Masas atómicas y moleculares relativas. Conceptos básicos y leyes de la química.
En el proceso de desarrollo de la ciencia, la química se enfrentó al problema de calcular la cantidad de una sustancia para llevar a cabo reacciones y las sustancias obtenidas en su curso.
Hoy, para tales cálculos de una reacción química entre sustancias y mezclas, se usa el valor de la masa atómica relativa ingresada en la tabla periódica. elementos químicos D. I. Mendeleiev.
Procesos químicos e influencia de la proporción de un elemento en las sustancias en el curso de una reacción
La ciencia moderna bajo la definición de "relativa masa atomica elemento químico" significa cuántas veces la masa de un átomo de un elemento químico dado es mayor que la doceava parte de un átomo de carbono.
Con el advenimiento de la era de la química, la necesidad de definiciones precisas el curso de una reacción química y sus resultados crecían.
Por lo tanto, los químicos intentaron constantemente resolver el problema de las masas exactas de elementos que interactúan en la materia. Uno de mejores soluciones en ese momento hubo una unión al elemento más ligero. Y el peso de su átomo fue tomado como uno.
El curso histórico de contar la sustancia
Inicialmente se utilizó hidrógeno, luego oxígeno. Pero este método de cálculo resultó ser inexacto. La razón de esto fue la presencia de isótopos con una masa de 17 y 18 en el oxígeno.
Por lo tanto, tener una mezcla de isótopos técnicamente dio un número distinto de dieciséis. Hoy en día, la masa atómica relativa de un elemento se calcula a partir del peso del átomo de carbono tomado como base, en la proporción 1/12.
Dalton sentó las bases de la masa atómica relativa de un elemento
Solo un tiempo después, en el siglo XIX, Dalton propuso calcular utilizando el elemento químico más ligero: el hidrógeno. En conferencias a sus alumnos, demostró en figuras talladas en madera cómo se conectan los átomos. Para otros elementos, utilizó datos obtenidos previamente por otros científicos.
Según los experimentos de Lavoisier, el agua contiene quince por ciento de hidrógeno y ochenta y cinco por ciento de oxígeno. Con estos datos, Dalton calculó que la masa atómica relativa del elemento que compone el agua, en este caso el oxígeno, es de 5,67. Lo erróneo de sus cálculos se debe a que creía incorrectamente en cuanto al número de átomos de hidrógeno en una molécula de agua.
En su opinión, había un átomo de hidrógeno por átomo de oxígeno. Utilizando los datos del químico Austin de que el amoníaco contiene un 20 por ciento de hidrógeno y un 80 por ciento de nitrógeno, calculó cuál es la masa atómica relativa del nitrógeno. Con este resultado, llegó a una conclusión interesante. Resultó que la masa atómica relativa (la fórmula del amoníaco se tomó erróneamente con una molécula de hidrógeno y nitrógeno) es cuatro. En sus cálculos, el científico se basó en el sistema periódico de Mendeleev. A partir del análisis, calculó que la masa atómica relativa del carbono era 4,4, en lugar de los doce aceptados anteriormente.
A pesar de sus graves errores, fue Dalton quien primero creó una tabla de algunos elementos. Ha sufrido numerosos cambios durante la vida del científico.
El componente isotópico de una sustancia afecta el valor de precisión del peso atómico relativo
Al considerar las masas atómicas de los elementos, uno puede notar que la precisión de cada elemento es diferente. Por ejemplo, para el litio es de cuatro dígitos y para el flúor es de ocho dígitos.
El problema es que el componente isotópico de cada elemento es diferente y variable. Por ejemplo, el agua corriente contiene tres tipos de isótopos de hidrógeno. Además del hidrógeno ordinario, incluyen deuterio y tritio.
Las masas atómicas relativas de los isótopos de hidrógeno son dos y tres, respectivamente. El agua "pesada" (formada por deuterio y tritio) se evapora peor. Por lo tanto, hay menos isótopos de agua en estado de vapor que en estado líquido.
Selectividad de los organismos vivos a diferentes isótopos.
Los organismos vivos tienen una propiedad selectiva en relación con el carbono. El carbono con una masa atómica relativa igual a doce se utiliza para construir moléculas orgánicas. Por lo tanto, las sustancias de origen orgánico, así como una serie de minerales, como el carbón y el petróleo, contienen menos contenido isotópico que los materiales inorgánicos.
Los microorganismos que procesan y acumulan azufre dejan atrás el isótopo de azufre 32. En las zonas donde las bacterias no procesan, la proporción del isótopo de azufre es 34, es decir, mucho mayor. Es sobre la base de la proporción de azufre en las rocas del suelo que los geólogos llegan a la conclusión sobre la naturaleza del origen de la capa, ya sea de naturaleza magmática o sedimentaria.
De todos los elementos químicos, solo uno no tiene isótopos: el flúor. Por lo tanto, su masa atómica relativa es más precisa que la de otros elementos.
La existencia de sustancias inestables en la naturaleza.
