:

2. Medzi oxidy patria tieto látky:

3. Vzorec kyseliny sírovej:

4. Základom je látka:

5. Soľ K 2 CO 3 sa nazýva:

1-kremičitan draselný

2-uhličitan draselný

3-karbid draselný

4- uhličitan vápenatý

6. V roztoku ktorej látky lakmus zmení farbu na červenú:

2- v alkáliách

3- v kys

Domáca úloha: zopakujte odseky 13-16

Test č.2
"Jednoduché látky"

Oxidačný stav: binárne zlúčeniny

Cieľ: naučiť skladať molekulárne vzorce látok pozostávajúcich z dvoch prvkov podľa ich oxidačného stavu. pokračovať v upevňovaní zručnosti určovania oxidačného stavu prvku pomocou vzorca.
1. Oxidačný stav (s.o.) je konvenčný náboj atómov chemického prvku v komplexnej látke vypočítaný na základe predpokladu, že pozostáva z jednoduchých iónov.

Mali by ste vedieť!

1) V súvislosti s. O. vodík = +1, okrem hydridov.
2) V súvislosti s. O. kyslík = -2, okrem peroxidov a fluoridy
3) Oxidačný stav kovov je vždy kladný.

Pre kovy hlavných podskupín prvých troch skupín s. O. konštanta:
Kovy skupiny IA - str. O. = +1,
Kovy skupiny IIA - str. O. = +2,
Kovy skupiny IIIA - str. O. = +3.
4) Vo voľných atómoch a jednoduchých látkach s. O. = 0.
5) Celkom s. O. všetky prvky v spojení = 0.

2. Spôsob tvorenia mien dvojprvkové (binárne) zlúčeniny.

3.

Úlohy:
Vytvorte vzorce pre látky podľa názvu.

Koľko molekúl je v 48 g oxidu sírového?

Oxidačný stav mangánu v zlúčenine K2MnO4 sa rovná:

Chlór vykazuje svoj maximálny oxidačný stav v zlúčenine, ktorej vzorec je:

Domáca úloha: odsek 17, napr. 2,5,6

Oxidy. Prchavé zlúčeniny vodíka.
Cieľ: rozvíjanie vedomostí žiakov o najdôležitejších triedach binárnych zlúčenín - oxidoch a prchavých zlúčeninách vodíka.

otázky:
– Aké látky sa nazývajú binárne?
– Ako sa nazýva oxidačný stav?
– Aký oxidačný stav budú mať prvky, ak darujú elektróny?
– Aký oxidačný stav budú mať prvky, ak prijmú elektróny?
– Ako určiť, koľko elektrónov prvky dajú alebo prijmú?
– Aký oxidačný stav budú mať jednotlivé atómy alebo molekuly?
– Ako sa budú volať zlúčeniny, ak je síra na druhom mieste vo vzorci?
– Ako sa budú zlúčeniny nazývať, ak je chlór vo vzorci na druhom mieste?
– Ako sa budú volať zlúčeniny, ak je vodík na druhom mieste vo vzorci?
– Ako sa budú volať zlúčeniny, ak je dusík vo vzorci na druhom mieste?
– Ako sa budú volať zlúčeniny, ak je kyslík vo vzorci na druhom mieste?
Naučte sa novú tému:
– Čo majú tieto vzorce spoločné?
– Ako sa budú takéto látky nazývať?

Si02, H20, CO2, AI203, Fe203, Fe304, CO.
Oxidy– trieda látok anorganických zlúčenín rozšírená v prírode. Oxidy zahŕňajú také dobre známe zlúčeniny ako:

Piesok (oxid kremičitý SiO2 s malým množstvom nečistôt);

Voda (oxid vodíka H2O);

Oxid uhličitý (oxid uhličitý CO2 IV);

oxid uhoľnatý (CO II oxid uhoľnatý);

Hlina (oxid hlinitý AI2O3 s malým množstvom iných zlúčenín);

Väčšina rúd železných kovov obsahuje oxidy, ako je červená železná ruda - Fe2O3 a magnetická železná ruda - Fe3O4.

