Relative Atom- und Molekülmassen. Grundbegriffe und Gesetze der Chemie

Im Verlauf der Entwicklung der Wissenschaft stand die Chemie vor dem Problem, die Menge eines Stoffes für die Durchführung von Reaktionen und die dabei gewonnenen Stoffe zu berechnen.

Heute wird für solche Berechnungen der chemischen Reaktion zwischen Stoffen und Gemischen der im Periodensystem eingetragene Wert der relativen Atommasse verwendet chemische Elemente D. I. Mendelejew.

Chemische Prozesse und der Einfluss des Anteils eines Elements in Stoffen auf den Ablauf einer Reaktion

Moderne Wissenschaft unter der Definition von "relativ Atommasse chemisches Element" bedeutet, wie oft die Masse eines Atoms eines bestimmten chemischen Elements größer ist als ein Zwölftel eines Kohlenstoffatoms.

Mit dem Aufkommen der Ära der Chemie wurde die Notwendigkeit für genaue Definitionen der Verlauf einer chemischen Reaktion und ihre Ergebnisse wuchsen.

Daher versuchten Chemiker ständig, das Problem der genauen Massen wechselwirkender Elemente in Materie zu lösen. Einer von beste Lösungen damals gab es eine bindung an das leichteste element. Und das Gewicht seines Atoms wurde als eins genommen.

Der historische Verlauf der Substanzzählung

Zunächst wurde Wasserstoff verwendet, dann Sauerstoff. Diese Berechnungsmethode erwies sich jedoch als ungenau. Der Grund dafür war das Vorhandensein von Isotopen mit einer Masse von 17 und 18 in Sauerstoff.

Daher ergab eine Isotopenmischung technisch gesehen eine andere Zahl als sechzehn. Heute wird die relative Atommasse eines Elements anhand des zugrunde gelegten Gewichts des Kohlenstoffatoms im Verhältnis 1/12 berechnet.

Dalton legte den Grundstein für die relative Atommasse eines Elements

Erst einige Zeit später, im 19. Jahrhundert, schlug Dalton vor, mit dem leichtesten chemischen Element zu rechnen – Wasserstoff. Bei Vorlesungen vor seinen Studenten demonstrierte er an aus Holz geschnitzten Figuren, wie Atome zusammenhängen. Für andere Elemente verwendete er Daten, die zuvor von anderen Wissenschaftlern erhalten wurden.

Nach Lavoisiers Experimenten enthält Wasser fünfzehn Prozent Wasserstoff und fünfundachtzig Prozent Sauerstoff. Mit diesen Daten berechnete Dalton, dass die relative Atommasse des Elements, aus dem Wasser besteht, in diesem Fall Sauerstoff, 5,67 beträgt. Die Fehlerhaftigkeit seiner Berechnungen ist darauf zurückzuführen, dass er bezüglich der Anzahl der Wasserstoffatome in einem Wassermolekül falsch glaubte.

Seiner Meinung nach gab es ein Wasserstoffatom pro Sauerstoffatom. Anhand der Daten des Chemikers Austin, dass Ammoniak 20 Prozent Wasserstoff und 80 Prozent Stickstoff enthält, berechnete er die relative Atommasse von Stickstoff. Mit diesem Ergebnis kam er zu einem interessanten Schluss. Es stellte sich heraus, dass die relative Atommasse (die Ammoniakformel wurde fälschlicherweise mit einem Molekül Wasserstoff und Stickstoff genommen) vier beträgt. Bei seinen Berechnungen stützte sich der Wissenschaftler auf das Periodensystem von Mendeleev. Aus der Analyse errechnete er, dass die relative Atommasse von Kohlenstoff 4,4 statt der zuvor angenommenen zwölf betrug.

Trotz seiner schwerwiegenden Fehler war es Dalton, der als erster eine Tabelle mit einigen Elementen erstellte. Es hat zu Lebzeiten des Wissenschaftlers zahlreiche Veränderungen erfahren.

Die Isotopenkomponente einer Substanz beeinflusst den Genauigkeitswert des relativen Atomgewichts

Betrachtet man die Atommassen der Elemente, fällt auf, dass die Genauigkeit für jedes Element unterschiedlich ist. Bei Lithium ist er beispielsweise vierstellig und bei Fluor achtstellig.

Das Problem ist, dass die Isotopenkomponente jedes Elements unterschiedlich und variabel ist. Zum Beispiel enthält gewöhnliches Wasser drei Arten von Wasserstoffisotopen. Dazu gehören neben gewöhnlichem Wasserstoff auch Deuterium und Tritium.

Die relativen Atommassen von Wasserstoffisotopen sind zwei bzw. drei. „Schweres“ Wasser (gebildet aus Deuterium und Tritium) verdunstet schlechter. Daher gibt es im Dampfzustand weniger Wasserisotope als im flüssigen Zustand.

Selektivität lebender Organismen für verschiedene Isotope

Lebende Organismen haben gegenüber Kohlenstoff eine selektive Eigenschaft. Kohlenstoff mit einer relativen Atommasse von zwölf wird zum Aufbau organischer Moleküle verwendet. Daher enthalten Substanzen organischen Ursprungs sowie eine Reihe von Mineralien wie Kohle und Öl einen geringeren Isotopengehalt als anorganische Materialien.
Mikroorganismen, die Schwefel verarbeiten und akkumulieren, hinterlassen das Schwefelisotop 32. In Bereichen, in denen Bakterien nicht verarbeiten, ist der Anteil des Schwefelisotops 34, also viel höher. Anhand des Schwefelanteils im Bodengestein schließen Geologen auf die Art der Entstehung der Schicht – sei es magmatischer oder sedimentärer Natur.

Von allen chemischen Elementen hat nur eines keine Isotope - Fluor. Daher ist seine relative Atommasse genauer als bei anderen Elementen.

Die Existenz instabiler Substanzen in der Natur

Bei einigen Elementen ist die relative Masse in eckigen Klammern angegeben. Wie Sie sehen können, sind dies Elemente, die sich nach Uran befinden. Tatsache ist, dass sie keine stabilen Isotope haben und unter Freisetzung radioaktiver Strahlung zerfallen. Daher ist das stabilste Isotop in Klammern angegeben.

Im Laufe der Zeit stellte sich heraus, dass es möglich ist, aus einigen von ihnen unter künstlichen Bedingungen ein stabiles Isotop zu gewinnen. Ich musste die Atommassen einiger Transurane im Periodensystem von Mendelejew ändern.

Bei der Synthese neuer Isotope und der Messung ihrer Lebensdauer war es manchmal möglich, Nuklide mit millionenfach längerer Halbwertszeit zu finden.

Die Wissenschaft steht nicht still, ständig werden neue Elemente, Gesetzmäßigkeiten, Zusammenhänge verschiedener Prozesse in Chemie und Natur entdeckt. In welcher Form sich die Chemie und das Periodensystem der chemischen Elemente von Mendeleev in der Zukunft, in hundert Jahren, entwickeln wird, ist daher vage und ungewiss. Aber ich würde gerne glauben, dass die in den vergangenen Jahrhunderten angesammelten Arbeiten der Chemiker einer neuen, vollkommeneren Erkenntnis unserer Nachkommen dienen werden.

DEFINITION

Eisen ist das sechsundzwanzigste Element des Periodensystems. Bezeichnung - Fe vom lateinischen "ferrum". Befindet sich in der vierten Periode, Gruppe VIIIB. Bezieht sich auf Metalle. Die Kernladung beträgt 26.