Para algunos elementos, la masa relativa se da entre corchetes. Como puede ver, estos son elementos ubicados después del uranio. El hecho es que no tienen isótopos estables y se descomponen con la liberación de radiación radiactiva. Por lo tanto, el isótopo más estable se indica entre paréntesis.
Con el tiempo, resultó que es posible obtener un isótopo estable de algunos de ellos en condiciones artificiales. Tuve que cambiar las masas atómicas de algunos elementos transuránicos en la tabla periódica de Mendeleev.
En el proceso de sintetizar nuevos isótopos y medir su vida útil, a veces ha sido posible encontrar nucleidos con vidas medias millones de veces más largas.
La ciencia no se detiene, constantemente se descubren nuevos elementos, leyes, relaciones de varios procesos en química y naturaleza. Por lo tanto, en qué forma resultará la química y el sistema periódico de elementos químicos de Mendeleev en el futuro, en cien años, es vago e incierto. Pero me gustaría creer que los trabajos de los químicos acumulados durante los últimos siglos servirán para un conocimiento nuevo y más perfecto de nuestros descendientes.
DEFINICIÓN
Hierro es el vigésimo sexto elemento de la tabla periódica. Designación - Fe del latín "ferrum". Situada en el cuarto periodo, grupo VIIIB. Se refiere a los metales. La carga nuclear es 26.
El hierro es el metal más común en el globo después del aluminio: constituye el 4% (masa) de la corteza terrestre. El hierro se presenta en forma de varios compuestos: óxidos, sulfuros, silicatos. El hierro se encuentra en estado libre solo en meteoritos.
Los minerales de hierro más importantes incluyen el mineral de hierro magnético Fe 3 O 4, el mineral de hierro rojo Fe 2 O 3, mineral de hierro marrón 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O y espato FeCO 3.
El hierro es un metal dúctil plateado (Fig. 1). Se presta bien a la forja, laminación y otros tipos de mecanizado. Propiedades mecánicas el hierro depende en gran medida de su pureza, del contenido en él incluso de cantidades muy pequeñas de otros elementos.
Arroz. 1. Hierro. Apariencia.
Peso atómico y molecular del hierro.
Peso molecular relativo de una sustancia.(M r) es un número que muestra cuántas veces la masa de una molécula dada es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono, y masa atómica relativa de un elemento(A r) - cuantas veces peso promedioátomos de un elemento químico es más de 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Dado que el hierro en estado libre existe en forma de moléculas monoatómicas de Fe, los valores de sus masas atómica y molecular son los mismos. Son iguales a 55.847.
Alotropía y modificaciones alotrópicas del hierro.
El hierro forma dos modificaciones cristalinas: α-hierro y γ-hierro. El primero de ellos tiene una red cúbica centrada en el cuerpo, la segunda, una cúbica centrada en la cara. El hierro α es termodinámicamente estable en dos rangos de temperatura: por debajo de 912 o C y desde 1394 o C hasta el punto de fusión. El punto de fusión del hierro es 1539 ± 5 o C. Entre 912 o C y 1394 o C, el hierro γ es estable.
Los rangos de temperatura de estabilidad del hierro α y γ se deben a la naturaleza del cambio en la energía de Gibbs de ambas modificaciones con un cambio de temperatura. A temperaturas por debajo de 912 o C y por encima de 1394 o C, la energía de Gibbs del hierro α es menor que la energía de Gibbs del hierro γ, y en el rango de 912 - 1394 o C - más.
Isótopos de hierro
Se sabe que el hierro puede presentarse en la naturaleza en forma de cuatro isótopos estables 54Fe, 56Fe, 57Fe y 57Fe. Sus números de masa son 54, 56, 57 y 58, respectivamente. El núcleo de un átomo del isótopo de hierro 54 Fe contiene veintiséis protones y veintiocho neutrones, y los isótopos restantes difieren de él solo en el número de neutrones.
Hay isótopos de hierro artificiales con números de masa del 45 al 72, así como 6 estados isoméricos de núcleos. El más longevo entre los isótopos anteriores es 60 Fe con una vida media de 2,6 millones de años.
iones de hierro
La fórmula electrónica que muestra la distribución de los electrones de hierro sobre las órbitas es la siguiente:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .
Como resultado de la interacción química, el hierro cede sus electrones de valencia, es decir, es su donante, y se convierte en un ion cargado positivamente:
Fe0-2e → Fe2+;
Fe 0 -3e → Fe 3+.
Molécula y átomo de hierro
En estado libre, el hierro existe en forma de moléculas monoatómicas de Fe. Aquí hay algunas propiedades que caracterizan el átomo y la molécula de hierro:
aleaciones de hierro
Hasta el siglo XIX, las aleaciones de hierro eran conocidas principalmente por sus aleaciones con carbono, que recibían los nombres de acero y fundición. Sin embargo, en el futuro se crearon nuevas aleaciones a base de hierro que contenían cromo, níquel y otros elementos. En la actualidad, las aleaciones de hierro se dividen en aceros al carbono, fundiciones, aceros aleados y aceros con propiedades especiales.
En tecnología, las aleaciones de hierro generalmente se denominan metales ferrosos, y su producción se denomina metalurgia ferrosa.
