Tabella dei pesi molecolari dei sali. Ammontare della sostanza
Lo scopo della lezione.
P far conoscere agli studenti il concetto di "quantità di sostanza", "talpa"; formare un'idea della massa molare di una sostanza; insegnare come calcolare la quantità di una sostanza da una massa nota di una sostanza e la massa di una sostanza da una quantità nota di una sostanza.
Tipo di lezione: una lezione di studio e consolidamento primario delle conoscenze.
Tecnologia: elementi di tecnologia di cooperazione e apprendimento basato sui problemi.
Metodi: conversazione euristica, attività di ricerca,
Concetti basilari. Quantità di sostanza, mole, numero di Avogadro, massa molare costante di Avogadro.
Risultati di apprendimento pianificati. Conoscere il numero di Avogadro, determinare la quantità di sostanza e talpa. Essere in grado di determinare il numero di unità strutturali per una data quantità di una sostanza e viceversa. Essere consapevoli dell'uguaglianza dei valori numerici del molare e dei relativi pesi molecolari. Essere in grado di calcolare la massa di una data quantità di una sostanza.
Attrezzatura: multimedia - attrezzature, D.I. Mendeleev.
Durante le lezioni
1. Momento organizzativo.
Ciao cari ragazzi. Mi chiamo Alla Stanislavovna e oggi ti darò una lezione di chimica.
Miei amici! sono molto soddisfatto
Accedi alla tua classe amichevole
E per me già una ricompensa
L'attenzione dei tuoi occhi intelligenti
So che tutti nella classe sono dei geni
Ma senza lavoro, il talento non è per il futuro,
Incrocia le spade delle tue opinioni -
Scriviamo una lezione insieme!
2. Dichiarazione del problema della lezione e degli obiettivi.
E inizieremo la nostra lezione con una situazione divertente e non standard che una volta si è verificata in un negozio.
L'ottavo anno Kostya è andato nel negozio e ha chiesto alla commessa di vendergli 10 moli di sale da cucina.. Cosa ha detto la commessa a Kostya?
Risponderai a questa domanda dopo aver studiato un nuovo argomento.
Quale termine ti è nuovo?
Ti parlerò oggi, o qualcosa del genere, del ruolo dannoso delle falene.
La falena mangia lana e pelliccia - solo un panico per tutti ...
Bene, in chimica - per favore! C'è un'altra parola "talpa".
E oggi nella lezione faremo conoscenza con questo concetto.
La nostra lezione si chiama “Quantità di sostanza. Massa molare" ( scrivi su un taccuino).
Lo scopo della nostra lezione:
in primo luogo: conoscere il concetto di "quantità di sostanza", "talpa";
secondo: farsi un'idea della massa molare di una sostanza;
terzo: imparare a calcolare la quantità di una sostanza da una massa nota di una sostanza e la massa di una sostanza da una quantità nota di una sostanza.
3. Imparare nuovo materiale.
Tutto è misurabile. E hai già familiarità con le unità di massa o volume. Per esempio,
Al momento dell'acquisto di zucchero, determiniamo il suo ___ (peso) con l'aiuto di una bilancia, utilizzando unità di misura - _______ (chilogrammi, grammi).
Al momento dell'acquisto del latte in bottiglia, determiniamo il suo _______ (volume) utilizzando strumenti di misurazione, utilizzando unità di misura ______ (litro, millilitro)
Possiamo anche determinare quanti pezzi (particelle) ci sono in 1 chilogrammo?
La chimica è la scienza delle sostanze. Le sostanze sono costituite da atomi o molecole. In quali unità si possono misurare le sostanze? Dopotutto, gli atomi e le molecole non possono essere contati e pesati.
E poi, per misurare la sostanza, è stata scelta un'unità speciale, in cui sono state combinate due quantità: il numero di molecole e la massa della sostanza.
Tale unità è chiamata quantità di sostanza o mole.
Per misurare 1 mole di una sostanza, devi prenderne tanti grammi, qual è la massa relativa della sostanza:
1 mol H 2 pesa 2 g (Mr (H 2) \u003d 2)
1 mol O 2 pesa 32 g (Mr (O 2) \u003d 32)
1mol H 2 O pesa 18 g (Mr(H 2 O) = 18)
E quante particelle reali - molecole sono contenute in 1 mole di qualsiasi sostanza?