Eisen ist nach Aluminium das häufigste Metall auf der Erde: Es macht 4% (Masse) der Erdkruste aus. Eisen kommt in Form verschiedener Verbindungen vor: Oxide, Sulfide, Silikate. Eisen kommt im freien Zustand nur in Meteoriten vor.

Zu den wichtigsten Eisenerzen zählen magnetisches Eisenerz Fe 3 O 4 , rotes Eisenerz Fe 2 O 3 , braunes Eisenerz 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O und Spat FeCO 3.

Eisen ist ein silbriges (Abb. 1) duktiles Metall. Es eignet sich gut zum Schmieden, Walzen und für andere Arten von Bearbeitung. Mechanische Eigenschaften Eisen ist stark von seiner Reinheit abhängig - vom Gehalt selbst sehr geringer Mengen anderer Elemente.

Reis. 1. Eisen. Aussehen.

Atom- und Molekulargewicht von Eisen

Relatives Molekulargewicht einer Substanz(M r) ist eine Zahl, die angibt, wie oft die Masse eines bestimmten Moleküls größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist, und relative Atommasse eines Elements(A r) - wie oft Durchschnittsgewicht Atome eines chemischen Elements beträgt mehr als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.

Da Eisen im freien Zustand in Form von einatomigen Fe-Molekülen vorliegt, sind die Werte seiner Atom- und Molekülmassen gleich. Sie sind gleich 55,847.

Allotropie und allotrope Modifikationen des Eisens

Eisen bildet zwei kristalline Modifikationen: α-Eisen und γ-Eisen. Das erste von ihnen hat ein kubisch raumzentriertes Gitter, das zweite ein kubisch flächenzentriertes Gitter. α-Eisen ist in zwei Temperaturbereichen thermodynamisch stabil: unter 912 o C und von 1394 o C bis zum Schmelzpunkt. Der Schmelzpunkt von Eisen liegt bei 1539 ± 5 o C. Zwischen 912 o C und 1394 o C ist γ-Eisen stabil.

Die Temperaturstabilitätsbereiche von α- und γ-Eisen sind auf die Art der Änderung der Gibbs-Energie beider Modifikationen bei einer Temperaturänderung zurückzuführen. Bei Temperaturen unter 912 o C und über 1394 o C ist die Gibbs-Energie von α-Eisen kleiner als die Gibbs-Energie von γ-Eisen und im Bereich von 912 - 1394 o C - mehr.

Isotope von Eisen

Es ist bekannt, dass Eisen in der Natur in Form der vier stabilen Isotope 54Fe, 56Fe, 57Fe und 57Fe vorkommen kann. Ihre Massenzahlen sind 54, 56, 57 bzw. 58. Der Kern eines Atoms des Eisenisotops 54 Fe enthält sechsundzwanzig Protonen und achtundzwanzig Neutronen, und die übrigen Isotope unterscheiden sich davon nur in der Anzahl der Neutronen.

Es gibt künstliche Eisenisotope mit Massenzahlen von 45 bis 72, sowie 6 isomere Kernzustände. Das langlebigste unter den oben genannten Isotopen ist 60 Fe mit einer Halbwertszeit von 2,6 Millionen Jahren.

Eisenionen

Die elektronische Formel, die die Verteilung der Eisenelektronen über die Bahnen zeigt, lautet wie folgt:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Durch chemische Wechselwirkung gibt Eisen seine Valenzelektronen ab, d.h. ist ihr Spender und verwandelt sich in ein positiv geladenes Ion:

Fe 0 –2e → Fe 2+ ;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

Molekül und Atom von Eisen

Im freien Zustand liegt Eisen in Form von einatomigen Fe-Molekülen vor. Hier sind einige Eigenschaften, die das Atom und Molekül von Eisen charakterisieren:

Eisenlegierungen

Bis ins 19. Jahrhundert waren Eisenlegierungen vor allem für ihre Legierungen mit Kohlenstoff bekannt, die die Namen Stahl und Gusseisen erhielten. In Zukunft wurden jedoch neue Legierungen auf Eisenbasis geschaffen, die Chrom, Nickel und andere Elemente enthalten. Derzeit werden Eisenlegierungen in Kohlenstoffstähle, Gusseisen, legierte Stähle und Stähle mit besonderen Eigenschaften unterteilt.

In der Technik werden Eisenlegierungen üblicherweise als Eisenmetalle bezeichnet, und ihre Herstellung wird als Eisenmetallurgie bezeichnet.

Beispiele für Problemlösungen

Die Übung	Die elementare Zusammensetzung der Substanz ist wie folgt: Der Massenanteil des Eisenelements beträgt 0,7241 (oder 72,41%), der Massenanteil von Sauerstoff beträgt 0,2759 (oder 27,59%). Leiten Sie die chemische Formel her.
Entscheidung	Der Massenanteil des Elements X im Molekül der HX-Zusammensetzung wird nach folgender Formel berechnet: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Bezeichnen wir die Anzahl der Eisenatome im Molekül mit "x", die Anzahl der Sauerstoffatome mit "y". Finden wir die entsprechenden relativen Atommassen der Elemente Eisen und Sauerstoff (die Werte der relativen Atommassen aus dem Periodensystem von D. I. Mendeleev werden auf ganze Zahlen gerundet). Ar(Fe) = 56; Ar(O) = 16. Wir teilen den Prozentsatz der Elemente durch die entsprechenden relativen Atommassen. So finden wir die Beziehung zwischen der Anzahl der Atome im Molekül der Verbindung: x:y= ω(Fe)/Ar(Fe) : ω(O)/Ar(O); x:y = 72,41/56: 27,59/16; x:y = 1,29: 1,84. Nehmen wir die kleinste Zahl als eins (d. h. teilen Sie alle Zahlen durch die kleinste Zahl 1,29): 1,29/1,29: 1,84/1,29; Daher ist die einfachste Formel für die Verbindung von Eisen mit Sauerstoff Fe 2 O 3.
Antworten	Fe2O3

Die physikalischen Eigenschaften von Eisen hängen von seinem Reinheitsgrad ab. Reines Eisen ist ein ziemlich duktiles silbrig-weißes Metall. Die Dichte von Eisen beträgt 7,87 g/cm 3 . Der Schmelzpunkt liegt bei 1539 °C. Im Gegensatz zu vielen anderen Metallen weist Eisen magnetische Eigenschaften auf.

Reines Eisen ist an der Luft ziemlich stabil. In der Praxis wird Eisen verwendet, das Verunreinigungen enthält. Beim Erhitzen ist Eisen ziemlich aktiv gegenüber vielen Nichtmetallen. Betrachten Sie die chemischen Eigenschaften von Eisen am Beispiel der Wechselwirkung mit typischen Nichtmetallen: Sauerstoff und Schwefel.

Wenn Eisen in Sauerstoff verbrannt wird, entsteht eine Verbindung aus Eisen und Sauerstoff, die als Eisenzunder bezeichnet wird. Die Reaktion wird von der Freisetzung von Wärme und Licht begleitet. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Beim Erhitzen reagiert Eisen heftig mit Schwefel zu Eisen(II)-Sulfid. Die Reaktion wird auch von der Freisetzung von Wärme und Licht begleitet. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

Eisen ist in Industrie und Alltag weit verbreitet. Die Eisenzeit ist eine Ära in der Entwicklung der Menschheit, die zu Beginn des ersten Jahrtausends v. Chr. im Zusammenhang mit der Verbreitung der Eisenverhüttung und der Herstellung von Eisenwerkzeugen und Militärwaffen begann. Eisenzeit kam, um die Bronzezeit zu ersetzen. Stahl tauchte erstmals im zehnten Jahrhundert v. Chr. in Indien auf, Gusseisen erst im Mittelalter. Reines Eisen wird zur Herstellung von Transformatoren- und Elektromagnetkernen sowie zur Herstellung von Speziallegierungen verwendet. In der Praxis werden vor allem Eisenlegierungen verwendet: Gusseisen und Stahl. Gusseisen wird zur Herstellung von Gussteilen und Stahl, Stahl - als korrosionsbeständiger Konstruktions- und Werkzeugwerkstoff verwendet.

