Tabela de peso molecular dos sais. Quantidade de substância

Expressões físicas e químicas de porções, frações e quantidades de uma substância. Unidade de massa atômica, a.m.u. Mol de substância, constante de Avogadro. Massa molar. Massa atômica e molecular relativa de uma substância. Fração de massa de um elemento químico

Estrutura da matéria. Modelo nuclear da estrutura do átomo. Estado de um elétron em um átomo. Preenchimento de orbitais com elétrons, princípio da menor energia, regra de Klechkovsky, princípio de Pauli, regra de Hund

Lei periódica em formulação moderna. Sistema periódico. Significado físico da lei periódica. Estrutura da tabela periódica. Mudanças nas propriedades dos átomos dos elementos químicos dos subgrupos principais. Plano de características de um elemento químico.

Você está aqui agora: Sistema periódico de Mendeleev. Óxidos superiores. Compostos voláteis de hidrogênio. Solubilidade, pesos moleculares relativos de sais, ácidos, bases, óxidos, substâncias orgânicas. Série de eletronegatividade, ânions, atividades e tensões de metais

Série eletroquímica de atividades de metais e mesa de hidrogênio, série eletroquímica de tensões de metais e hidrogênio, série de eletronegatividade de elementos químicos, série de ânions

Ligação química. Conceitos. Regra do octeto. Metais e não metais. Hibridização de orbitais de elétrons. Elétrons de valência, conceito de valência, conceito de eletronegatividade

Tipos de ligações químicas. Ligação covalente - polar, apolar. Características, mecanismos de formação e tipos de ligações covalentes. Ligação iônica. Estado de oxidação. Conexão metálica. Ligação de hidrogênio.

Reações químicas. Conceitos e características, Lei da Conservação da Massa, Tipos (compostos, decomposição, substituição, troca). Classificação: Reversível e irreversível, Exotérmica e endotérmica, Redox, Homogênea e heterogênea

As classes mais importantes de substâncias inorgânicas. Óxidos. Hidróxidos. Sal. Ácidos, bases, substâncias anfotéricas. Os ácidos mais importantes e seus sais. Relação genética das classes mais importantes de substâncias inorgânicas.

Química de não metais. Halogênios. Enxofre. Azoto. Carbono. gases nobres

Química dos metais. Metais alcalinos. Elementos do Grupo IIA. Alumínio. Ferro

Padrões do fluxo das reações químicas. A taxa de uma reação química. Lei da ação de massa. Regra de Van't Hoff. Reações químicas reversíveis e irreversíveis. Equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier. Catálise

Soluções. Dissociação eletrolítica. Conceitos, solubilidade, dissociação eletrolítica, teoria da dissociação eletrolítica, grau de dissociação, dissociação de ácidos, bases e sais, meios neutros, alcalinos e ácidos

Reações em soluções eletrolíticas + reações Redox. (Reações de troca iônica. Formação de uma substância ligeiramente solúvel, gasosa e ligeiramente dissociante. Hidrólise de soluções salinas aquosas. Agente oxidante. Agente redutor.)

Classificação de compostos orgânicos. Hidrocarbonetos. Derivados de hidrocarbonetos. Isomeria e homologia de compostos orgânicos

Os derivados de hidrocarbonetos mais importantes: álcoois, fenóis, compostos carbonílicos, ácidos carboxílicos, aminas, aminoácidos

O objetivo da lição.

P familiarizar os alunos com o conceito de “quantidade de substância”, “mol”; ter uma ideia da massa molar de uma substância; ensine como calcular a quantidade de uma substância a partir de uma massa conhecida de uma substância e a massa de uma substância a partir de uma quantidade conhecida de uma substância.

Tipo de aula: uma lição de estudo e consolidação inicial de conhecimentos.

Tecnologias: elementos de tecnologia de colaboração e aprendizagem baseada em problemas.

Métodos: conversa heurística, atividade de pesquisa,

Conceitos Básicos. Quantidade de substância, mol, número de Avogadro, constante de Avogadro, massa molar.

Resultados de aprendizagem planejados. Conheça o número de Avogadro, a definição da quantidade de uma substância e do mol. Ser capaz de determinar o número de unidades estruturais a partir de uma determinada quantidade de substância e vice-versa. Conheça a igualdade dos valores numéricos das massas moleculares molares e relativas. Ser capaz de calcular a massa de uma determinada quantidade de uma substância.

Equipamento: multimídia - equipamentos, tabela periódica D.I. Mendeleiev.