Prchavé zlúčeniny vodíka- prakticky najdôležitejšia skupina zlúčenín s vodíkom. Patria sem látky bežne sa vyskytujúce v prírode alebo používané v priemysle, ako je voda, metán a iné uhľovodíky, amoniak, sírovodík a halogenovodík. Mnohé z prchavých zlúčenín vodíka sa nachádzajú vo forme roztokov v pôdnych vodách, v živých organizmoch, ako aj v plynoch vznikajúcich pri biochemických a geochemických procesoch, takže ich biochemická a geochemická úloha je veľmi veľká.
V závislosti od chemických vlastností sa rozlišujú:

Oxidy tvoriace soli:

o zásadité oxidy (napríklad oxid sodný Na2O, oxid meďnatý CuO): oxidy kovov, ktorých oxidačný stupeň je I-II;

o kyslé oxidy (napríklad oxid síry (VI) SO3, oxid dusíka (IV) NO2): oxidy kovov s oxidačným stavom V-VII a oxidy nekovov;

o amfotérne oxidy (napríklad oxid zinočnatý ZnO, oxid hlinitý Al2O3): oxidy kovov s oxidačným stavom III-IV a vylúčením (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Nesolitvorné oxidy: oxid uhoľnatý (II) CO, oxid dusíka (I) N2O, oxid dusíka (II) NO, oxid kremičitý (II) SiO.

Domáca úloha: odsek 18, cvičenia 1,4,5

Dôvody.
Cieľ:
oboznámi žiakov so zložením, klasifikáciou a zástupcami triedy základov

pokračovať v rozvíjaní poznatkov o iónoch na príklade komplexných hydroxidových iónov

naďalej rozvíjať poznatky o stupni oxidácie prvkov, chemických väzbách v látkach;

poskytnúť predstavu o kvalitatívnych reakciách a ukazovateľoch;

rozvíjať zručnosti pri manipulácii s chemickými pomôckami a činidlami;

rozvíjať starostlivý postoj k svojmu zdraviu.

Okrem binárnych zlúčenín existujú zložité látky, napríklad zásady, ktoré pozostávajú z troch prvkov: kovu, kyslíka a vodíka.
Vodík a kyslík sú v nich obsiahnuté vo forme hydroxoskupiny OH -. V dôsledku toho je hydroxoskupina OH- ión, nie jednoduchý, ako je Na+ alebo Cl-, ale komplexný - OH- - hydroxidový ión.

Dôvody - sú to zložité látky pozostávajúce z kovových iónov a jedného alebo viacerých hydroxidových iónov s nimi spojených.
Ak je náboj kovového iónu 1+, potom je samozrejme s kovovým iónom spojená jedna hydroxoskupina OH-, ak 2+, potom dve atď. Zloženie bázy teda možno zapísať všeobecným vzorec: M(OH)n, kde M je kov , m je počet OH skupín a zároveň náboj kovového iónu (oxidačný stav).

Názvy zásad pozostávajú zo slova hydroxid a názvu kovu. Napríklad NaOH je hydroxid sodný. Ca(OH)2 - hydroxid vápenatý.
Ak kov vykazuje premenlivý oxidačný stav, potom sa jeho hodnota, ako pri binárnych zlúčeninách, uvádza rímskou číslicou v zátvorkách a vyslovuje sa na konci názvu zásady, napríklad: CuOH - hydroxid meďnatý, čítajte „hydroxid meďnatý jeden“; Cr(OH), - hydroxid meďnatý (II), čítajte „hydroxid meďnatý dva“.

Vo vzťahu k vode sa zásady delia na dve skupiny: rozpustný NaOH, Ca(OH)2, K0H, Ba(OH)? a nerozpustný Cr(OH)7, Ke(OH)2. Rozpustné zásady sa tiež nazývajú alkálie. Či je zásada rozpustná alebo nerozpustná vo vode, zistíte pomocou tabuľky „Rozpustnosť zásad, kyselín a solí vo vode“.

Hydroxid sodný NaOH- pevná biela látka, hygroskopická, a preto sa rozplýva na vzduchu; Dobre sa rozpúšťa vo vode a uvoľňuje teplo. Roztok hydroxidu sodného vo vode je na dotyk mydlový a veľmi žieravý. Koroduje kožu, látky, papier a iné materiály. Pre túto vlastnosť sa hydroxid sodný nazýva lúh sodný. S hydroxidom sodným a jeho roztokmi treba zaobchádzať opatrne, dávajte pozor, aby sa nedostali na oblečenie, topánky a ešte viac na ruky a tvár. Táto látka spôsobuje na koži rany, ktoré sa dlho hoja. NaOH sa používa pri výrobe mydla, kožiarskom a farmaceutickom priemysle.

Hydroxid draselný KOH- tiež pevná biela látka, vysoko rozpustná vo vode, uvoľňujúca veľké množstvo tepla. Roztok hydroxidu draselného, ​​podobne ako roztok hydroxidu sodného, ​​je na dotyk mydlový a veľmi žieravý. Preto sa hydroxid draselný nazýva aj hydroxid draselný. Používa sa ako prísada pri výrobe mydla a žiaruvzdorného skla.