Unter dem Einfluss von Luftsauerstoff und Feuchtigkeit rosten Eisenlegierungen. Das Rostprodukt lässt sich durch die chemische Formel Fe 2 O 3 · xH 2 O beschreiben. Ein Sechstel des erschmolzenen Gusseisens stirbt an Rost, daher ist das Thema Korrosionsschutz sehr relevant. Korrosionsschutzverfahren sind sehr vielfältig. Die wichtigsten davon sind: Schutz der Metalloberfläche mit einer Beschichtung, Bildung von Legierungen mit Korrosionsschutzeigenschaften, elektrochemische Mittel, Änderung der Zusammensetzung des Mediums. Schutzbeschichtungen werden in zwei Gruppen eingeteilt: metallische (Überzug von Eisen mit Zink, Chrom, Nickel, Kobalt, Kupfer) und nichtmetallische (Lacke, Farben, Kunststoffe, Gummi, Zement). Durch die Einführung spezieller Zusätze in die Zusammensetzung der Legierungen wird Edelstahl erhalten.

Eisen. Das Vorkommen von Eisen in der Natur

Eisen. Verteilung von Eisen in der Natur. Biologische Rolle Drüse

Das zweite wichtige chemische Element nach Sauerstoff, dessen Eigenschaften untersucht werden, ist Ferum. Eisen ist ein metallisches Element, das eine einfache Substanz bildet - Eisen. Eisen ist ein Mitglied der achten Gruppe der sekundären Nebengruppe des Periodensystems. Entsprechend der Gruppennummer sollte die maximale Wertigkeit von Eisen acht sein, jedoch weist Ferum in Verbindungen häufiger Zweier- und Dreier-Wertigkeiten auf, sowie bekannte Verbindungen mit Eisen-Wertigkeit von sechs. Die relative Atommasse von Eisen beträgt sechsundfünfzig.

Bezogen auf seine Häufigkeit in der Zusammensetzung der Erdkruste nimmt Ferum nach Aluminium den zweiten Platz unter den metallischen Elementen ein. Massenanteil von Eisen drin Erdkruste liegt bei knapp fünf Prozent. In der Natur ist Eisen sehr selten, meist nur in Form von Meteoriten. In dieser Form konnten unsere Vorfahren erstmals Eisen kennenlernen und es als sehr guten Werkstoff zur Herstellung von Werkzeugen schätzen. Es wird angenommen, dass Eisen der Hauptbestandteil des Kerns ist der Globus. Ferum kommt in der Natur häufiger als Bestandteil von Erzen vor. Die wichtigsten davon sind: magnetisches Eisenerz (Magnetit) Fe 3 O 4, rotes Eisenerz (Hämatit) Fe 2 O 3, braunes Eisenerz (Limonit) Fe 2 O 3 nH 2 O, Eisenkies (Pyrit) FeS 2 , Eisenspaterz (Siderit) FeCO3, Goethit FeO (OH). In den Gewässern vieler Mineralquellen enthält Fe (HCO 3) 2 und einige andere Eisensalze.

Eisen ist ein lebenswichtiges Element. Sowohl im menschlichen Körper als auch bei Tieren ist Ferrum in allen Geweben vorhanden, der größte Teil (etwa drei Gramm) ist jedoch in den Blutkügelchen konzentriert. Eisenatome nehmen in Hämoglobinmolekülen eine zentrale Stellung ein, ihnen verdankt das Hämoglobin seine Farbe und die Fähigkeit, Sauerstoff anzulagern und abzuspalten. Eisen ist am Prozess des Sauerstofftransports von der Lunge zu den Geweben des Körpers beteiligt. täglicher Bedarf Körper in Ferum ist 15-20 mg. Seine Gesamtmenge gelangt mit pflanzlichen Lebensmitteln und Fleisch in den menschlichen Körper. Bei Blutverlust übersteigt der Bedarf an Ferum die Menge, die eine Person aus der Nahrung erhält. Eisenmangel im Körper kann zu einem Zustand führen, der durch eine Abnahme der Anzahl roter Blutkörperchen und des Hämoglobins im Blut gekennzeichnet ist. Medizinische Präparate Eisen sollte nur nach Anweisung eines Arztes eingenommen werden.

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff. Verbindungsreaktionen

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff. Verbindungsreaktionen. Das Konzept von Oxiden, Oxidation und Verbrennung. Bedingungen für den Beginn und das Ende der Verbrennung

Sauerstoff reagiert beim Erhitzen heftig mit vielen Stoffen. Wenn Sie glühende Holzkohle C in ein Gefäß mit Sauerstoff geben, wird sie weißglühend und brennt. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

C + ONaHCO 2 = CONaHCO 2

Schwefel S verbrennt in Sauerstoff mit hellblauer Flamme zu einem gasförmigen Stoff – Schwefeldioxid. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

S + ONaHCO2 = SONaHCO2

Phosphor P verbrennt in Sauerstoff mit einer hellen Flamme zu dichtem weißem Rauch, der aus festen Partikeln von Phosphor(V)-oxid besteht. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

4P + 5ONaHCO 2 = 2PNaHCO 2 ONaHCO 5

Die Gleichungen für die Reaktionen der Wechselwirkung von Sauerstoff mit Kohle, Schwefel und Phosphor sind dadurch vereint, dass aus zwei Ausgangsstoffen jeweils ein Stoff entsteht. Solche Reaktionen, bei denen aus mehreren Ausgangsstoffen (Reagenzien) nur ein Stoff (Produkt) entsteht, nennt man Kommunikationsreaktionen.

Die Produkte der Wechselwirkung von Sauerstoff mit den betrachteten Stoffen (Kohle, Schwefel, Phosphor) sind Oxide. Oxide sind komplexe Substanzen, die zwei Elemente enthalten, von denen eines Sauerstoff ist. Fast alle chemischen Elemente bilden Oxide, mit Ausnahme einiger inerter Elemente: Helium, Neon, Argon, Krypton und Xenon. Es gibt einige chemische Elemente, die sich nicht direkt mit Sauerstoff verbinden, wie z. B. Aurum.

Chemische Reaktionen der Wechselwirkung von Stoffen mit Sauerstoff werden als Oxidationsreaktionen bezeichnet. Der Begriff "Oxidation" ist allgemeiner als der Begriff "Verbrennung". Verbrennung ist eine chemische Reaktion, bei der die Oxidation von Stoffen unter Freisetzung von Wärme und Licht erfolgt. Damit eine Verbrennung stattfinden kann, sind folgende Bedingungen erforderlich: enger Kontakt von Luft mit einem brennbaren Stoff und Erhitzen auf die Zündtemperatur. Bei verschiedenen Stoffen ist die Zündtemperatur unterschiedliche Bedeutungen. Beispielsweise beträgt die Zündtemperatur von Holzstaub 610 ° C, Schwefel - 450 ° C, weißer Phosphor 45 - 60 ° C. Um das Auftreten einer Verbrennung zu verhindern, muss mindestens eine der angegebenen Bedingungen angeregt werden. Das heißt, es ist notwendig, den brennbaren Stoff zu entfernen, ihn unter die Zündtemperatur zu kühlen und den Zugang von Sauerstoff zu blockieren. Verbrennungsvorgänge begleiten uns im Alltag, daher muss jeder Mensch die Bedingungen für den Beginn und das Ende der Verbrennung kennen und auch beobachten notwendige Regeln Umgang mit brennbaren Stoffen.