È stato stabilito che 1 mole di qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso numero di molecole. Questo numero è uguale a 6 10 23 . Per esempio,
1 mole d'acqua = 6 . 10 23 H 2 O molecole,
1 mole di ferro = 6 . 10 23 atomi di Fe,
1 mole di cloro = 6 . 10 23 Cl 2 molecole,
1 mole di ioni cloruro Cl - = 6 . 10 23 ioni Cl - .
In onore dello scienziato italiano Amedeo Avogadro, questo numero è stato chiamato la costante di Avogadro.
Denotato NA = 6?10 23
La costante di Avogadro è così grande che è difficile da immaginare.
Il deserto del Sahara contiene meno di tre moli dei più fini granelli di sabbia.
Se prendi 1 mole di banconote da un dollaro, copriranno tutti i continenti della Terra con uno strato spesso 2 chilometri.
Ora possiamo scrivere la definizione del concetto di "talpa".
UN MOLE è l'IMPORTO di una SOSTANZA che contiene 6 10 23unità strutturali di una data sostanza -molecole oatomi.
La quantità di una sostanza è indicata dalla lettera - n, misurata in moli
Per scoprire il numero di molecole (N), puoi usare la formula:
conoscendo il numero di molecole, puoi trovare la quantità di sostanza:
E cosa bisogna fare per misurare 1 mole di una sostanza?
Devi prendere tanti grammi di questa sostanza quanto il suo peso molecolare relativo.
La massa di 1 mole di una sostanza è chiamata massa molare. È indicato dalla lettera - M. si trova dalla formula:
In quali unità verrà misurata la massa molare?
misurato in (g/mol)
La massa molare coincide in valore con la massa atomica o molecolare relativa, ma differisce per unità di misura (M - g / mol; Mr, Ar - quantità adimensionali).
M (g/mol) = Sig
La tabella mostra le masse molari a scopo illustrativo. M per più sostanze di diversa struttura.
Tavolo. Masse molari di varie sostanze.
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Sostanza |
Massa molecolare o atomica Signor, (Ar) |
Massa molare M |
Il numero di Avogadro |
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Acqua H 2 O |
6.02?10 23 molecole |
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Ossido di calcio CaO |
6.02?10 23 molecole |
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Carbonio 12 C |
6.02?10 23 atomi |
||
|
6.02?10 23 atomi |
|||
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Atomo di cloro Сl |
35,5 g/mol |
6.02?10 23 atomi |
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Molecola di cloro Cl 2 |
6.02?10 23 molecole |
Le masse molari delle sostanze differiscono l'una dall'altra, ma la quantità della sostanza rimane la stessa: 1 mol.
Numero di moli di una sostanza n trovato dal rapporto di massa m di questa sostanza (g) alla sua massa molare M (g/mol).
Pertanto, la massa può essere trovata dalla formula:
Stabiliamo la relazione delle grandezze principali: m = n ? M, n \u003d m / M, M \u003d m / n, n \u003d N / N A, N \u003d n? NA, dove NA 6,02?10 23 mol -1
4. Fissaggio del materiale
Abbiamo determinato come sono correlate la quantità e la massa di una sostanza. Ora risolviamo i problemi usando i concetti discussi sopra.
Compito #1 . Determinare la massa di ossigeno dalla quantità di sostanza 3,6 mol.
Compito #2 . Quanta sostanza conterrà 64 g di ossigeno?
Compito #3 . Calcola la quantità di sostanza e il numero di molecole contenute nell'anidride carbonica con una massa di 11 g.
Compito 4 . Trova la massa di 24 . 10 23 molecole di ozono O 3.
Proviamo a rispondere alla domanda posta all'inizio della lezione:
se la commessa ha studiato bene in terza media, calcolerà rapidamente: massa (? ACl) \u003d 58,5 (g / mol)? 10 (mol) \u003d 585 grammi.
Dopodiché, versa il sale nella borsa, la pesa e dice educatamente "Paga alla cassa".
5. Compiti a casa.
Allora, amici, è ora di salutarci.
E voglio augurarti:
Sempre desideroso di imparare
Sempre pronto a lavorare.
E non scoraggiarti mai.