Durante as aulas

1. Momento organizacional.

Olá queridos rapazes. Meu nome é Alla Stanislavovna e hoje vou dar uma aula de química para vocês.

Meus amigos! Estou muito feliz
Entre na sua aula de boas-vindas
E para mim já é uma recompensa
Atenção aos seus olhos inteligentes
Eu sei: todos na turma são gênios,
Mas o talento não adianta sem trabalho,
Cruze as espadas de suas opiniões -
Criaremos uma lição juntos!

2. Declaração do problema e objetivo da lição.

E começaremos nossa lição com uma situação engraçada e inusitada que aconteceu uma vez em uma loja.

Kostya, do oitavo ano, entrou em uma loja e pediu à vendedora que lhe vendesse 10 moles de sal de cozinha.. O que a vendedora respondeu a Kostya?

Você responderá a esta pergunta depois de estudar um novo tópico.

Qual termo é novo para você?

Hoje contarei a vocês, talvez, sobre o papel nocivo das mariposas.

As mariposas comem lã e pele - todo mundo entra em pânico...

Bem, em química - por favor! Existe outra palavra "mariposa".

E hoje na aula vamos conhecer esse conceito.

Nossa lição se chama “Quantidade de substância. Massa molar" ( anote no seu caderno).

O objetivo da nossa lição:

em primeiro lugar: familiarize-se com o conceito de “quantidade de substância”, “mol”;

segundo: ter uma ideia da massa molar de uma substância;

terceiro: aprenda a calcular a quantidade de uma substância a partir de uma massa conhecida de uma substância e a massa de uma substância a partir de uma quantidade conhecida de uma substância.

3. Estudando novos materiais.

Tudo é mensurável. E você já está familiarizado com unidades de massa ou volume. Por exemplo,

Na hora de comprar açúcar, determinamos seu ___ (peso) em balança, utilizando unidades de medida - ________ (quilogramas, gramas).

Na compra de leite engarrafado, determinamos seu _____ (volume) por meio de copos medidores, utilizando unidades de medida______ (litro, mililitro)

Também podemos determinar quantas peças (partículas) existem em 1 quilograma?

Química é a ciência das substâncias. As substâncias são constituídas por átomos ou moléculas. Em que unidades as substâncias podem ser medidas? Afinal, átomos e moléculas não podem ser contados e pesados.

E então foi escolhida uma unidade especial para medir a substância, que combinava duas quantidades - o número de moléculas e a massa da substância.

Esta unidade é chamada de quantidade de substância ou mol.

Para medir 1 mol de uma substância, você precisa pegar tantos gramas quanto a massa relativa da substância:

1 mol de H 2 pesa 2 g (Mr(H 2) = 2)

1 mol O 2 pesa 32 g (Mr(O 2) = 32)

1 mol de H 2 O pesa 18 g (Mr(H 2 O) = 18)

Quantas partículas reais - moléculas estão contidas em 1 mol de qualquer substância?

Foi estabelecido que 1 mol de qualquer substância contém sempre o mesmo número de moléculas. Este número é 6 10 23. Por exemplo,

1 mol de água = 6 . 10 23 moléculas de H 2 O,

1 mol de ferro = 6 . 10 23 átomos de Fe,

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

1 mol de íons cloro Cl - = 6 . 10 23 Cl - íons.

Em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro, esse número foi denominado constante de Avogadro.

Designada NA = 6 ?10 23

A constante de Avogadro é tão grande que é difícil imaginar.

O Deserto do Saara contém menos de três moles dos menores grãos de areia.

Se você pegar 1 mol de notas de dólar, elas cobrirão todos os continentes da Terra com uma camada densa de 2 quilômetros.

Agora você e eu podemos escrever a definição do conceito “toupeira”.

UM MOLE é a QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA que contém 6 10 23unidades estruturais desta substância -moléculas ouátomos.

A quantidade de uma substância é indicada pela letra – n, medida em moles

Para descobrir o número de moléculas (N) você pode usar a fórmula:

Conhecendo o número de moléculas, você pode encontrar a quantidade de substância:

O que precisa ser feito para medir 1 mol de uma substância?

Você precisa ingerir tantos gramas dessa substância quanto seu peso molecular relativo.

A massa de 1 mol de uma substância é chamada de massa molar. Denotado pela letra - M. é encontrado pela fórmula:

Adivinhe em quais unidades a massa molar será medida?

medido em (g/mol)

A massa molar coincide em valor com a massa atômica ou molecular relativa, mas difere em unidades de medida (M - g/mol; Mr, Ar - quantidades adimensionais).

M (g/mol) = Sr.