Hydroxid vápenatý Ca(OH)2 alebo hasené vápno je sypký biely prášok, málo rozpustný vo vode (v tabuľke rozpustnosti má vzorec Ca(OH)a písmeno M, čo znamená slabo rozpustnú látku). Získava sa reakciou nehaseného vápna CaO s vodou. Tento proces sa nazýva kalenie. Hydroxid vápenatý sa používa v stavebníctve na murovanie a omietanie stien, na bielenie stromov a na výrobu bielidla, čo je dezinfekčný prostriedok.

Číry roztok hydroxidu vápenatého sa nazýva vápenná voda. Keď CO2 prechádza vápennou vodou, zakalí sa. Táto skúsenosť slúži na rozpoznanie oxidu uhličitého.

Reakcie, pri ktorých sa rozpoznávajú určité chemické látky, sa nazývajú kvalitatívne reakcie.

Pre alkálie existujú aj kvalitatívne reakcie, pomocou ktorých možno roztoky alkálií rozpoznať medzi roztokmi iných látok. Ide o reakcie alkálií so špeciálnymi látkami - indikátormi (lat. „ukazovatele“). Ak pridáte niekoľko kvapiek roztoku indikátora do alkalického roztoku, zmení svoju farbu


Domáca úloha: odsek 19, cvičenia 2-6, tabuľka 4

Pred riešením problémov by ste mali poznať vzorce a pravidlá, ako zistiť objem plynu. Mali by sme pamätať na Avogadrov zákon. A samotný objem plynu sa dá vypočítať pomocou niekoľkých vzorcov, pričom sa z nich vyberie ten správny. Pri výbere požadovaného receptúry sú veľmi dôležité podmienky prostredia, najmä teplota a tlak.

Avogadrov zákon

Hovorí, že pri rovnakom tlaku a rovnakej teplote budú rovnaké objemy rôznych plynov obsahovať rovnaký počet molekúl. Počet molekúl plynu obsiahnutých v jednom mole je Avogadrovo číslo. Z tohto zákona vyplýva, že: 1 kmol (kilomol) ideálneho plynu, akéhokoľvek plynu, pri rovnakom tlaku a teplote (760 mm Hg a t = 0*C) zaberá vždy jeden objem = 22,4136 m3.

Ako určiť objem plynu

  • Vzorec V=n*Vm možno najčastejšie nájsť v úlohách. Tu je objem plynu v litroch V, Vm je molárny objem plynu (l/mol), ktorý za normálnych podmienok = 22,4 l/mol a n je látkové množstvo v móloch. Keď podmienky nemajú látkové množstvo, ale existuje hmotnosť látky, potom postupujeme takto: n=m/M. Tu je M g/mol (molárna hmotnosť látky) a hmotnosť látky v gramoch je m. V periodickej tabuľke je zapísaný pod každým prvkom ako jeho atómová hmotnosť. Zrátajme všetky masy a dostaneme to, čo hľadáme.
  • Ako teda vypočítať objem plynu. Tu je úloha: rozpustite 10 g hliníka v kyseline chlorovodíkovej. Otázka: Koľko vodíka sa môže uvoľniť u.? Reakčná rovnica vyzerá takto: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Hneď na začiatku nájdeme hliník (množstvo), ktorý reagoval podľa vzorca: n(Al)=m(Al)/M(Al). Hmotnosť hliníka (molárna) berieme z periodickej tabuľky M(Al) = 27 g/mol. Dosadíme: n(Al)=10/27=0,37 mol. Z chemickej rovnice je zrejmé, že pri rozpustení 2 mólov hliníka vznikajú 3 móly vodíka. Je potrebné vypočítať, koľko vodíka sa uvoľní z 0,4 mólu hliníka: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Dosadíme údaje do vzorca a zistíme objem tohto plynu. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

V chémii nepoužívajú absolútne hmotnosti molekúl, ale využívajú relatívnu molekulovú hmotnosť. Ukazuje, koľkokrát je hmotnosť molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Toto množstvo je označené Mr.

Relatívna molekulová hmotnosť sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností jej jednotlivých atómov. Vypočítajme relatívnu molekulovú hmotnosť vody.

Viete, že molekula vody obsahuje dva atómy vodíka a jeden atóm kyslíka. Potom sa jeho relatívna molekulová hmotnosť bude rovnať súčtu súčinov relatívnej atómovej hmotnosti každého chemického prvku a počtu jeho atómov v molekule vody:

Keď poznáme relatívne molekulové hmotnosti plynných látok, je možné porovnať ich hustoty, to znamená vypočítať relatívnu hustotu jedného plynu od druhého - D(A/B). Relatívna hustota plynu A k plynu B sa rovná pomeru ich relatívnych molekulových hmotností:

Vypočítajme relatívnu hustotu oxidu uhličitého k vodíku:

Teraz vypočítame relatívnu hustotu oxidu uhličitého k vodíku:

D(oblúk/hydr) = Mr(oblúk) : Mr(hydr) = 44:2 = 22.