Der Sauerstoffkreislauf in der Natur

Der Sauerstoffkreislauf in der Natur. Die Verwendung von Sauerstoff, seine biologische Rolle

Etwa ein Viertel der Atome aller lebenden Materie entfällt auf Sauerstoff. Soweit gesamt Sauerstoffatome in der Natur müssen ausnahmslos mit der Entfernung von Sauerstoff aus der Luft durch Atmung und andere Prozesse wieder aufgefüllt werden. Die wichtigste Sauerstoffquelle in unbelebte Natur ist Kohlendioxid und Wasser. Sauerstoff gelangt hauptsächlich als Ergebnis des Prozesses der Photosynthese in die Atmosphäre, an dem This-o-two beteiligt ist. Eine wichtige Sauerstoffquelle ist die Erdatmosphäre. Ein Teil des Sauerstoffs wird dabei gebildet Oberteile Atmosphäre aufgrund der Dissoziation von Wasser unter Einwirkung von Sonnenstrahlung. Ein Teil des Sauerstoffs wird von grünen Pflanzen im Prozess der Photosynthese mit Asche-Zwei-O freigesetzt und das ist Zwei-in-Zwei. Atmosphärisches it-o-two wiederum wird als Ergebnis der Verbrennungs- und Atmungsreaktionen von Tieren gebildet. Atmosphärisches O-Zwei wird für die Bildung von Ozon in der oberen Atmosphäre aufgewendet, oxidative Prozesse Verwitterung Felsen, bei der Atmung von Tieren und bei Verbrennungsreaktionen. Die Umwandlung von t-zwei in tse-zwei führt zur Freisetzung von Energie bzw. für die Umwandlung von this-zwei in o-zwei muss Energie aufgewendet werden. Diese Energie ist die Sonne. Somit hängt das Leben auf der Erde von Zyklen ab Chemische Prozesse durch Sonnenenergie ermöglicht.

Die Verwendung von Sauerstoff beruht auf seinen chemischen Eigenschaften. Sauerstoff wird in großem Umfang als Oxidationsmittel verwendet. Es wird zum Schweißen und Schneiden von Metallen in der chemischen Industrie verwendet - um verschiedene Verbindungen zu erhalten und einige zu intensivieren Herstellungsprozesse. In der Weltraumtechnik wird Sauerstoff zum Verbrennen von Wasserstoff und anderen Treibstoffen verwendet, in der Luftfahrt - beim Weiterfliegen hohe Höhen, in der Chirurgie - zur Unterstützung von Patienten mit Atemnot.

Die biologische Rolle des Sauerstoffs beruht auf seiner Fähigkeit, die Atmung zu unterstützen. Eine Person verbraucht beim Atmen für eine Minute durchschnittlich 0,5 dm3 Sauerstoff, tagsüber 720 dm3 und im Jahr 262,8 m3 Sauerstoff.
1. Die Reaktion der thermischen Zersetzung von Kaliumpermanganat. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

Der Stoff Kalium-Mangan-o-vier ist im Alltag unter der Bezeichnung „Kaliumpermanganat“ weit verbreitet. Der gebildete Sauerstoff wird durch eine glimmende Fackel angezeigt, die an der Öffnung des Gasauslassrohres der Vorrichtung, in der die Reaktion durchgeführt wird, oder beim Einbringen in ein Gefäß mit Sauerstoff hell aufblitzt.

2. Zersetzungsreaktion von Wasserstoffperoxid in Gegenwart von Mangan(IV)oxid. Lassen Sie uns die Gleichung der chemischen Reaktion aufstellen:

Auch Wasserstoffperoxid ist aus dem Alltag bestens bekannt. Es kann verwendet werden, um Kratzer und kleinere Wunden zu behandeln (eine dreiprozentige Asche-zwei-oder-zwei-Gewichtslösung sollte in jedem Erste-Hilfe-Kasten enthalten sein). Viele chemische Reaktionen in Gegenwart bestimmter Substanzen beschleunigt. In diesem Fall wird die Wasserstoffperoxid-Zersetzungsreaktion durch Mangan-o-2 beschleunigt, aber Mangan-o-2 selbst wird nicht verbraucht und ist nicht Teil der Reaktionsprodukte. Mangan-o-zwei ist ein Katalysator.

Katalysatoren sind Stoffe, die chemische Reaktionen beschleunigen, aber selbst nicht verbraucht werden. Katalysatoren sind nicht nur in der chemischen Industrie weit verbreitet, sondern spielen auch im menschlichen Leben eine wichtige Rolle. An der Regulation biochemischer Prozesse sind natürliche Katalysatoren, sogenannte Enzyme, beteiligt.

Sauerstoff ist, wie bereits erwähnt, etwas schwerer als Luft. Daher kann es gesammelt werden, indem Luft in ein Gefäß gedrückt wird, das mit dem Loch nach oben platziert ist.

Sie restaurierten es mit Holzkohle in einem Ofen (siehe), der in einer Grube angeordnet war; Sie pumpten es mit einem Blasebalg in den Ofen, das Produkt - Kritsa - wurde durch Schläge von der Schlacke getrennt und daraus wurden verschiedene Produkte geschmiedet. Als sich die Blasmethoden verbesserten und die Höhe des Herds zunahm, nahm der Prozess zu und ein Teil davon wurde aufgekohlt, dh Gusseisen wurde erhalten; Dieses relativ zerbrechliche Produkt galt als Abfallprodukt. Daher auch der Name Roheisen, Roheisen – englisch pig iron. Später wurde festgestellt, dass beim Laden von nicht Eisen, sondern von Gusseisen in den Ofen auch eine kohlenstoffarme Eisenblüte erhalten wird, und ein solches zweistufiges Verfahren (siehe Crichny-Umverteilung) erwies sich als rentabler als das Rohblasen. Im 12.-13. Jahrhundert. die Schreimethode war bereits weit verbreitet. Im 14. Jahrhundert Gusseisen wurde nicht nur als Halbzeug für die Weiterverarbeitung geschmolzen, sondern auch als Material zum Gießen verschiedener Produkte. Aus derselben Zeit stammt auch der Umbau des Herdes in ein Bergwerk („domnitsa“) und dann in einen Hochofen. In der Mitte des 18. Jahrhunderts In Europa wurde das Tiegelverfahren zur Gewinnung von Stahl eingesetzt, das in Syrien bereits bekannt war frühe Periode Mittelalter, aber später geriet es in Vergessenheit. Bei diesem Verfahren wurde Stahl durch Schmelzen von Metallmischungen in kleinen (Tiegeln) aus einer hochfeuerfesten Masse gewonnen. Im letzten Viertel des 18. Jahrhunderts Der Pfützenprozess der Umverteilung von Gusseisen in einen flammenreflektierenden Herd begann sich zu entwickeln (siehe Pfützen). Industrielle Revolution des 18. - frühen 19. Jahrhunderts, Erfindung der Dampfmaschine, Konstruktion Eisenbahnen, große Brücken und eine Dampfflotte verursachten einen enormen Bedarf an und seinem. Alle bestehenden Produktionsmethoden konnten jedoch nicht die Anforderungen des Marktes erfüllen. Die Massenproduktion von Stahl begann erst Mitte des 19. Jahrhunderts, als das Bessemer-, das Thomas- und das Offenherdverfahren entwickelt wurden. Im 20. Jahrhundert Das elektrische Stahlherstellungsverfahren entstand und verbreitete sich und lieferte hochwertigen Stahl.