Ejemplos de resolución de problemas
| Ejercicio | La composición elemental de la sustancia es la siguiente: la fracción de masa del elemento hierro es 0,7241 (o 72,41%), la fracción de masa de oxígeno es 0,2759 (o 27,59%). Derive la fórmula química. |
| Decisión | La fracción de masa del elemento X en la molécula de la composición HX se calcula mediante la siguiente fórmula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Denotemos el número de átomos de hierro en la molécula como "x", el número de átomos de oxígeno como "y". Encontremos las masas atómicas relativas correspondientes de los elementos de hierro y oxígeno (los valores de las masas atómicas relativas tomadas de la Tabla Periódica de D.I. Mendeleev se redondearán a números enteros). Ar(Fe) = 56; Ar(O) = 16. Dividimos el porcentaje de elementos por las masas atómicas relativas correspondientes. Así, encontraremos la relación entre el número de átomos en la molécula del compuesto: x:y= ω(Fe)/Ar(Fe) : ω(O)/Ar(O); x:y = 72,41/56: 27,59/16; x:y = 1,29: 1,84. Tomemos el número más pequeño como uno (es decir, dividamos todos los números por el número más pequeño 1,29): 1,29/1,29: 1,84/1,29; Por lo tanto, la fórmula más simple para la combinación de hierro con oxígeno es Fe 2 O 3. |
| Responder | Fe2O3 |
Las propiedades físicas del hierro dependen del grado de su pureza. El hierro puro es un metal blanco plateado bastante dúctil. La densidad del hierro es 7,87 g/cm 3 . El punto de fusión es de 1539 °C. A diferencia de muchos otros metales, el hierro exhibe propiedades magnéticas.
El hierro puro es bastante estable en el aire. En la práctica, se utiliza hierro que contiene impurezas. Cuando se calienta, el hierro es bastante activo contra muchos no metales. Considere las propiedades químicas del hierro usando el ejemplo de la interacción con los no metales típicos: oxígeno y azufre.
Cuando el hierro se quema en oxígeno, se forma un compuesto de hierro y oxígeno, que se llama cascarilla de hierro. La reacción va acompañada de la liberación de calor y luz. Hagamos la ecuación de la reacción química:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
Cuando se calienta, el hierro reacciona violentamente con el azufre para formar sulfuro de hierro (II). La reacción también va acompañada de la liberación de calor y luz. Hagamos la ecuación de la reacción química:
El hierro es ampliamente utilizado en la industria y en la vida cotidiana. La Edad del Hierro es una era en el desarrollo de la humanidad, que comenzó a principios del primer milenio antes de Cristo en relación con la expansión de la fundición del hierro y la fabricación de herramientas de hierro y armas militares. edad de Hierro vino a reemplazar a la edad de bronce. El acero apareció por primera vez en la India en el siglo X a. C., el hierro fundido solo en la Edad Media. El hierro puro se utiliza para fabricar los núcleos de transformadores y electroimanes, así como en la producción de aleaciones especiales. Sobre todo, las aleaciones de hierro se utilizan en la práctica: hierro fundido y acero. El hierro fundido se utiliza en la producción de piezas fundidas y acero, acero, como materiales estructurales y de herramientas que son resistentes a la corrosión.
Bajo la influencia del oxígeno atmosférico y la humedad, las aleaciones de hierro se oxidan. El producto de la oxidación se puede describir mediante la fórmula química Fe 2 O 3 · xH 2 O. Una sexta parte del hierro fundido fundido muere debido a la oxidación, por lo que el tema del control de la corrosión es muy relevante. Los métodos de protección contra la corrosión son muy diversos. Los más importantes son: protección de la superficie metálica con un revestimiento, creación de aleaciones con propiedades anticorrosivas, medios electroquímicos, cambio en la composición del medio. Los recubrimientos protectores se dividen en dos grupos: metálicos (recubrimiento de hierro con zinc, cromo, níquel, cobalto, cobre) y no metálicos (barnices, pinturas, plásticos, caucho, cemento). Con la introducción de aditivos especiales en la composición de las aleaciones, se obtiene acero inoxidable.
Hierro. La prevalencia del hierro en la naturaleza.
Hierro. Distribución del hierro en la naturaleza. Rol biológico glándula
El segundo elemento químico importante después del oxígeno, cuyas propiedades se estudiarán, es Ferum. El hierro es un elemento metálico que forma una sustancia simple: el hierro. El hierro es un miembro del octavo grupo del subgrupo secundario de la Tabla Periódica. De acuerdo con el número de grupo, la valencia máxima de hierro debe ser ocho, sin embargo, en los compuestos, Ferum exhibe con mayor frecuencia valencias de dos y tres, así como compuestos conocidos con valencia de hierro de seis. La masa atómica relativa del hierro es cincuenta y seis.