Letteratura:
- Alikberova L.Yu. Chimica divertente, M, "AST-PRESS", 1999
- Berdonosov SS, classe Chimica 8, Miros, 1994.;
- Giornale "Chimica a scuola" n. 44 1996 S. 9.
- Gabrielyan OS Grado di chimica 8. M.: Otarda, 2007.
- Ivanova RG Chimica 8-9 grado. M.: Istruzione, 2005.
- Novosinsky I.I. Novoshinskaya NS Tipi di problemi chimici e modi per risolverli Classi 8-11. Mosca: Onice 21° secolo.
- Collezione educativa. Chimica. Corso base. Grado 8-9. Laboratorio di sistemi multimediali di MarSTU. Yoshkar-Ola, 2003.
Prova a valutare le tue conoscenze e abilità dopo la lezione di oggi
- Capisco tutto, posso insegnare agli altri.
- Posso spiegare un nuovo argomento con un po' di aiuto.
- È difficile per me capirlo da solo, ho bisogno di aiuto.
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Formula |
Massa molare (M, g/mol) |
Peso (m, grammi) |
Numero di particelle (N) |
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Formula |
Peso molecolare relativo (Mr) |
Quantità di sostanza (n, mol)) |
Massa molare (M, g/mol) |
Peso (m, grammi) |
Numero di particelle (N) |
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Formula |
Peso molecolare relativo (Mr) |
Quantità di sostanza (n, mol)) |
Massa molare (M, g/mol) |
Peso (m, grammi) |
Numero di particelle (N) |
Le masse degli atomi e delle molecole sono molto piccole, quindi è conveniente scegliere la massa di uno degli atomi come unità di misura ed esprimere le masse degli atomi rimanenti rispetto ad esso. Questo è esattamente ciò che ha fatto il fondatore della teoria atomica Dalton, che ha compilato una tabella delle masse atomiche, prendendo come unità la massa di un atomo di idrogeno.
Fino al 1961, in fisica, 1/16 della massa di un atomo di ossigeno 16 O era preso come unità di massa atomica (abbreviato amu) e in chimica - 1/16 della massa atomica media dell'ossigeno naturale, che è una miscela di tre isotopi. L'unità di massa chimica era dello 0,03% più grande di quella fisica.
Massa atomica e massa atomica relativa di un elemento
Attualmente, in fisica e chimica è stato adottato un sistema di misura unificato. 1/12 della massa dell'atomo di carbonio 12 C viene scelto come unità standard della massa atomica.
1 em \u003d 1/12 m (12 C) \u003d 1.66057 × 10 -27 kg \u003d 1.66057 × 10 -24 g.
DEFINIZIONE
Massa atomica relativa di un elemento (A r)- questa è una quantità adimensionale uguale al rapporto tra la massa media di un elemento atomo e 1/12 della massa di un atomo 12 C.
Quando si calcola la massa atomica relativa, viene presa in considerazione l'abbondanza di isotopi degli elementi nella crosta terrestre. Ad esempio, il cloro ha due isotopi 35 Cl (75,5%) e 37 Cl (24,5%).La massa atomica relativa del cloro è:
A r (Cl) \u003d (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.
Dalla definizione di massa atomica relativa segue che la massa media assoluta di un atomo è uguale alla massa atomica relativa moltiplicata per l'amu:
m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.
Peso molecolare relativo di un elemento
DEFINIZIONE
Peso molecolare relativo della sostanza (M r)- questa è una quantità adimensionale uguale al rapporto tra la massa di una molecola di una sostanza e 1/12 della massa di un atomo 12 C.
La massa molecolare relativa di una molecola è uguale alla somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola, ad esempio:
M r (N 2 O) = 2×A r (N) + A r (O) = 2×14,0067 + 15,9994 = 44,0128.
La massa assoluta di una molecola è uguale alla massa molecolare relativa moltiplicata per l'amu.
Il numero di atomi e molecole nei normali campioni di sostanze è molto grande, quindi, quando si caratterizza la quantità di una sostanza, viene utilizzata un'unità di misura speciale: la talpa.
Una mole è la quantità di una sostanza che contiene tante particelle (molecole, atomi, ioni, elettroni) quanti sono gli atomi di carbonio in 12 g dell'isotopo 12 C.
La massa di un atomo di 12 C è 12 amu, quindi il numero di atomi in 12 g dell'isotopo di 12 C è:
N A \u003d 12 g / 12 × 1.66057 × 10 -24 g \u003d 1 / 1.66057 × 10 -24 \u003d 6.0221 × 10 -23.