Verbreitung in der Natur. In Bezug auf den Gehalt in der Lithosphäre (4,65 Gew.-%) steht es an zweiter Stelle (auf der ersten). Es wandert energisch in die Erdkruste und bildet etwa 300 (usw.). akzeptiert Aktive Teilnahme in magmatischen, hydrothermalen und supergenen Prozessen, die mit der Formation verbunden sind verschiedene Arten seine Ablagerungen (siehe Eisen). - In den Tiefen der Erde sammelt es sich in den frühen Magmastadien an, in ultrabasischen (9,85 %) und basischen (8,56 %) (in Graniten sind es nur 2,7 %). B reichert sich in vielen marinen und kontinentalen Sedimenten an und bildet Sedimentablagerungen.

Die folgenden physikalischen Eigenschaften beziehen sich hauptsächlich auf solche mit einem Gesamtverunreinigungsgehalt von weniger als 0,01 Massen-%:

Eine Art Interaktion mit Konzentriertes HNO 3 (Dichte 1,45 g / cm 3) passiviert aufgrund des Auftretens eines schützenden Oxidfilms auf seiner Oberfläche; verdünnteres HNO 3 löst sich unter Bildung von Fe 2+ oder Fe 3+ auf und wird zu MH 3 oder N 2 O und N 2 zurückgewonnen.

Empfang und Anwendung. Das Reine wird in relativ geringen Wassermengen davon oder davon gewonnen. Es wird eine Methode entwickelt, um direkt von zu erhalten. Allmählich erhöht sich die Produktion von ausreichend reinen Erzkonzentraten oder Kohle auf relativ niedrigem Niveau.

Das wichtigste Moderne Technologie. In seiner reinen Form wird es aufgrund seines geringen Wertes praktisch nicht verwendet, obwohl Stahl- oder Gusseisenprodukte im Alltag oft als „Eisen“ bezeichnet werden. Die Masse wird in Form sehr unterschiedlicher Zusammensetzung und Eigenschaften verwendet. Es macht etwa 95 % aller Metallprodukte aus. Reich (über 2 Gew.-%) - Gusseisen, im Hochofen aus angereichertem Eisen erschmolzen (siehe Hochofenproduktion). Stahl verschiedener Qualitäten (Gehalt weniger als 2 Masse-%) wird aus Gusseisen in offenen und elektrischen Konvertern durch (Ausbrennen) von Überschuss, Entfernung schädlicher Verunreinigungen (hauptsächlich S, P, O) und Zugabe von Legierungselementen erschmolzen (siehe Martenovskaya, Konverter). Hochlegierte Stähle (mit toller Inhalt, und andere Elemente) werden im Lichtbogen und Induktion geschmolzen. Für die Herstellung von Stählen und besonders wichtige Zwecke werden neue Verfahren verwendet - Vakuum, Elektroschlacke-Umschmelzen, Plasma- und Elektronenstrahlschmelzen usw. Es werden Verfahren zum Stahlschmelzen in kontinuierlich arbeitenden Einheiten entwickelt, die liefern hohe Qualität und Prozessautomatisierung.

Auf der Grundlage werden Materialien geschaffen, die den Auswirkungen von hohen und niedrigen sowie hohen, aggressiven Umgebungen, großen Wechselspannungen, radioaktiver Strahlung usw. standhalten. Die Produktion wächst ständig. 1971 wurden in der UdSSR 89,3 Millionen Tonnen Roheisen und 121 Millionen Tonnen Stahl verhüttet.

L. A. Shvartsman, L. V. Vanyukova.

Es wird seit der Antike als künstlerisches Material in Ägypten (für den Kopf aus dem Grab des Tutanchamun bei Theben, Mitte des 14. Jahrhunderts v. Chr., Ashmolean Museum, Oxford), Mesopotamien (Dolche gefunden bei Karkemisch, 500 v )

Eines der Hauptmerkmale jedes chemischen Elements ist seine relative Atommasse.

(Eine atomare Masseneinheit ist 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms, dessen Masse mit 12 amu angenommen wird und ist1,66 10 24 G.

Vergleichen Sie die Massen von Atomen von Elementen mit einem Amu und finden Sie die numerischen Werte der relativen Atommasse (Ar).

Die relative Atommasse eines Elements gibt an, wie oft die Masse seines Atoms größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist.

Beispielsweise ist für Sauerstoff Ar (O) = 15,9994 und für Wasserstoff Ar (H) = 1,0079.

Bestimmen Sie für Moleküle einfacher und komplexer Substanzen relatives Molekulargewicht, die numerisch gleich der Summe der Atommassen aller Atome ist, aus denen das Molekül besteht. Zum Beispiel ist das Molekulargewicht von Wasser H2O

Mg (H2O) = 2 · 1,0079 + 1 · 15,9994 = 18,0153.

Avogadros Gesetz

In der Chemie wird neben Massen- und Volumeneinheiten eine Mengeneinheit einer Substanz, Mol genannt, verwendet.

!MAULWURF (v) - eine Maßeinheit für die Menge einer Substanz, die so viele Struktureinheiten (Moleküle, Atome, Ionen) enthält, wie Atome in 0,012 kg (12 g) des Kohlenstoffisotops "C" enthalten sind.

Dies bedeutet, dass 1 Mol eines beliebigen Stoffes die gleiche Anzahl von Struktureinheiten enthält, gleich 6,02 10 23 . Dieser Wert wird aufgerufen konstant Avogadro(Notation NSONDERN, Dimension 1/mol).

Der italienische Wissenschaftler Amadeo Avogadro stellte 1811 eine Hypothese auf, die später durch experimentelle Daten bestätigt wurde und später den Namen erhielt Avogadros Gesetz. Er machte darauf aufmerksam, dass alle Gase gleich komprimiert sind (Boyle-Mariotte-Gesetz) und die gleichen Wärmeausdehnungskoeffizienten haben (Gay-Lussac-Gesetz). In diesem Zusammenhang schlug er Folgendes vor:

gleiche Volumina verschiedener Gase unter gleichen Bedingungen enthalten die gleiche Anzahl von Molekülen.

Unter den gleichen Bedingungen (normalerweise sprechen sie von normale Bedingungen: Der absolute Druck beträgt 1013 Millibar und die Temperatur 0 ° C), der Abstand zwischen den Molekülen aller Gase ist gleich und das Volumen der Moleküle vernachlässigbar. Angesichts all dessen können wir eine Annahme treffen:

!wenn gleiche Volumina Gase unter gleichen Bedingungen enthalten sind die gleiche Anzahl von Molekülen, dann müssen die Massen, die die gleiche Anzahl von Molekülen enthalten, das gleiche Volumen haben.

Mit anderen Worten,

Unter den gleichen Bedingungen nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases das gleiche Volumen ein. Unter normalen Bedingungen nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases ein Volumen ein v, gleich 22,4 Liter. Dieses Volumen heißtMolvolumen von Gas (Dimension l/mol oder m³ /Mol).