Oxid uhličitý je teda 22-krát ťažší ako vodík.

Ako viete, Avogadrov zákon sa vzťahuje len na plynné látky. Chemici však musia mať predstavu o počte molekúl a v častiach kvapalných alebo pevných látok. Preto na porovnanie počtu molekúl v látkach zaviedli chemici hodnotu - molárna hmota .

Molárna hmotnosť je označená M, je číselne rovná relatívnej molekulovej hmotnosti.

Pomer hmotnosti látky k jej molárnej hmotnosti sa nazýva množstvo hmoty .

Uvádza sa množstvo látky n. Toto je kvantitatívna charakteristika časti látky spolu s hmotnosťou a objemom. Množstvo látky sa meria v móloch.

Slovo "krtek" pochádza zo slova "molekula". Počet molekúl v rovnakých množstvách látky je rovnaký.

Experimentálne sa zistilo, že 1 mol látky obsahuje častice (napríklad molekuly). Toto číslo sa nazýva Avogadrovo číslo. A ak k tomu pridáme mernú jednotku - 1/mol, tak to bude fyzikálna veličina - Avogadrova konštanta, ktorá sa označuje N A.

Molárna hmotnosť sa meria v g/mol. Fyzikálny význam molárnej hmotnosti je, že táto hmotnosť je 1 mól látky.

Podľa Avogadrovho zákona 1 mol akéhokoľvek plynu zaberie rovnaký objem. Objem jedného mólu plynu sa nazýva molárny objem a označuje sa Vn.

Za normálnych podmienok (čo je 0 °C a normálny tlak - 1 atm. alebo 760 mm Hg alebo 101,3 kPa) je molárny objem 22,4 l/mol.

Potom je množstvo plynnej látky na úrovni zeme možno vypočítať ako pomer objemu plynu k molárnemu objemu.

ÚLOHA 1. Aké množstvo látky zodpovedá 180 g vody?

ÚLOHA 2. Vypočítajme objem pri nulovej hladine, ktorý bude obsadený oxidom uhličitým v množstve 6 mol.

Bibliografia

  1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: k učebnici P.A. Orzhekovsky a ďalší.„Chémia, 8. ročník“ / P.A. Oržekovskij, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (s. 29-34)
  2. Ushakova O.V. Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici P.A. Oržekovskij a ďalší.„Chémia. 8. ročník“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 27-32)
  3. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
  4. Chémia: inorg. chémia: učebnica. pre 8. ročník. všeobecnovzdelávacia inštitúcia / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdelávanie, OJSC “Moskva učebnice”, 2009. (§§ 10, 17)
  5. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. ed.V.A. Volodin, Ved. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.
  1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov ().
  2. Elektronická verzia časopisu „Chémia a život“ ().
  3. Testy z chémie (online) ().

Domáca úloha

1.str. 69 č. 3; str. 73 č. 1, 2, 4 z učebnice „Chémia: 8. ročník“ (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 zo Zborníka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: k učebnici P.A. Orzhekovsky a ďalší.„Chémia, 8. ročník“ / P.A. Oržekovskij, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

Spolu s hmotnosťou a objemom chemické výpočty často používajú množstvo látky úmerné počtu štruktúrnych jednotiek obsiahnutých v látke. V každom prípade musí byť uvedené, ktoré štruktúrne jednotky (molekuly, atómy, ióny atď.) sú myslené. Jednotkou množstva látky je mol.

Mol je množstvo látky obsahujúcej toľko molekúl, atómov, iónov, elektrónov alebo iných štruktúrnych jednotiek, koľko je atómov v 12 g izotopu uhlíka 12C.

Počet štruktúrnych jednotiek obsiahnutých v 1 mole látky (Avogadrova konštanta) sa určuje s veľkou presnosťou; v praktických výpočtoch sa berie ako rovný 6,02 1024 mol -1.

Nie je ťažké preukázať, že hmotnosť 1 mólu látky (mólová hmotnosť), vyjadrená v gramoch, sa číselne rovná relatívnej molekulovej hmotnosti tejto látky.

Relatívna molekulová hmotnosť (alebo skrátene molekulová hmotnosť) voľného chlóru C1g je teda 70,90. Preto je molárna hmotnosť molekulárneho chlóru 70,90 g/mol. Molárna hmotnosť atómov chlóru je však polovičná (45,45 g/mol), keďže 1 mol molekúl Cl chlóru obsahuje 2 moly atómov chlóru.