En cuanto a su abundancia en la composición de la corteza terrestre, Ferum ocupa el segundo lugar entre los elementos metálicos después del aluminio. Fracción de masa de hierro en la corteza terrestre es casi el cinco por ciento. En estado nativo, el hierro es muy raro, generalmente solo en forma de meteoritos. Fue de esta forma que nuestros antepasados pudieron conocer el hierro por primera vez y apreciarlo como un material muy bueno para fabricar herramientas. Se cree que el hierro es el principal constituyente del núcleo. el mundo. Ferum se encuentra más a menudo en la naturaleza como parte de los minerales. Los más importantes son: mineral de hierro magnético (magnetita) Fe 3 O 4, mineral de hierro rojo (hematita) Fe 2 O 3, mineral de hierro marrón (limonita) Fe 2 O 3 nH 2 O, pirita de hierro (pirita) FeS 2 , mineral de hierro espato (siderita) FeCO3, goethita FeO (OH). En las aguas de muchos fuentes minerales contiene Fe (HCO 3) 2 y algunas otras sales de hierro.
El hierro es un elemento vital. En el cuerpo humano, así como en los animales, el hierro está presente en todos los tejidos, pero su mayor parte (alrededor de tres gramos) se concentra en los glóbulos sanguíneos. Los átomos de hierro ocupan una posición central en las moléculas de hemoglobina; la hemoglobina les debe su color y su capacidad para unir y separar el oxígeno. El hierro está involucrado en el proceso de transporte de oxígeno desde los pulmones a los tejidos del cuerpo. requerimiento diario cuerpo en Ferum es 15-20 mg. Su cantidad total ingresa al cuerpo humano con alimentos vegetales y carne. Con la pérdida de sangre, la necesidad de Ferum excede la cantidad que una persona recibe de los alimentos. La deficiencia de hierro en el cuerpo puede conducir a una condición caracterizada por una disminución en la cantidad de glóbulos rojos y de hemoglobina en la sangre. preparaciones medicas el hierro solo debe tomarse según las indicaciones de un médico.
Propiedades químicas del oxígeno. Reacciones de conexión
Propiedades químicas del oxígeno. Reacciones de conexión. El concepto de óxidos, oxidación y combustión. Condiciones para el inicio y cese de la combustión.
El oxígeno reacciona vigorosamente con muchas sustancias cuando se calienta. Si pones carbón C al rojo vivo en un recipiente con oxígeno, se vuelve blanco y se quema. Hagamos la ecuación de la reacción química:
C + ONaHCO2 = CONaHCO2
Sulphur S se quema en oxígeno con una llama azul brillante para formar una sustancia gaseosa: dióxido de azufre. Hagamos la ecuación de la reacción química:
S + ONaHCO2 = SONaHCO2
El fósforo P se quema en oxígeno con una llama brillante para formar un humo blanco espeso, que consiste en partículas sólidas de óxido de fósforo (V). Hagamos la ecuación de la reacción química:
4P + 5ONaHCO2 = 2PNaHCO2 ONaHCO5
Las ecuaciones para las reacciones de la interacción del oxígeno con el carbón, el azufre y el fósforo están unidas por el hecho de que una sustancia se forma a partir de dos sustancias iniciales en cada caso. Tales reacciones, como resultado de las cuales solo se forma una sustancia (producto) a partir de varias sustancias iniciales (reactivos), se denominan reacciones de comunicación.
Los productos de la interacción del oxígeno con las sustancias consideradas (carbón, azufre, fósforo) son óxidos. Los óxidos son sustancias complejas que contienen dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno. Casi todos los elementos químicos forman óxidos, a excepción de algunos elementos inertes: helio, neón, argón, criptón y xenón. Hay algunos elementos químicos que no se combinan directamente con el oxígeno, como el Aurum.
Las reacciones químicas de interacción de sustancias con oxígeno se denominan reacciones de oxidación. El concepto de "oxidación" es más general que el concepto de "combustión". La combustión es una reacción química en la que se produce la oxidación de sustancias acompañada de la liberación de calor y luz. Para que ocurra la combustión, son necesarias las siguientes condiciones: contacto cercano del aire con una sustancia combustible y calentamiento a la temperatura de ignición. Para varias sustancias, la temperatura de ignición es diferentes significados. Por ejemplo, la temperatura de ignición del polvo de madera es 610 ° C, azufre - 450 ° C, fósforo blanco 45 - 60 ° C. Para evitar que se produzca una combustión, es necesario excitar al menos una de las condiciones indicadas. Es decir, es necesario eliminar la sustancia combustible, enfriarla por debajo de la temperatura de ignición, bloquear el acceso de oxígeno. Los procesos de combustión nos acompañan en la vida cotidiana, por lo tanto, cada persona debe conocer las condiciones para el inicio y cese de la combustión, así como observar reglas necesarias manipulación de sustancias inflamables.
El ciclo del oxígeno en la naturaleza.