Der genaue Wert des molaren Gasvolumens unter Normalbedingungen (Druck 1013 Millibar und Temperatur 0°C) ist 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Unter Standardbedingungen (t=+15° C, Druck = 1013 mbar) 1 Mol Gas nimmt ein Volumen von 23,6451 Liter ein, und beit\u003d + 20 ° C und einem Druck von 1013 mbar nimmt 1 Mol ein Volumen von etwa 24,2 Litern ein.

Zahlenmäßig stimmt die Molmasse mit den Massen von Atomen und Molekülen (in amu) und mit den relativen Atom- und Molekülmassen überein.

Daher hat 1 Mol einer Substanz eine solche Masse in Gramm, die numerisch gleich dem Molekulargewicht dieser Substanz ist, ausgedrückt in atomaren Masseneinheiten.

Zum Beispiel M(O2) = 16 a. Uhr 2 \u003d 32 Uhr e. m., also entspricht 1 Mol Sauerstoff 32 g. Die unter gleichen Bedingungen gemessenen Dichten von Gasen werden ins Verhältnis zu ihren Molmassen gesetzt. Da molekulare Substanzen (Flüssigkeiten, Dämpfe, Gase) der Hauptgegenstand praktischer Probleme beim Transport verflüssigter Gase auf Gasträgern sind, wird die gesuchte Hauptgröße die Molmasse sein M(g/mol), Stoffmenge v in Mol und Masse t Substanzen in Gramm oder Kilogramm.

Wenn man die chemische Formel eines bestimmten Gases kennt, ist es möglich, einige praktische Probleme zu lösen, die beim Transport von Flüssiggasen auftreten.

Beispiel 1. Im Decktank befinden sich 22 Tonnen verflüssigtes Ethylen (MIT2 H4 ). Es muss festgestellt werden, ob genügend Ladung an Bord ist, um drei Ladetanks mit jeweils 5000 m 3 zu spülen, wenn nach dem Spülen die Temperatur der Tanks 0 ° C und der Druck 1013 Millibar beträgt.

1. Bestimmen Sie das Molekulargewicht von Ethylen:

M \u003d 2 12,011 + 4 1,0079 \u003d 28,054 g / mol.

2. Wir berechnen die Dichte von Ethylendampf unter normalen Bedingungen:

ρ \u003d M / V \u003d 28,054: 22,4 \u003d 1,232 g / l.

3. Ermitteln Sie das Volumen des Ladungsdampfs unter normalen Bedingungen:

22∙10 6: 1,252= 27544 m 3 .

Das Gesamtvolumen der Ladetanks beträgt 15.000 m 3 . Folglich ist genügend Ladung an Bord, um alle Ladetanks mit Ethylendampf zu spülen.

Beispiel 2. Es ist notwendig zu bestimmen, wie viel Propan (MIT3 H8 ) Ladetanks mit einer Gesamtkapazität von 8000 m 3 müssen gespült werden, wenn die Temperatur der Tanks +15 ° C beträgt und der Propandampfdruck im Tank nach dem Ende der Spülung 1013 Millibar nicht überschreitet.

1. Bestimmen Sie die Molmasse von Propan Mit3 H8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Bestimmen Sie die Dichte des Propangases nach dem Spülen der Tanks:

ρ \u003d M: v \u003d 44,1: 23,641 \u003d 1,865 kg / m 3.

3. Wenn wir die Dampfdichte und das Volumen kennen, bestimmen wir die Gesamtmenge an Propan, die zum Spülen des Tanks erforderlich ist:

m \u003d ρ v \u003d 1,865 8000 \u003d 14920 kg ≈ 15 Tonnen.

Die atommolekulare Lehre definiert das Atom als das kleinste chemisch unteilbare Teilchen. Und wenn es ein Teilchen ist, dann muss es eine sehr kleine Masse haben. Moderne Methoden Studien erlauben es uns, diesen Wert mit großer Genauigkeit zu bestimmen.

Beispiel: m(H) = 1,674 · 10 -27 kg

m(O) = 2,667 10 -26 kg Absolute Massen

m (C) = 1,993 · 10 -26 kg

Die dargestellten Werte sind für Berechnungen sehr unpraktisch. Daher werden in der Chemie oft nicht absolute, sondern relative Atommassen verwendet. Die relative Atommasse (Ar) ist das Verhältnis der absoluten Masse eines Atoms zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms. Unter Verwendung einer Formel kann dies geschrieben werden als

1/12m(c) ist der Vergleichswert und heißt 1 amu.

1 Uhr \u003d 1/12 1,993 10 -26 kg \u003d 1,661 10-27 kg

Lassen Sie uns Ar für einige Elemente berechnen.

Ar(O) = = = 15,99 ~ 16

Ar(H) = = = 1,0079 ~ 1

Vergleicht man die relativen Atommassen von Sauerstoff und Wasserstoff mit den absoluten, werden die Vorteile von Ar deutlich. Die Ar-Werte sind viel einfacher. Sie sind bequemer in Berechnungen zu verwenden. Die fertigen Werte von Ar sind im Periodensystem angegeben. Mit den Ar-Elementen kann man ihre Massen vergleichen.

Diese Berechnung zeigt, dass das Zinkatom 2,1-mal mehr wiegt als das Phosphoratom.

Relatives Molekulargewicht (Mr) ist gleich der Summe der relativen Atommassen seiner konstituierenden Atome (dimensionslos). Berechnen Sie das relative Molekulargewicht von Wasser. Sie wissen, dass ein Wassermolekül zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom enthält. Dann ist seine relative Molekülmasse gleich der Summe der Produkte aus der relativen Atommasse jedes chemischen Elements und der Anzahl seiner Atome in einem Wassermolekül:

Berechnen Sie die relativen Molekulargewichte der Substanzen.

Mr(Cu2O)= 143,0914

Mr(Na3PO4)= 163,9407

Mr(AlCl3)= 133,3405

Mr(Ba3N2)= 439,9944

Herr (KNO 3)= 101,1032

Mr(Fe(OH)2)= 89,8597

Herr (Mg (NO 3) 2) \u003d 148,3148

Herr (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 342,1509

Die Stoffmenge (n) ist eine physikalische Größe, die die Anzahl der in einem Stoff enthaltenen gleichartigen Struktureinheiten charakterisiert. Struktureinheiten sind alle Teilchen, aus denen eine Substanz besteht (Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen oder andere Teilchen).

Die Maßeinheit für die Menge eines Stoffes (n) ist das Mol. Maulwurf- die Menge einer Substanz, die so viele strukturelle Elementareinheiten (Moleküle, Atome, Ionen, Elektronen usw.) enthält, wie Atome in 0,012 kg (12 g) \u003d 1 Mol des Kohlenstoffisotops 12 C vorhanden sind.

Die Anzahl der N A -Atome in 0,012 kg (12 g) Kohlenstoff oder 1 Mol kann leicht wie folgt bestimmt werden:

Der Wert von N A wird Avogadro-Konstante genannt.

Bei der Beschreibung chemischer Reaktionen ist die Menge eines Stoffes eine bequemere Größe als die Masse, da die Moleküle unabhängig von ihrer Masse in Mengen interagieren, die ein Vielfaches ganzer Zahlen sind.

Zum Beispiel erfordert die Wasserstoffverbrennungsreaktion (2H2 + O2 → 2H2O) zweimal große Menge Wasserstoffstoffe als Sauerstoff. Das Verhältnis zwischen den Reaktantenmengen wird direkt durch die Koeffizienten in den Gleichungen wiedergegeben.

Beispiel: in 1 Mol Calciumchlorid \u003d enthält 6,022 × 10 23 Moleküle (Formeleinheiten) - CaCl 2.