Podľa Avogadrovho zákona rovnaké objemy všetkých plynov odoberaných pri rovnakej teplote a rovnakom tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl. Inými slovami, rovnaký počet molekúl akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem za rovnakých podmienok. Zároveň 1 mol akéhokoľvek plynu obsahuje rovnaký počet molekúl. Preto za rovnakých podmienok 1 mól akéhokoľvek plynu zaberá rovnaký objem. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu a za normálnych podmienok (0°C, tlak 101, 425 kPa) sa rovná 22,4 litrom.

Napríklad tvrdenie „obsah oxidu uhličitého vo vzduchu je 0,04 % (obj.)“ znamená, že pri parciálnom tlaku CO2, ktorý sa rovná tlaku vzduchu a pri rovnakej teplote, oxid uhličitý obsiahnutý vo vzduchu odoberie až 0,04 % z celkového objemu obsadeného vzduchom.

Testovacia úloha

1. Porovnajte počet molekúl obsiahnutých v 1 g NH 4 a v 1 g N 2. V akom prípade a koľkokrát je počet molekúl väčší?

2. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly oxidu siričitého v gramoch.



4. Koľko molekúl je za normálnych podmienok v 5,00 ml chlóru?

4. Aký objem za normálnych podmienok zaberá 27 10 21 molekúl plynu?

5. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly NO 2 v gramoch -

6. Aký je pomer objemov, ktoré zaberá 1 mól O2 a 1 mól Oz (podmienky sú rovnaké)?

7. Rovnaké množstvá kyslíka, vodíka a metánu sa odoberajú za rovnakých podmienok. Nájdite pomer objemov odobratých plynov.

8. Na otázku, aký objem zaberie 1 mol vody za normálnych podmienok, bola odpoveď: 22,4 litra. Je toto správna odpoveď?

9. Vyjadrite hmotnosť jednej molekuly HCl v gramoch.

Koľko molekúl oxidu uhličitého je v 1 litri vzduchu, ak objemový obsah CO 2 je 0,04 % (normálne podmienky)?

10. Koľko mólov je obsiahnutých v 1 m 4 akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok?

11. Vyjadrite v gramoch hmotnosť jednej molekuly H 2 O-

12. Koľko mólov kyslíka je v 1 litri vzduchu, ak objem

14. Koľko mólov dusíka je v 1 litri vzduchu, ak jeho objemový obsah je 78 % (normálne podmienky)?

14. Rovnaké množstvá kyslíka, vodíka a dusíka sa odoberajú za rovnakých podmienok. Nájdite pomer objemov odobratých plynov.

15. Porovnajte počet molekúl obsiahnutých v 1 g NO 2 a v 1 g N 2. V akom prípade a koľkokrát je počet molekúl väčší?

16. Koľko molekúl obsahuje 2,00 ml vodíka za normálnych podmienok?

17. Vyjadrite v gramoch hmotnosť jednej molekuly H 2 O-

18. Aký objem zaberá za normálnych podmienok 17 10 21 molekúl plynu?

RÝCHLOSŤ CHEMICKÝCH REAKCIÍ

Pri definovaní pojmu rýchlosť chemickej reakcie je potrebné rozlišovať medzi homogénnymi a heterogénnymi reakciami. Ak k reakcii dôjde v homogénnom systéme, napríklad v roztoku alebo v zmesi plynov, potom prebieha v celom objeme systému. Rýchlosť homogénnej reakcie je množstvo látky, ktorá reaguje alebo vzniká ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku objemu systému. Keďže pomer počtu mólov látky k objemu, v ktorom je distribuovaná, je molárna koncentrácia látky, rýchlosť homogénnej reakcie možno definovať aj ako zmena koncentrácie za jednotku času ktorejkoľvek z látok: počiatočného činidla alebo reakčného produktu. Aby bol výsledok výpočtu vždy pozitívny, bez ohľadu na to, či je založený na činidle alebo produkte, vo vzorci sa používa znamienko „±“:



V závislosti od charakteru reakcie môže byť čas vyjadrený nielen v sekundách, ako to vyžaduje sústava SI, ale aj v minútach alebo hodinách. Počas reakcie nie je veľkosť jeho rýchlosti konštantná, ale plynule sa mení: klesá s poklesom koncentrácií východiskových látok. Vyššie uvedený výpočet udáva priemernú hodnotu rýchlosti reakcie za určitý časový interval Δτ = τ 2 – τ 1. Skutočná (okamžitá) rýchlosť je definovaná ako hranica, ku ktorej smeruje pomer Δ S/ Δτ pri Δτ → 0, t.j. skutočná rýchlosť sa rovná derivácii koncentrácie vzhľadom na čas.