A tabela mostra as massas molares para ilustração. M para diversas substâncias de estruturas diferentes.

Mesa. Massas molares de diversas substâncias.

Substância	Massa molecular ou atômica Senhor, (Ar)	Massa molar M	Número de Avogrado
Água H2O			6,02–10 23 moléculas
Óxido de cálcio CaO			6,02–10 23 moléculas
Carbono 12 C			6,02–10 23 átomos
			6,02–10 23 átomos
Átomo de cloro Cl		35,5g/mol	6,02–10 23 átomos
Molécula de cloro Cl 2			6,02–10 23 moléculas

As massas molares das substâncias diferem umas das outras, mas a quantidade da substância permanece a mesma - 1 mol.

Número de moles de substância n encontrado a partir da razão de massa eu desta substância (g) à sua massa molar M (g/mol).

Portanto, a massa pode ser encontrada usando a fórmula:

Vamos estabelecer a relação entre as principais grandezas: m = n? M, n = m/M, М = m/n, n = N/N A, N = n? NA, onde NA 6,02–10 23 mol -1

4. Fixação do material

Determinamos como a quantidade e a massa de uma substância estão relacionadas entre si. Agora vamos resolver os problemas usando os conceitos discutidos acima.

Tarefa nº 1 . Determine a massa de oxigênio com uma quantidade de substância de 3,6 mol.

Problema nº 2 . Que quantidade de substância conterá 64 g de oxigênio?

Problema nº 3 . Calcule a quantidade de substância e o número de moléculas contidas no dióxido de carbono pesando 11 g.

Problema 4 . Encontre a massa de 24. 10 23 moléculas de ozônio O 3.

Vamos tentar responder à pergunta feita no início da lição:

se a vendedora estudou bem na oitava série, ela calculará rapidamente: massa (?aCl) = 58,5 (g/mol)?10 (mol) = 585 gramas.

Depois disso, ela coloca sal no saco, pesa-o e diz educadamente: “Pague no caixa”.

5. Lição de casa.

Então, amigos, é hora de dizer adeus.
E eu quero desejar a você:
Sempre disposto a aprender,
Sempre disposto a trabalhar.
E nunca desanime.

Literatura:

Alikberova L.Yu. Química divertida, M, "AST-PRESS", 1999
Berdonosov S.S., Química 8kl, Miros, 1994.;
Jornal "Química na escola" nº 44 1996 P. 9.
Gabrielyan O.S. Química 8º ano. M.: Abetarda, 2007.
Ivanova R.G. Química 8-9 série. M.: Educação, 2005.
Novoshinsky I.I. Novoshinskaya N.S. Tipos de problemas químicos e métodos para resolvê-los, séries 8 a 11. M.: Onyx século XXI.
Coleção educacional. Química. Curso básico. 8ª a 9ª série. Laboratório de sistemas multimídia MarSTU. Yoshkar-Ola, 2003.

Tente avaliar seus próprios conhecimentos e habilidades após a lição de hoje

Eu entendo tudo, posso ensinar outra pessoa.
Posso explicar um novo tópico com alguma ajuda.
É difícil para mim descobrir um novo tópico sozinho, preciso de ajuda.

Fórmula	Massa molar (M, g/mol)	Massa (m, grama)	Número de partículas (N)

Fórmula	Peso molecular relativo (Mr)	Quantidade de substância (n, mol))	Massa molar (M, g/mol)	Massa (m, grama)	Número de partículas (N)

Fórmula	Peso molecular relativo (Mr)	Quantidade de substância (n, mol))	Massa molar (M, g/mol)	Massa (m, grama)	Número de partículas (N)

As massas dos átomos e moléculas são muito pequenas, por isso é conveniente escolher a massa de um dos átomos como unidade de medida e expressar as massas dos átomos restantes em relação a ele. Foi exatamente isso que fez o fundador da teoria atômica, Dalton, que compilou uma tabela de massas atômicas, tomando a massa do átomo de hidrogênio como uma só.

Até 1961, na física, 1/16 da massa do átomo de oxigênio 16 O era considerado uma unidade de massa atômica (amu), e na química - 1/16 da massa atômica média do oxigênio natural, que é uma mistura de três isótopos. A unidade química de massa foi 0,03% maior que a física.

Massa atômica e massa atômica relativa de um elemento

Atualmente, um sistema de medição unificado foi adotado em física e química. A unidade padrão de massa atômica é 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C.

1 am = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

DEFINIÇÃO

Massa atômica relativa de um elemento (A r)é uma quantidade adimensional igual à razão entre a massa média de um átomo de um elemento e 1/12 da massa de um átomo de 12 C.