El ciclo del oxígeno en la naturaleza. El uso del oxígeno, su papel biológico
Aproximadamente una cuarta parte de los átomos de toda la materia viva corresponde al oxígeno. En la medida en total Los átomos de oxígeno en la naturaleza son invariables, con la eliminación de oxígeno del aire debido a la respiración y otros procesos, debe reponerse. La fuente más importante de oxígeno en naturaleza inanimada es dióxido de carbono y agua. El oxígeno ingresa a la atmósfera principalmente como resultado del proceso de fotosíntesis, que involucra este-o-dos. Una fuente importante de oxígeno es la atmósfera terrestre. Parte del oxígeno se forma en partes superiores atmósfera debido a la disociación del agua bajo la acción de radiación solar. Parte del oxígeno lo liberan las plantas verdes en el proceso de fotosíntesis con ceniza-dos-o y esto es-en-dos. A su vez, el it-o-two atmosférico se forma como resultado de las reacciones de combustión y respiración de los animales. El o-dos atmosférico se gasta en la formación de ozono en la atmósfera superior, procesos oxidativos meteorización rocas, en el proceso de respiración animal y en reacciones de combustión. La transformación de t-dos en tse-dos conduce a la liberación de energía, respectivamente, la energía debe gastarse en la transformación de este-dos en o-dos. Esta energía es el Sol. Así, la vida en la Tierra depende de ciclos procesos quimicos posible gracias a la energía solar.
El uso del oxígeno se debe a sus propiedades químicas. El oxígeno es ampliamente utilizado como agente oxidante. Se utiliza para soldar y cortar metales, en la industria química - para obtener varios compuestos e intensificar algunos procesos de producción. En tecnología espacial, el oxígeno se usa para quemar hidrógeno y otros combustibles, en aviación, cuando se vuela en altitudes altas, en cirugía - para ayudar a los pacientes con dificultad para respirar.
El papel biológico del oxígeno se debe a su capacidad para apoyar la respiración. Una persona, al respirar durante un minuto, consume en promedio 0,5 dm3 de oxígeno, durante el día, 720 dm3, y durante el año, 262,8 m3 de oxígeno.
1. La reacción de descomposición térmica del permanganato de potasio. Hagamos la ecuación de la reacción química:
La sustancia potasio-manganeso-o-cuatro se distribuye ampliamente en la vida cotidiana con el nombre de "permanganato de potasio". El oxígeno que se ha formado se muestra mediante un soplete que arde sin llama, que destella intensamente en la abertura del tubo de salida de gas del dispositivo en el que se lleva a cabo la reacción, o cuando se introduce en un recipiente con oxígeno.
2. Reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de óxido de manganeso (IV). Hagamos la ecuación de la reacción química:
El peróxido de hidrógeno también es bien conocido en la vida cotidiana. Se puede usar para tratar rasguños y heridas menores (cada botiquín de primeros auxilios debe tener una solución al tres por ciento en peso de ceniza dos o dos). Muchos reacciones químicas acelerado en presencia de ciertas sustancias. En este caso, el manganeso-o-dos acelera la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno, pero el manganeso-o-dos en sí no se consume y no forma parte de los productos de reacción. El manganeso-o-dos es un catalizador.
Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas, pero no se consumen. Los catalizadores no solo se usan ampliamente en la industria química, sino que también juegan un papel importante en la vida humana. Los catalizadores naturales, que se denominan enzimas, están involucrados en la regulación de los procesos bioquímicos.
El oxígeno, como se señaló anteriormente, es un poco más pesado que el aire. Por lo tanto, se puede recolectar forzando el aire en un recipiente colocado con el orificio hacia arriba.
Lo restauraron con carbón en un horno (ver), dispuesto en un pozo; lo bombearon al horno con fuelles, el producto: kritsa se separó de la escoria por golpes y se forjaron varios productos a partir de él. A medida que se mejoraban los métodos de soplado y aumentaba la altura de la solera, se incrementaba el proceso y parte de él se carburizaba, es decir, se obtenía hierro colado; este producto relativamente frágil se consideraba un producto de desecho. De ahí el nombre de arrabio, arrabio - arrabio inglés. Más tarde, se notó que cuando no se carga hierro, sino hierro fundido en el horno, también se obtiene una floración de hierro con bajo contenido de carbono, y dicho proceso de dos etapas (ver redistribución de Crichny) resultó ser más rentable que el soplado en bruto. En los siglos XII-XIII. el método de los gritos ya estaba muy extendido. En el siglo XIV El hierro fundido comenzó a fundirse no solo como un producto semiacabado para su posterior procesamiento, sino también como material para la fundición de diversos productos. La reconstrucción del hogar en una mina ("domnitsa"), y luego en un alto horno, también se remonta a la misma época. A mediados del siglo XVIII en Europa se empezó a utilizar el proceso de crisol para la obtención del acero, conocido en Siria allá por periodo temprano Edad Media, pero luego fue olvidado. Con este método, el acero se obtenía fundiendo mezclas de metales en pequeños (crisoles) a partir de una masa altamente refractaria. En el último cuarto del siglo XVIII comenzó a desarrollarse el proceso de encharcamiento de redistribución del hierro fundido en un hogar reflectante de llama (ver Encharcamiento). Revolución industrial del siglo XVIII - principios del XIX, invención de la máquina de vapor, construcción vias ferreas, grandes puentes y una flota de vapor causaron una gran necesidad de y la suya. Sin embargo, todos los métodos de producción existentes no podían satisfacer las necesidades del mercado. La producción en masa de acero comenzó solo a mediados del siglo XIX, cuando se desarrollaron los procesos Bessemer, Thomas y de hogar abierto. En el siglo 20 surge y se generaliza el proceso de siderurgia eléctrica, dando acero de alta calidad.