Pre reakciu, ktorej rovnica obsahuje stechiometrické koeficienty, ktoré sa líšia od jednoty, nie sú hodnoty rýchlosti vyjadrené pre rôzne látky rovnaké. Napríklad pri reakcii A + 4B = D + 2E je spotreba látky A jeden mól, spotreba látky B tri móly a zásoba látky E dva móly. Preto υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = 1/2 υ (E) alebo υ (E). = ⅔ υ (IN) .

Ak dôjde k reakcii medzi látkami nachádzajúcimi sa v rôznych fázach heterogénneho systému, potom k nej môže dôjsť len na rozhraní medzi týmito fázami. Napríklad k interakcii medzi roztokom kyseliny a kusom kovu dochádza iba na povrchu kovu. Rýchlosť heterogénnej reakcie je množstvo látky, ktoré reaguje alebo vzniká ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku povrchu rozhrania:

.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje zákon o pôsobení hmoty: pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu molárnych koncentrácií reagujúcich látok zvýšených na mocniny rovné koeficientom vo vzorcoch týchto látok v reakčnej rovnici. Potom k reakcii

2A + B → výrobky

pomer platí υ ~ · S A 2 · S B a na prechod na rovnosť sa zavádza koeficient proporcionality k, volal konštanta reakčnej rýchlosti:

υ = k· S A 2 · S B = k·[A] 2 ·[B]

(molárne koncentrácie vo vzorcoch možno označiť písmenom S so zodpovedajúcim indexom a vzorcom látky v hranatých zátvorkách). Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty reakcie je rýchlosť reakcie pri koncentráciách všetkých reaktantov rovných 1 mol/l. Rozmer konštanty reakčnej rýchlosti závisí od počtu faktorov na pravej strane rovnice a môže byť c –1 ; s –1 · (l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2) atď., teda také, že v každom prípade je rýchlosť reakcie vo výpočtoch vyjadrená v mol · l –1 · s –1.

Pre heterogénne reakcie rovnica zákona o pôsobení hmoty zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej fáze alebo v roztoku. Koncentrácia látky v tuhej fáze je konštantná hodnota a započítava sa do rýchlostnej konštanty, napríklad pre spaľovací proces uhlia C + O 2 = CO 2 platí zákon o pôsobení hmoty:

υ = kI·konšt.·= k·,

Kde k= kI konšt.

V systémoch, kde jedna alebo viac látok sú plyny, závisí rýchlosť reakcie aj od tlaku. Napríklad, keď vodík interaguje s parami jódu H2 + I2 = 2HI, rýchlosť chemickej reakcie bude určená výrazom:

υ = k··.

Ak napríklad zvýšite tlak 4-krát, objem zaberaný systémom sa zníži o rovnaké množstvo a následne sa koncentrácie každej z reagujúcich látok zvýšia o rovnaké množstvo. Rýchlosť reakcie sa v tomto prípade zvýši 9-krát

Závislosť rýchlosti reakcie od teploty popísané van't Hoffovým pravidlom: s každým zvýšením teploty o 10 stupňov sa rýchlosť reakcie zvyšuje 2-4 krát. To znamená, že so zvyšujúcou sa teplotou v aritmetickej progresii sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje exponenciálne. Základom vo vzorci postupu je teplotný koeficient reakčnej rýchlostiγ, ktorá ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej reakcie zvýši (alebo, čo je to isté, rýchlostná konštanta) so zvýšením teploty o 10 stupňov. Matematicky je Van't Hoffovo pravidlo vyjadrené vzorcami:

alebo

kde a sú reakčné rýchlosti na začiatku t 1 a konečná t 2 teploty. Van't Hoffovo pravidlo možno vyjadriť aj nasledujúcimi vzťahmi:

; ; ; ,

kde a sú rýchlosť a rýchlostná konštanta reakcie pri teplote t; a – rovnaké hodnoty pri teplote t +10n; n– počet „desaťstupňových“ intervalov ( n =(t 2 –t 1)/10), o ktoré sa zmenila teplota (môže to byť celé číslo alebo zlomkové číslo, kladné alebo záporné).

Testovacia úloha

1. Nájdite hodnotu rýchlostnej konštanty pre reakciu A + B -> AB, ak pri koncentráciách látok A a B rovných 0,05 a 0,01 mol/l je rýchlosť reakcie 5 10 -5 mol/(l -min).

2. Koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie 2A + B -> A2B, ak sa koncentrácia látky A zvýši 2-krát a koncentrácia látky B sa zníži 2-krát?

4. Koľkokrát sa má zvýšiť koncentrácia látky B 2 v sústave 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g), aby sa pri znížení koncentrácie látky A 4-krát zvýšil , rýchlosť priamej reakcie sa nemení?

4. Po určitom čase od začiatku reakcie 3A+B->2C+D boli koncentrácie látok: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Aké sú počiatočné koncentrácie látok A a B?

5. V systéme CO + C1 2 = COC1 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,04 na 0,12 mol/l a koncentrácia chlóru sa zvýšila z 0,02 na 0,06 mol/l. Koľkokrát sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

6. Reakciu medzi látkami A a B vyjadruje rovnica: A + 2B → C. Počiatočné koncentrácie sú: [A] 0 = 0,04 mol/l, [B] o = 0,05 mol/l. Konštanta reakčnej rýchlosti je 0,4. Nájdite počiatočnú rýchlosť reakcie a rýchlosť reakcie po určitom čase, keď koncentrácia látky A klesne o 0,01 mol/l.

7. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2CO + O2 = 2CO2 v uzavretej nádobe, ak sa tlak zdvojnásobí?

8. Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, ak sa teplota systému zvýši z 20 °C na 100 °C, pričom hodnotu teplotného koeficientu rýchlosti reakcie rovnajúcu sa 4.

9. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) ak sa tlak v systéme zvýši 4-krát;

10. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) ak sa objem systému zmenší 4-krát?

11. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) ak sa koncentrácia NO zvýši 4-krát?

12. Aký je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ak pri zvýšení teploty o 40 st.

vzrastie 15,6 krát?

14. Nájdite hodnotu rýchlostnej konštanty pre reakciu A + B -> AB, ak pri koncentráciách látok A a B rovných 0,07 a 0,09 mol/l je rýchlosť reakcie 2,7 10 -5 mol/(l-min. ).

14. Reakciu medzi látkami A a B vyjadruje rovnica: A + 2B → C. Počiatočné koncentrácie sú: [A] 0 = 0,01 mol/l, [B] o = 0,04 mol/l. Konštanta reakčnej rýchlosti je 0,5. Nájdite počiatočnú rýchlosť reakcie a rýchlosť reakcie po určitom čase, keď koncentrácia látky A klesne o 0,01 mol/l.

15. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) ak sa tlak v systéme zdvojnásobí;

16. V systéme CO + C1 2 = COC1 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,05 na 0,1 mol/l a koncentrácia chlóru sa zvýšila z 0,04 na 0,06 mol/l. Koľkokrát sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

17. Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, ak sa teplota systému zvýši z 20 °C na 80 °C, pričom hodnotu teplotného koeficientu rýchlosti reakcie rovnajúcu sa 2.

18. Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, ak sa teplota systému zvýši zo 40 °C na 90 °C, pričom hodnotu teplotného koeficientu rýchlosti reakcie rovnajúcu sa 4.

CHEMICKÁ VÄZBA. VZNIK A ŠTRUKTÚRA MOLEKÚL

1.Aké typy chemických väzieb poznáte? Uveďte príklad vzniku iónovej väzby metódou valenčnej väzby.

2. Aká chemická väzba sa nazýva kovalentná? Čo je charakteristické pre kovalentný typ väzby?

4. Aké vlastnosti charakterizuje kovalentná väzba? Ukážte to na konkrétnych príkladoch.

4. Aký typ chemickej väzby je v molekulách H2; Cl2HC1?

5.Aký je charakter väzieb v molekulách? NCI 4 CS 2, CO 2? Pre každý z nich uveďte smer posunu spoločného elektrónového páru.

6. Aká chemická väzba sa nazýva iónová? Čo je charakteristické pre iónový typ väzby?

7. Aký typ väzby je v molekulách NaCl, N 2, Cl 2?

8. Nakreslite všetky možné spôsoby prekrytia s-orbitálu s p-orbitálom;. V tomto prípade uveďte smer komunikácie.

9. Vysvetlite donor-akceptorový mechanizmus kovalentných väzieb na príklade tvorby fosfóniového iónu [PH 4 ]+.

10. V molekulách CO, C0 2, je väzba polárna alebo nepolárna? Vysvetlite. Opíšte vodíkové väzby.

11. Prečo sú niektoré molekuly, ktoré majú polárne väzby, vo všeobecnosti nepolárne?

12.Kovalentný alebo iónový typ väzby je typický pre tieto zlúčeniny: Nal, S0 2, KF? Prečo je iónová väzba extrémnym prípadom kovalentnej väzby?