Pertanto, una mole di una sostanza contiene 6,0221 × 10 -23 particelle di questa sostanza.
La quantità fisica N A è chiamata costante di Avogadro, ha dimensione = mol -1. Il numero 6.0221×10 -23 è chiamato numero di Avogadro.
DEFINIZIONE
Massa molare (M)è la massa di 1 mole di una sostanza.
È facile dimostrare che i valori numerici della massa molare M e della massa molecolare relativa M r sono uguali, tuttavia il primo valore ha dimensione [M] = g/mol, e il secondo è adimensionale:
M = N A × m (1 molecole) = N A × M r × 1 a.m.u. = (NA × 1 amu) × M r = × M r .
Ciò significa che se la massa di una certa molecola è, ad esempio, 44 amu, la massa di una mole di molecole è 44 g.
La costante di Avogadro è un fattore di proporzionalità che fornisce una transizione dai rapporti molecolari a quelli molari.
DEFINIZIONE
Viene chiamato il rapporto tra la massa (m) di una sostanza e la sua quantità (n). massa molare della sostanza:
La massa molare è solitamente espressa in g/mol, più raramente in kg/kmol. Poiché una mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di unità strutturali, la massa molare della sostanza è proporzionale alla massa dell'unità strutturale corrispondente, cioè massa atomica relativa di una data sostanza (M r):
dove κ è il coefficiente di proporzionalità, lo stesso per tutte le sostanze. Il peso molecolare relativo è una quantità adimensionale. Si calcola utilizzando le relative masse atomiche degli elementi chimici indicate nel Sistema periodico di D.I. Mendeleev.
Come sapete, il peso molecolare di una molecola è uguale alla somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola:
Mr(HX) = Ar(H) + Ar(X).
M (HX) = Mr(HX) = Ar(H) + Ar(X).
Per rendere più facile non perdere tempo ogni volta a calcolare la massa molare di una particolare sostanza, viene utilizzata una tabella delle masse molari, che assomiglia a questa:
Esempi di problem solving
ESEMPIO 1
| Esercizio | Crea formule per due ossidi di rame se le frazioni di massa del rame in essi contenute sono 79,9% e 88,8%. |
| Decisione |
ω 1 (O) \u003d 100% - ω 1 (Cu) \u003d 100% - 79,9% \u003d 20,1%; ω 2 (O) \u003d 100% - ω 2 (Cu) \u003d 100% - 88,8% \u003d 11,2%. Indichiamo il numero di moli degli elementi che compongono il composto come "x" (rame) e "y" (ossigeno). Quindi, il rapporto molare sarà simile a questo (i valori delle masse atomiche relative presi dalla tavola periodica di D.I. Mendeleev sono arrotondati ai numeri interi): x:y = ω 1 (Cu)/Ar(Cu) : ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 79,9/64: 20,1/16; x:y = 1,25: 1,25 = 1: 1. Quindi la formula del primo ossido di rame sarà CuO. x:y = ω 2 (Cu)/Ar(Cu) : ω 2 (O)/Ar(O); x:y = 88,8/64: 11,2/16; x:y = 1,39: 0,7 = 2: 1. Quindi la formula del secondo ossido di rame sarà Cu 2 O. |
| Risposta | CuO e Cu2O |
ESEMPIO 2
| Esercizio | Crea formule per due ossidi di ferro se le frazioni di massa di ferro in essi contenute sono 77,8% e 70,0%. |
| Decisione | La frazione di massa dell'elemento X nella molecola della composizione HX è calcolata dalla seguente formula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Trova la frazione di massa in ciascuno degli ossidi di rame: ω 1 (O) \u003d 100% - ω 1 (Fe) \u003d 100% - 77,8% \u003d 22,2%; ω 2 (O) \u003d 100% - ω 2 (Fe) \u003d 100% - 70,0% \u003d 30,0%. Indichiamo il numero di moli degli elementi che compongono il composto come "x" (ferro) e "y" (ossigeno). Quindi, il rapporto molare sarà simile a questo (i valori delle masse atomiche relative presi dalla tavola periodica di D.I. Mendeleev sono arrotondati ai numeri interi): x:y \u003d ω 1 (Fe) / Ar (Fe) : ω 1 (O) / Ar (O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1: 1. Quindi la formula del primo ossido di ferro sarà FeO. x:y \u003d ω 2 (Fe) / Ar (Fe) : ω 2 (O) / Ar (O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2: 3. Quindi la formula del secondo ossido di ferro sarà Fe 2 O 3 . |
| Risposta | FeO, Fe2O3 |
Una delle unità di base nel Sistema Internazionale di Unità (SI) è l'unità di misura di una sostanza è la mole.