distribución en la naturaleza. En términos de contenido en la litosfera (4,65% en peso), ocupa el segundo lugar (sobre el primero). Migra vigorosamente en la corteza terrestre, formando alrededor de 300 (, etc.). acepta Participación activa en procesos magmáticos, hidrotermales y supergénicos asociados con la formación varios tipos sus depósitos (ver Hierro). - En las profundidades de la tierra, se acumula en las primeras etapas del magma, en ultrabásico (9,85%) y básico (8,56%) (en los granitos es sólo el 2,7%). El B se acumula en muchos sedimentos marinos y continentales, formando sedimentos sedimentarios.
Las siguientes son propiedades físicas relacionadas principalmente con aquellas con un contenido total de impurezas inferior al 0,01% en masa:
una especie de interacción con El HNO 3 concentrado (densidad 1,45 g/cm 3 ) pasiva debido a la aparición de una película protectora de óxido en su superficie; El HNO 3 más diluido se disuelve con la formación de Fe 2+ o Fe 3+, recuperándose a MH 3 o N 2 O y N 2 .
Recibo y solicitud. El puro se obtiene en cantidades relativamente pequeñas de agua de ella o ella. Se está desarrollando un método para obtener directamente de. Aumenta gradualmente la producción de lo suficientemente puro por sus concentrados directos de mineral o carbón a niveles relativamente bajos.
El más importante tecnología moderna. En su forma pura, debido a su bajo valor, prácticamente no se usa, aunque en la vida cotidiana los productos de acero o hierro fundido a menudo se denominan "hierro". El granel se utiliza en forma de muy diferente en composición y propiedades. Representa aproximadamente el 95% de todos los productos de metal. Rico (más del 2% en peso): hierro fundido, fundido en alto horno a partir de hierro enriquecido (ver Producción en alto horno). El acero de varios grados (con un contenido inferior al 2% en masa) se funde a partir de hierro fundido en horno abierto y convertidores eléctricos y por exceso (quemado), eliminación de impurezas nocivas (principalmente S, P, O) y adición de elementos de aleación. (ver Martenovskaya, Convertidor). Aceros de alta aleación (con gran contenido, y otros elementos) son fundidos en arco eléctrico e inducción. Para la producción de aceros y para fines especialmente importantes, se utilizan nuevos procesos: vacío, refundición por electroescoria, fusión por plasma y haz de electrones, etc. Se están desarrollando métodos para la fundición de acero en unidades de funcionamiento continuo que proporcionan alta calidad y automatización de procesos.
Sobre la base, se crean materiales que pueden soportar los efectos de ambientes agresivos altos y bajos, y altos, grandes voltajes alternos, radiación nuclear, etc. La producción y está en constante crecimiento. En 1971 se fundieron en la URSS 89,3 millones de toneladas de arrabio y 121 millones de toneladas de acero.
L. A. Shvartsman, L. V. Vanyukova.
Se ha utilizado como material artístico desde la antigüedad en Egipto (para la cabeza de la tumba de Tutankamón cerca de Tebas, mediados del siglo XIV a. C., Ashmolean Museum, Oxford), Mesopotamia (dagas encontradas cerca de Carchemish, 500 a. C., Museo Británico, Londres). )
Una de las principales características de cualquier elemento químico es su masa atómica relativa.
(Una unidad de masa atómica es 1/12 de la masa de un átomo de carbono, cuya masa se supone que es 12 uma y es1,66 10 24 GRAMO.
Comparando las masas de átomos de elementos con un amu, encuentre los valores numéricos de la masa atómica relativa (Ar).
La masa atómica relativa de un elemento muestra cuántas veces la masa de su átomo es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Por ejemplo, para el oxígeno Ar (O) = 15,9994 y para el hidrógeno Ar (H) = 1,0079.
Para moléculas de sustancias simples y complejas, determine peso molecular relativo, que es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula. Por ejemplo, el peso molecular del agua es H2O
Mg (H2O) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.
ley de avogadro
En química, junto con las unidades de masa y volumen, se utiliza una unidad de cantidad de una sustancia, llamada mol.
!TOPO (v) - unidad de medida de la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) del isótopo de carbono "C''.
Esto significa que 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de unidades estructurales, igual a 6,02 10 23 . Este valor se llama Avogadro constante(notación nortePERO, dimensión 1/mol).
El científico italiano Amadeo Avogadro planteó una hipótesis en 1811, que luego fue confirmada por datos experimentales y más tarde recibió el nombre Ley de Avogadro. Llamó la atención sobre el hecho de que todos los gases están igualmente comprimidos (ley de Boyle-Mariotte) y tienen los mismos coeficientes de expansión térmica (ley de Gay-Lussac). Al respecto, sugirió que:
Volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas.