Ao calcular a massa atômica relativa, é levada em consideração a abundância de isótopos de elementos na crosta terrestre. Por exemplo, o cloro tem dois isótopos 35 Cl (75,5%) e 37 Cl (24,5%).A massa atômica relativa do cloro é:

A r (Cl) = (0,755×m(35 Cl) + 0,245×m(37 Cl)) / (1/12×m(12 C) = 35,5.

Da definição de massa atômica relativa segue-se que a massa absoluta média de um átomo é igual à massa atômica relativa multiplicada por amu:

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

Peso molecular relativo do elemento

DEFINIÇÃO

Massa molecular relativa da substância (Mr)é uma quantidade adimensional igual à razão entre a massa de uma molécula de uma substância e 1/12 da massa de um átomo de 12 C.

A massa molecular relativa de uma molécula é igual à soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem a molécula, por exemplo:

M r (N 2 O) = 2 × A r (N) + A r (O) = 2 × 14,0067 + 15,9994 = 44,0128.

A massa absoluta de uma molécula é igual à massa molecular relativa vezes a amu.

O número de átomos e moléculas em amostras comuns de substâncias é muito grande, portanto, ao caracterizar a quantidade de uma substância, é utilizada uma unidade de medida especial - o mol.

Um mol é a quantidade de uma substância que contém o mesmo número de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons) que há átomos de carbono contidos em 12 g do isótopo 12 C.

A massa de um átomo de 12 C é 12 u, portanto o número de átomos em 12 g do isótopo 12 C é:

NA = 12 g / 12 × 1,66057 × 10 -24 g = 1/1,66057 × 10 -24 = 6,0221 × 10 -23.

Assim, um mol de uma substância contém 6,0221×10 -23 partículas desta substância.

A quantidade física N A é chamada de constante de Avogadro e tem a dimensão = mol -1. O número 6,0221×10 -23 é chamado de número de Avogadro.

DEFINIÇÃO

Massa molar (M)é a massa de 1 mol de uma substância.

É fácil mostrar que os valores numéricos da massa molar M e da massa molecular relativa M r são iguais, porém, a primeira quantidade tem a dimensão [M] = g/mol, e a segunda é adimensional:

M = N A × m (1 molécula) = N A × M r × 1 amu = (N A ×1 amu) × M r = × M r .

Isto significa que se a massa de uma determinada molécula for, por exemplo, 44 u, então a massa de um mol de moléculas é 44 g.

A constante de Avogadro é um coeficiente de proporcionalidade que garante a transição das relações moleculares para as molares.

DEFINIÇÃO

A razão entre a massa (m) de uma substância e sua quantidade (n) é chamada massa molar da substância:

A massa molar é geralmente expressa em g/mol, menos frequentemente em kg/kmol. Como um mol de qualquer substância contém o mesmo número de unidades estruturais, a massa molar da substância é proporcional à massa da unidade estrutural correspondente, ou seja, massa atômica relativa de uma determinada substância (M r):

onde κ é o coeficiente de proporcionalidade, o mesmo para todas as substâncias. O peso molecular relativo é uma quantidade adimensional. É calculado usando as massas atômicas relativas dos elementos químicos indicadas na Tabela Periódica de D.I. Mendeleiev.

Como se sabe, a massa molecular de uma molécula é igual à soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem a molécula:

Senhor(HX) = Ar(H) + Ar(X).

M (HX) = Sr(HX) = Ar(H) + Ar(X).

Para tornar mais fácil não perder tempo calculando a massa molar de uma determinada substância a cada vez, use uma tabela de massas molares, que se parece com esta:

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício

Faça as fórmulas de dois óxidos de cobre se as frações mássicas de cobre neles forem 79,9% e 88,8%.

Solução

ω 1 (O) = 100% - ω 1 (Cu) = 100% - 79,9% = 20,1%;

ω 2 (O) = 100% - ω 2 (Cu) = 100% - 88,8% = 11,2%.

Denotemos o número de moles dos elementos incluídos no composto por “x” (cobre) e “y” (oxigênio). Então, a razão molar ficará assim (arredondaremos os valores das massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev para números inteiros):

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.

Isto significa que a fórmula do primeiro óxido de cobre será 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.

Isso significa que a fórmula do segundo óxido de cobre será Cu 2 O.

Responder

CuO e Cu2O

EXEMPLO 2

Exercício

Faça as fórmulas de dois óxidos de ferro se as frações mássicas de ferro neles forem 77,8% e 70,0%.