1 Mol (1 M) Eisen = 6 . 10 23 Fe-Atome

1 mol (1 M) Chloridion Cl – = 6 . 10 23 Ionen Cl - .

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

Um die Menge eines Stoffes anhand seiner Masse zu berechnen, wird der Begriff der Molmasse verwendet:

Die Molmasse (M) ist die Masse eines Mols einer Substanz (kg / mol, g/Mol). Das relative Molekulargewicht und die Molmasse eines Stoffes sind zahlenmäßig gleich, haben aber unterschiedliche Dimensionen, zB für Wasser M r = 18 (die relativen Atom- und Molekulargewichte sind dimensionslos), M = 18 g/mol. Die Menge eines Stoffes und die Molmasse hängen durch eine einfache Beziehung zusammen:

Eine wichtige Rolle bei der Entstehung der chemischen Atomistik spielten die stöchiometrischen Grundgesetze, die um die Wende vom 17. zum 18. Jahrhundert formuliert wurden.

1. GESETZ DER ERHALTUNG DER MASSE (M. W. Lomonossow, 1748).

Die Summe der Massen der Reaktionsprodukte ist gleich der Summe der Massen der Ausgangsstoffe. Als Ergänzung zu diesem Gesetz kann das Erhaltungsgesetz der Masse eines Elements (1789, A.L. Lavoisier) dienen - die Masse eines chemischen Elements ändert sich durch die Reaktion nicht. Diese Gesetzmäßigkeiten sind für die moderne Chemie von entscheidender Bedeutung, da sie es ermöglichen, chemische Reaktionen mit Gleichungen zu simulieren und auf ihrer Grundlage quantitative Berechnungen durchzuführen.

2. DAS GESETZ DER KONSTANTEN ZUSAMMENSETZUNG (J. Proust, 1799-1804).

Eine einzelne chemische Substanz einer molekularen Struktur hat eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung, unabhängig davon, wie es erlangt wurde. Verbindungen, die dem Gesetz der konstanten Zusammensetzung gehorchen, werden Daltonide genannt. Daltonide sind alle derzeit bekannten organischen Verbindungen (ca. 30 Millionen) und einige (ca. 100.000) anorganische Substanzen. Substanzen mit nichtmolekularer Struktur (Bertolide) unterliegen diesem Gesetz nicht und können je nach Probenvorbereitungsmethode eine unterschiedliche Zusammensetzung haben. Dazu gehören die meisten (ca. 500.000) anorganischen Substanzen.

3. Äquivalenzgesetz (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).

Jede komplexe Substanz hat unabhängig von der Methode ihrer Herstellung eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung. Somit, Chemikalien in fest definierten (äquivalenten) Verhältnissen miteinander interagieren. Die Massen der Reaktanten sind direkt proportional zu ihren äquivalenten Massen..

wobei E A und E B die äquivalenten Massen der Reaktanten sind.

4. GESETZ VON AVOGADRO (A. Avogadro, 1811).

Gleiche Volumina verschiedener Gase, gemessen unter gleichen Bedingungen (Druck, Temperatur), enthalten die gleiche Anzahl an Molekülen. Aus dem Gesetz folgt:

Ø Unter normalen Bedingungen (n.s., T \u003d 273 K, p \u003d 101,325 kPa) nimmt ein Mol eines beliebigen Gases das gleiche Volumen ein - molares Volumen(V m), gleich 22,4 l / mol.

Ø Massenverhältnis gleiche Volumina verschiedene Gase unter gleichen Bedingungen gemessen ( relative Dichte von Gas zu Gas) ist gleich dem Verhältnis ihrer molekularen (molaren) Massen .

Am häufigsten wird die relative Dichte durch Wasserstoff oder Luft bestimmt. Bzw,

,

wobei 29 das durchschnittliche, genauer gewichtete durchschnittliche Molekulargewicht von Luft ist.

Ø Die Volumina der reagierenden Gase werden untereinander und zu den Volumina der gasförmigen Reaktionsprodukte als einfache ganze Zahlen in Beziehung gesetzt(das Gay-Lussac-Gesetz der volumetrischen Beziehungen).

Aufgabe

Wie viel Gramm gasförmiges Chlor sollten verbraucht werden und wie viel Gramm flüssiges Phosphor(III)-chlorid werden erhalten, wenn 1,45 Gramm Phosphor in der Reaktion verwendet werden?

P 4 (tv.) + Cl 2 (g.) \u003d PCl 3 (l.)

Lösung: 1. Es muss sichergestellt werden, dass die Gleichung im Gleichgewicht ist, d.h. Es ist notwendig, stöchiometrische Koeffizienten anzugeben: P 4 (fest) + 6Cl 2 (g.) = 4PCl 3 (l.). Für 1 Mol P 4 kann ich 6 Mol Cl 2 ausgeben, um 4 Mol PCl 3 zu erhalten

2. Wir haben die Masse von P 4 in der Reaktion, daher können wir herausfinden, wie viele Mol Phosphor verwendet werden. Laut T.M. Wir finden die Atommasse von Phosphor heraus ~ 31. Dies besagt, dass 1 Mol Phosphor eine Masse von 31 g (Molmasse) hat und die Atommasse von P 4 124 g beträgt. Lassen Sie uns herausfinden, wie viele Mol in 1,45 enthalten sind g Phosphor:

1,45 g - x Mol x \u003d 0,0117 Mol

124 g - 1 mol

3. Jetzt finden wir heraus, wie viele Mol Chlor genommen werden müssen, um 0,0117 Mol Phosphor zu verwenden. Gemäß der Gleichgewichtsreaktion sehen wir, dass 6 Mol Chlor für 1 Mol Phosphor genommen werden müssen, also muss 6 mal mehr Chlor genommen werden. Wir glauben:

0,0117 x 6 = 0,07 Mol Chlor.

0,07 Mol x 70,906 g (in 1 Mol Cl 2) = 4,963 g Cl 2

5. Lassen Sie uns nun herausfinden, wie viele Gramm flüssiges Phosphor (III) -chlorid Sie erhalten müssen. Sie können zwei verschiedene Lösungen verwenden:

5.1. Das Massenerhaltungsgesetz 1,45 g P 4 (tv.) + 4,963 g Cl 2 (g.) \u003d 6.413 PCl 3 (w.)

5.2. Und Sie können die Methode verwenden, da wir die Masse des notwendigen Phosphors gefunden haben.

Beispiele:

Zustand

Bestimmen Sie den Massenanteil an Kristallwasser in Bariumchlorid-Dihydrat BaCl2 · 2H2O

Entscheidung

Die Molmasse von BaCl2·2H2O ist:

M (BaCl2 2H2O) \u003d 137+ 2 35,5 + 2 18 \u003d 244 g / mol

Aus der Formel BaCl2 · 2H2O folgt, dass 1 Mol Bariumchlorid-Dihydrat 2 Mol H2O enthält.

Wir bestimmen die in BaCl2 2H2O enthaltene Wassermasse: m (H2O) \u003d 2 18 \u003d 36 g.

Finden Sie den Massenanteil von Kristallwasser in Bariumchlorid-Dihydrat

BaCl2 2H2O. ω(H2O) = m(H2O)/ m(BaCl2 · 2H2O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75 %.

Beispiel für mich

1. Die chemische Verbindung enthält gewichtsmäßig 17,56 % Natrium, 39,69 % Chrom und 42,75 % Sauerstoff. Bestimme die einfachste zusammengesetzte Formel. (Na 2 Cr 2 O 7).