En las mismas condiciones (normalmente se habla de condiciones normales: la presión absoluta es de 1013 milibares y la temperatura es de 0 °C), la distancia entre las moléculas de todos los gases es la misma y el volumen de las moléculas es insignificante. Teniendo en cuenta todo lo anterior, podemos hacer una suposición:
!si volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas, entonces las masas que contienen el mismo número de moléculas deben tener los mismos volúmenes.
En otras palabras,
En las mismas condiciones, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen. En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen v, igual a 22,4 litros. Este volumen se llamavolumen molar de gas (dimensión l/mol o m³ /mol).
El valor exacto del volumen molar del gas en condiciones normales (presión 1013 milibares y temperatura 0°C) es 22,4135 ± 0,0006 l/mol. En condiciones estándar (t=+15° C, presión = 1013 mbar) 1 mol de gas ocupa un volumen de 23,6451 litros, y at\u003d + 20 ° C y una presión de 1013 mbar, 1 mol ocupa un volumen de aproximadamente 24,2 litros.
En términos numéricos, la masa molar coincide con las masas de átomos y moléculas (en uma) y con las masas atómicas y moleculares relativas.
Por lo tanto, 1 mol de cualquier sustancia tiene tal masa en gramos, que es numéricamente igual al peso molecular de esta sustancia, expresado en unidades de masa atómica.
Por ejemplo, M(O2) = 16 a. em 2 \u003d 32 am ej., así, 1 mol de oxígeno corresponde a 32 g Las densidades de los gases medidas en las mismas condiciones se relacionan con sus masas molares. Dado que las sustancias moleculares (líquidos, vapores, gases) son el objeto principal de los problemas prácticos durante el transporte de gases licuados en buques gaseros, las principales cantidades buscadas serán la masa molar. METRO(g/mol), cantidad de sustancia v en moles y masa t sustancias en gramos o kilogramos.
Conociendo la fórmula química de un gas en particular, es posible resolver algunos problemas prácticos que surgen durante el transporte de gases licuados.
Ejemplo 1. Hay 22 toneladas de etileno licuado en el tanque de cubierta (CON2 H4 ). Es necesario determinar si hay suficiente carga a bordo para purgar tres tanques de carga de 5000 m 3 cada uno, si después de la purga la temperatura de los tanques es de 0°C y la presión es de 1013 milibares.
1. Determinar el peso molecular del etileno:
M \u003d 2 12.011 + 4 1.0079 \u003d 28.054 g / mol.
2. Calculamos la densidad del vapor de etileno en condiciones normales:
ρ \u003d M / V \u003d 28.054: 22.4 \u003d 1.232 g / l.
3. Encuentre el volumen de vapor de la carga en condiciones normales:
22∙106: 1,252= 27544 m3.
El volumen total de los tanques de carga es de 15.000 m 3 . En consecuencia, hay suficiente carga a bordo para purgar todos los tanques de carga con vapor de etileno.
Ejemplo 2. Es necesario determinar cuánto propano (CON3 H8 ) Se requerirá purgar los tanques de carga con una capacidad total de 8000 m 3 si la temperatura de los tanques es de +15 ° C, y la presión de vapor de propano en el tanque después del final de la purga no excederá los 1013 milibares.
1. Determinar la masa molar del propano Con3 H8
METRO = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.
2. Determine la densidad del vapor de propano después de purgar los tanques:
ρ \u003d M: v \u003d 44.1: 23.641 \u003d 1.865 kg / m 3.
3. Conociendo la densidad y el volumen del vapor, determinamos la cantidad total de propano requerida para purgar el tanque:
m \u003d ρ v \u003d 1.865 8000 \u003d 14920 kg ≈ 15 toneladas.
La doctrina atómico-molecular define al átomo como la partícula químicamente indivisible más pequeña. Y si es una partícula, entonces debe tener una masa, que es muy pequeña. Métodos modernos Los estudios nos permiten determinar este valor con gran precisión.
Ejemplo: m(H) = 1.674 10 -27 kg
m(O) = 2.667 10 -26 kg Masas absolutas
m (C) = 1,993 10 -26 kg
Los valores presentados son muy inconvenientes para los cálculos. Por lo tanto, en química, a menudo no se utilizan masas atómicas absolutas, sino relativas. La masa atómica relativa (Ar) es la relación entre la masa absoluta de un átomo y 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Usando una fórmula, esto se puede escribir como 
1/12m(c) es el valor de comparación y se llama 1 amu.
1a.u.m. \u003d 1/12 1.993 10 -26 kg \u003d 1.661 10-27 kg
Calculemos Ar para algunos elementos.
Ar(O) = = = 15,99 ~ 16
Ar(H) = = = 1.0079 ~ 1
Comparando las masas atómicas relativas del oxígeno y el hidrógeno con las absolutas, se ven claramente las ventajas del Ar. Los valores de Ar son mucho más simples. Son más convenientes de usar en los cálculos. Los valores finales de Ar se dan en la tabla periódica. Usando los elementos Ar, uno puede comparar sus masas.