Solução

A fração de massa do elemento X em uma molécula da composição NX é calculada usando a seguinte fórmula:

ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%.

Vamos encontrar a fração de massa em cada um dos óxidos de cobre:

ω 1 (O) = 100% - ω 1 (Fe) = 100% - 77,8% = 22,2%;

ω 2 (O) = 100% - ω 2 (Fe) = 100% - 70,0% = 30,0%.

Denotemos o número de moles dos elementos incluídos no composto por “x” (ferro) e “y” (oxigênio). Então, a razão molar ficará assim (arredondaremos os valores das massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev para números inteiros):

x:y = 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.

Isto significa que a fórmula do primeiro óxido de ferro será FeO.

x:y = 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.

Isso significa que a fórmula do segundo óxido de ferro será Fe 2 O 3.

Responder

FeO, Fe2O3

Uma das unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades (SI) é A unidade de quantidade de uma substância é o mol.

Verruga – esta é a quantidade de uma substância que contém tantas unidades estruturais de uma determinada substância (moléculas, átomos, íons, etc.) quantos átomos de carbono contidos em 0,012 kg (12 g) de um isótopo de carbono 12 COM .

Considerando que o valor da massa atômica absoluta do carbono é igual a eu(C) = 1,99 10 - 26 kg, o número de átomos de carbono pode ser calculado N A, contido em 0,012 kg de carbono.

Um mol de qualquer substância contém o mesmo número de partículas dessa substância (unidades estruturais). O número de unidades estruturais contidas em uma substância com quantidade de um mol é 6,02 10 23 e é chamado Número de Avogadro (N A ).

Por exemplo, um mol de cobre contém 6,02 10 23 átomos de cobre (Cu) e um mol de hidrogênio (H 2) contém 6,02 10 23 moléculas de hidrogênio.

Massa molar(M) é a massa de uma substância tomada na quantidade de 1 mol.

A massa molar é designada pela letra M e tem a dimensão [g/mol]. Em física eles usam a unidade [kg/kmol].

No caso geral, o valor numérico da massa molar de uma substância coincide numericamente com o valor de sua massa molecular relativa (atômica relativa).

Por exemplo, o peso molecular relativo da água é:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

A massa molar da água tem o mesmo valor, mas é expressa em g/mol:

M (H2O) = 18g/mol.

Assim, um mol de água contendo 6,02 10 23 moléculas de água (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrogênio e 6,02 10 23 átomos de oxigênio) tem uma massa de 18 gramas. A água, com uma quantidade de substância de 1 mol, contém 2 moles de átomos de hidrogênio e um mol de átomos de oxigênio.

1.3.4. A relação entre a massa de uma substância e sua quantidade

Conhecendo a massa de uma substância e sua fórmula química e, portanto, o valor de sua massa molar, pode-se determinar a quantidade da substância e, inversamente, conhecendo a quantidade da substância, pode-se determinar sua massa. Para tais cálculos você deve usar as fórmulas:

onde ν é a quantidade de substância, [mol]; eu– massa da substância, [g] ou [kg]; M – massa molar da substância, [g/mol] ou [kg/kmol].

Por exemplo, para encontrar a massa de sulfato de sódio (Na 2 SO 4) numa quantidade de 5 moles, encontramos:

1) o valor da massa molecular relativa de Na 2 SO 4, que é a soma dos valores arredondados das massas atômicas relativas:

Мr(Na 2 SO 4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) um valor numericamente igual da massa molar da substância:

M(Na2SO4) = 142g/mol,

3) e, por fim, a massa de 5 mol de sulfato de sódio:

m = ν M = 5 mol · 142 g/mol = 710 g.

Resposta: 710.

1.3.5. A relação entre o volume de uma substância e sua quantidade

Em condições normais (n.s.), ou seja, sob pressão R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg) e temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), um mol de gases e vapores diferentes ocupa o mesmo volume igual a 22,4 litros.

O volume ocupado por 1 mol de gás ou vapor ao nível do solo é chamado volume molargás e tem a dimensão litro por mol.

V mol = 22,4 l/mol.

Conhecendo a quantidade de substância gasosa (ν ) E valor do volume molar (Vmol) você pode calcular seu volume (V) em condições normais:

V = νVmol,

onde ν é a quantidade de substância [mol]; V – volume de substância gasosa [l]; V mol = 22,4 l/mol.

E, inversamente, conhecendo o volume ( V) de uma substância gasosa em condições normais, sua quantidade (ν) pode ser calculada :