Talpa – questa è una tale quantità di una sostanza che contiene tante unità strutturali di una data sostanza (molecole, atomi, ioni, ecc.) Quanti sono gli atomi di carbonio in 0,012 kg (12 g) di un isotopo di carbonio 12 Insieme a .
Dato che il valore della massa atomica assoluta per il carbonio è m(C) \u003d 1,99 10 26 kg, puoi calcolare il numero di atomi di carbonio N MA contenuto in 0,012 kg di carbonio.
Una mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di particelle di questa sostanza (unità strutturali). Il numero di unità strutturali contenute in una sostanza con una quantità di una mole è 6,02 10 23 e chiamato Il numero di Avogadro (N MA ).
Ad esempio, una mole di rame contiene 6,02 10 23 atomi di rame (Cu) e una mole di idrogeno (H 2) contiene 6,02 10 23 molecole di idrogeno.
massa molare(M) è la massa di una sostanza assunta in una quantità di 1 mol.
La massa molare è indicata dalla lettera M e ha l'unità [g/mol]. In fisica viene utilizzata la dimensione [kg/kmol].
Nel caso generale, il valore numerico della massa molare di una sostanza coincide numericamente con il valore della sua massa molecolare relativa (relativa atomica).
Ad esempio, il peso molecolare relativo dell'acqua è:
Mr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 1 + 16 \u003d 18 a.m.u.
La massa molare dell'acqua ha lo stesso valore, ma è espressa in g/mol:
M (H 2 O) = 18 g/mol.
Pertanto, una mole di acqua contenente 6,02 10 23 molecole d'acqua (rispettivamente 2 6,02 10 23 atomi di idrogeno e 6,02 10 23 atomi di ossigeno) ha una massa di 18 grammi. 1 mole di acqua contiene 2 moli di atomi di idrogeno e 1 mole di atomi di ossigeno.
1.3.4. Il rapporto tra la massa di una sostanza e la sua quantità
Conoscendo la massa di una sostanza e la sua formula chimica, e quindi il valore della sua massa molare, si può determinare la quantità di una sostanza e, viceversa, conoscendo la quantità di una sostanza, se ne può determinare la massa. Per tali calcoli, dovresti usare le formule:
dove ν è la quantità di sostanza, [mol]; mè la massa della sostanza, [g] o [kg]; M è la massa molare della sostanza, [g/mol] o [kg/kmol].
Ad esempio, per trovare la massa di solfato di sodio (Na 2 SO 4) nella quantità di 5 mol, troviamo:
1) il valore del peso molecolare relativo di Na 2 SO 4, che è la somma dei valori arrotondati delle relative masse atomiche:
Mr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,
2) il valore della massa molare della sostanza numericamente uguale ad essa:
M (Na 2 SO 4) = 142 g/mol,
3) e, infine, una massa di 5 mol di solfato di sodio:
m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g
Risposta: 710.
1.3.5. La relazione tra il volume di una sostanza e la sua quantità
In condizioni normali (n.a.), cioè a pressione R , pari a 101325 Pa (760 mm Hg), e temperatura T, pari a 273,15 K (0 С), una mole di vari gas e vapori occupa lo stesso volume, pari a 22,4 l.
Viene chiamato il volume occupato da 1 mole di gas o vapore al n volume molaregas e ha la dimensione di un litro per mole.
V mol \u003d 22,4 l / mol.
Conoscere la quantità di sostanza gassosa (ν ) e valore del volume molare (V mol) puoi calcolarne il volume (V) in condizioni normali:
V = ν V mol,
dove ν è la quantità di sostanza [mol]; V è il volume della sostanza gassosa [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.
Al contrario, conoscendo il volume ( V) di una sostanza gassosa in condizioni normali, puoi calcolarne la quantità (ν) :