2. Die elementare Zusammensetzung des Stoffes ist wie folgt: Der Massenanteil des Eisenelements beträgt 0,7241 (oder 72,41%), der Massenanteil von Sauerstoff beträgt 0,2759 (oder 27,59%). Leiten Sie die chemische Formel her. (Fe 3 O 4)

Beispiel (parsen) . Stellen Sie die Summenformel einer Substanz ein, wenn der Massenanteil von Kohlenstoff darin 26,67 %, Wasserstoff - 2,22 %, Sauerstoff - 71,11 % beträgt. Das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 90.

Lösung 1. Um das Problem zu lösen, verwenden wir die Formeln: w = ; n = ; x:y:z = n(C) : n(H) : n(O). 2. Wir finden die chemischen Mengen der Elemente, aus denen die Substanz besteht, unter der Annahme, dass m (C x H y O z) \u003d 100 g m (C) \u003d w (C) m (C x H y O z ) \u003d 0, 2667 100 g = 26,67 g m(H) = w(H) m(C x H y O z) = 0,0222 100 g = 2,22 g m(O) = w(O ) m(C x H y O z) = 0,7111 100 g = 71,11 g n(C) = = = 2,22 mol; n(H) = = = 2,22 mol.; n(O) = = = 4,44 mol. 3. Bestimmen Sie die Summenformel der Substanz: n (C) : n (H) : n (O) \u003d 2,22 mol: 2,22 mol: 4,44 mol. x: y: z \u003d 1: 1: 2. Die Summenformel der Substanz ist CHO 2. 4. Wir stellen die wahre Summenformel der Substanz fest: M r (CHO 2) \u003d A r (C) + A r (H) + 2A r (O) \u003d 12 + 1 + 2 16 \u003d 45; M r (CHO 2): M r (C x H y O z) = 45: 90 = 1: 2. Die wahre Summenformel der Substanz ist C 2 H 2 O 4. Antworten: Summenformel der Substanz C 2 H 2 O 4 . Aufgabe: Finden Sie die chemische Formel einer Substanz, die 9 Gew.-% enthält. einschließlich Aluminium und 8 gew. Stunden Sauerstoff. Lösung: Finden Sie das Verhältnis der Anzahl der Atome: Antwort: Chemische Formel gegebene Substanz: . Relative Dichte von Gas X zu Gas Y - D zu Y (X). Oft werden sie in Aufgaben gebeten, die Formel eines Stoffes (Gases) abhängig von zu bestimmen Relative Dichte D ist ein Wert, der angibt, wie oft Gas X schwerer als Gas Y ist. Er wird als Verhältnis der Molmassen der Gase X und Y berechnet: D gemäß Y (X) \u003d M (X) / M (Y ) Häufig werden relative Dichten von Gasen für Berechnungen von Wasserstoff und von Luft verwendet. Relative Dichte des Gases X für Wasserstoff: D für H2 = M (Gas X) / M (H2) = M (Gas X) / 2 Luft ist ein Gasgemisch, daher kann für sie nur die mittlere Molmasse berechnet werden. Sein Wert wird mit 29 g/mol angenommen (bezogen auf die ungefähre durchschnittliche Zusammensetzung). Deshalb: D per Flugzeug. \u003d M (Gas X) / 29 Beispiel: Bestimmen Sie die Formel einer Substanz, wenn sie 84,21% C und 15,79% H enthält und eine relative Dichte in Luft von 3,93 hat. Die Masse der Substanz sei 100 g. Dann beträgt die Masse C 84,21 g und die Masse H 15,79 g. 1. Ermitteln Sie die Substanzmenge jedes Atoms: ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 Mol, ν(H) = 15,79 / 1 = 15,79 Mol. 2. Wir bestimmen das Molverhältnis von C- und H-Atomen: C: H \u003d 7,0175: 15,79 (wir teilen beide Zahlen durch eine kleinere) \u003d 1: 2,25 (wir multiplizieren mit 1, 2,3,4 usw. bis Nach dem Dezimalkomma erscheint 0 oder 9. Bei diesem Problem müssen Sie mit 4) \u003d 4: 9 multiplizieren. Die einfachste Formel ist also C 4 H 9. 3. Anhand der relativen Dichte berechnen wir die Molmasse: M = D (Luft) 29 = 114 g / mol. Molmasse entsprechend die einfachste Formel C 4 H 9 - 57 g / mol, das ist 2 mal weniger wahr Molmasse. Die wahre Formel ist also C 8 H 18.

1. Füllen Sie die Lücken in den Sätzen aus.

Absolute Atommasse zeigt die Masse eines Zwölftelteils 1/12 der Masse eines Moleküls des Kohlenstoffisotops 12 6 C wird in folgenden Einheiten gemessen: g, gc, mg, t.

Relative Atommasse zeigt, wie oft die Masse einer bestimmten Substanz eines Elements größer ist als die Masse eines Wasserstoffatoms; hat keine Maßeinheit.

2. Notieren Sie in der Schreibweise oku = auf einen ganzzahligen Wert gerundet:

a) relative Atommasse von Sauerstoff - 16:
b) relative Atommasse von Natrium - 23;
c) relative Atommasse von Kupfer - 64 .

3. Die Namen der chemischen Elemente werden angegeben: Quecksilber, Phosphor, Wasserstoff, Schwefel, Kohlenstoff, Sauerstoff, Kalium, Stickstoff. Tragen Sie in die leeren Zellen die Symbole der Elemente so ein, dass eine Reihe entsteht, in der die relative Atommasse zunimmt.

4. Unterstreichen Sie die richtigen Aussagen.

a) Die Masse von zehn Sauerstoffatomen ist gleich der Masse von zwei Bromatomen;
b) die Masse von fünf Kohlenstoffatomen ist größer als die Masse von drei Schwefelatomen;
c) Die Masse von sieben Sauerstoffatomen ist kleiner als die Masse von fünf Magnesiumatomen.

5. Vervollständigen Sie das Diagramm.

6. Berechnen Sie die relativen Molekülmassen von Substanzen nach ihren Formeln:

a) Herr (N 2) \u003d 2 * 14 \u003d 28
b) Mr (CH4) = 12+4*1=16
c) M r (CaCO 3 ) = 40+12+3*16=100
d) Herr (NH 4 Cl) \u003d 12 + 41 + 35,5 \u003d 53,5
e) M r (H 3 PO 4 ) = 3*1+31+16*4=98

7. Vor dir steht eine Pyramide, deren „Bausteine“ Formeln sind Chemische Komponenten. Finden Sie einen Weg von der Spitze der Pyramide zu ihrer Basis, so dass die Summe der relativen Molekülmassen der Verbindungen minimal ist. Bei der Auswahl jedes nächsten "Steins" müssen Sie berücksichtigen, dass Sie nur den auswählen können, der direkt an den vorherigen angrenzt.

Schreiben Sie als Antwort die Formeln der Substanzen des Gewinnpfades auf.

Antworten: C 2 H 6 - H 2 CO 3 - SO 2 - Na 2 S

8. Zitronensäure findet sich nicht nur in Zitronen, sondern auch in unreifen Äpfeln, Johannisbeeren, Kirschen etc. Zitronensäure beim Kochen verwendet Haushalt(z. B. um Rostflecken aus Stoff zu entfernen). Das Molekül dieser Substanz besteht aus 6 Kohlenstoffatomen, 8 Wasserstoffatomen, 7 Sauerstoffatomen.

C 6 H 8 O 7

Markieren Sie die richtige Aussage:

a) das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 185;
b) das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 29;
c) das relative Molekulargewicht dieser Substanz ist 192.