14. Čo je to kovová väzba? Ako sa líši od kovalentnej väzby? Aké vlastnosti kovov určuje?

14. Aký je charakter väzieb medzi atómami v molekulách; KHF 2, H20, HNO ?

15. Ako možno vysvetliť vysokú pevnosť väzby medzi atómami v molekule dusíka N2 a výrazne nižšiu pevnosť v molekule fosforu P4?

16. Aký druh väzby sa nazýva vodíková väzba? Prečo nie je tvorba vodíkových väzieb typická pre molekuly H2S a HC1, na rozdiel od H2O a HF?

17. Aká väzba sa nazýva iónová? Má iónová väzba vlastnosti sýtosti a smerovosti? Prečo ide o extrémny prípad kovalentnej väzby?

18. Aký typ väzby je v molekulách NaCl, N 2, Cl 2?

Pri štúdiu chemických látok sú dôležitými pojmami také veličiny ako molárna hmotnosť, hustota látky a molárny objem. Takže, čo je molárny objem a ako sa líši pre látky v rôznych stavoch agregácie?

Molárny objem: všeobecné informácie

Na výpočet molárneho objemu chemickej látky je potrebné rozdeliť molárnu hmotnosť tejto látky jej hustotou. Molárny objem sa teda vypočíta podľa vzorca:

kde Vm je molárny objem látky, M je molárna hmotnosť, p je hustota. V medzinárodnom systéme SI sa táto hodnota meria v kubických metroch na mol (m 3 /mol).

Ryža. 1. Vzorec molárneho objemu.

Molárny objem plynných látok sa líši od látok v kvapalnom a pevnom skupenstve tým, že plynný prvok s množstvom 1 mol zaberá vždy rovnaký objem (ak sú splnené rovnaké parametre).

Objem plynu závisí od teploty a tlaku, takže pri výpočte by ste mali brať objem plynu za normálnych podmienok. Za normálne podmienky sa považuje teplota 0 stupňov a tlak 101,325 kPa.

Molárny objem 1 mólu plynu za normálnych podmienok je vždy rovnaký a rovná sa 22,41 dm 3 /mol. Tento objem sa nazýva molárny objem ideálneho plynu. To znamená, že v 1 móle akéhokoľvek plynu (kyslík, vodík, vzduch) je objem 22,41 dm 3 /m.

Molárny objem za normálnych podmienok možno odvodiť pomocou stavovej rovnice pre ideálny plyn, nazývanej Clayperon-Mendelejevova rovnica:

kde R je univerzálna plynová konštanta, R=8,314 J/mol*K=0,0821 l*atm/mol K

Objem jedného mólu plynu V=RT/P=8,314*273,15/101,325=22,413 l/mol, kde T a P sú hodnota teploty (K) a tlaku za normálnych podmienok.

Ryža. 2. Tabuľka molárnych objemov.

Avogadrov zákon

V roku 1811 A. Avogadro predložil hypotézu, že rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok (teplota a tlak) obsahujú rovnaký počet molekúl. Neskôr sa hypotéza potvrdila a stala sa zákonom nesúcim meno veľkého talianskeho vedca.

Ryža. 3. Amedeo Avogadro.

Zákon je jasný, ak si spomenieme, že v plynnej forme je vzdialenosť medzi časticami neporovnateľne väčšia ako veľkosť samotných častíc.

Z Avogadrovho zákona teda možno vyvodiť nasledujúce závery:

  • Rovnaké objemy všetkých plynov odobratých pri rovnakej teplote a pri rovnakom tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl.
  • 1 mól úplne odlišných plynov za rovnakých podmienok zaberá rovnaký objem.
  • Jeden mol akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok zaberá objem 22,41 litra.

Dôsledok Avogadrovho zákona a koncept molárneho objemu sú založené na skutočnosti, že mól akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet častíc (pre plyny - molekuly), rovný Avogadrovej konštante.

Na zistenie počtu mólov rozpustenej látky obsiahnutej v jednom litri roztoku je potrebné určiť molárnu koncentráciu látky pomocou vzorca c = n/V, kde n je množstvo rozpustenej látky vyjadrené v móloch, V je objem roztoku vyjadrený v litroch C je molarita.

Čo sme sa naučili?

V učebných osnovách chemickej školy 8. ročníka sa študuje téma „Molárny objem“. Jeden mól plynu obsahuje vždy rovnaký objem, ktorý sa rovná 22,41 metrov kubických/mol. Tento objem sa nazýva molárny objem plynu.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.2. Celkový počet získaných hodnotení: 64.