Este cálculo muestra que el átomo de zinc pesa 2,1 veces más que el átomo de fósforo.
Peso molecular relativo (Mr) es igual a la suma de las masas atómicas relativas de sus átomos constituyentes (sin dimensiones). Calcular el peso molecular relativo del agua. Sabes que una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Entonces su masa molecular relativa será igual a la suma de los productos de la masa atómica relativa de cada elemento químico y el número de sus átomos en una molécula de agua:
calcular los pesos moleculares relativos de las sustancias.
Sr(Cu2O)= 143,0914
Sr(Na3PO4)= 163,9407
Sr(AlCl3)= 133,3405
Sr(Ba3N2)= 439,9944
Señor (NO 3)= 101,1032
Sr(Fe(OH)2)= 89,8597
Señor (Mg (NO 3) 2) \u003d 148,3148
Señor (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 342,1509
La cantidad de sustancia (n) es una cantidad física que caracteriza el número de unidades estructurales del mismo tipo contenidas en una sustancia. Las unidades estructurales son cualquier partícula que forma una sustancia (átomos, moléculas, iones, electrones o cualquier otra partícula).
La unidad para medir la cantidad de una sustancia (n) es el mol. Topo- la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales estructurales (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) como átomos hay en 0.012 kg (12 g) \u003d 1 mol del isótopo de carbono 12 C.
El número de átomos de N A en 0,012 kg (12 g) de carbono, o 1 mol, se puede determinar fácilmente de la siguiente manera:
El valor de N A se llama constante de Avogadro.
Al describir las reacciones químicas, la cantidad de una sustancia es una cantidad más conveniente que la masa, ya que las moléculas interactúan independientemente de su masa en cantidades que son múltiplos de números enteros.
Por ejemplo, la reacción de combustión del hidrógeno (2H2 + O2 → 2H2O) requiere dos veces gran cantidad sustancias de hidrógeno que el oxígeno. La relación entre las cantidades de reactivos se refleja directamente en los coeficientes de las ecuaciones.
Ejemplo: en 1 mol de cloruro de calcio \u003d contiene 6.022 × 10 23 moléculas (unidades de fórmula) - CaCl 2.
1 mol (1 M) de hierro = 6 . 10 23 átomos de Fe
1 mol (1 M) de ion cloruro Cl - = 6 . 10 23 iones Cl - .
1 mol (1 M) electrones e - = 6 . 10 23 electrones e - .
Para calcular la cantidad de una sustancia en función de su masa, se utiliza el concepto de masa molar:
La masa molar (M) es la masa de un mol de una sustancia (kg/mol, g/mol). El peso molecular relativo y la masa molar de una sustancia son numéricamente iguales, pero tienen diferentes dimensiones, por ejemplo, para el agua, M r = 18 (las masas atómica y molecular relativas son adimensionales), M = 18 g/mol. La cantidad de una sustancia y la masa molar están relacionadas por una relación simple:
Las leyes estequiométricas básicas, que se formularon entre los siglos XVII y XVIII, desempeñaron un papel importante en la formación de la atomística química.
1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (MV Lomonosov, 1748).
La suma de las masas de los productos de reacción es igual a la suma de las masas de las sustancias de partida.. Como complemento a esta ley, la ley de conservación de la masa de un elemento (1789, A.L. Lavoisier) puede servir: la masa de un elemento químico no cambia como resultado de la reacción. Estas leyes son de decisiva importancia para la química moderna, ya que permiten simular reacciones químicas con ecuaciones y realizar cálculos cuantitativos a partir de ellas.
2. LA LEY DE COMPOSICIÓN CONSTANTE (J. Proust, 1799-1804).
Una sustancia química individual de una estructura molecular tiene una constante cualitativa y composición cuantitativa, independientemente de cómo se haya obtenido. Los compuestos que obedecen la ley de composición constante se denominan daltónidos. Los daltónidos son todos compuestos orgánicos conocidos actualmente (alrededor de 30 millones) y algunos (alrededor de 100 mil) sustancias inorgánicas. Las sustancias con estructura no molecular (bertólidos) no obedecen esta ley y pueden tener una composición variable según el método de preparación de la muestra. Estos incluyen la mayoría (alrededor de 500 mil) de sustancias inorgánicas.
3. LEY DE EQUIVALENTES (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).
Cada sustancia compleja, independientemente del método de su preparación, tiene una composición cualitativa y cuantitativa constante. Por lo tanto, sustancias químicas interactúan entre sí en proporciones estrictamente definidas (equivalentes). Las masas de los reactivos son directamente proporcionales a sus masas equivalentes..
donde E A y E B son las masas equivalentes de los reactivos.
4. LEY DE AVOGADRO (A. Avogadro, 1811).
Volúmenes iguales de diferentes gases medidos bajo las mismas condiciones (presión, temperatura) contienen el mismo número de moléculas. De la ley se desprende que:
Ø En condiciones normales (n.s., T \u003d 273 K, p \u003d 101.325 kPa), un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen - volumen molar(V m), igual a 22,4 l/mol.
Relación de masa volúmenes iguales diferentes gases medidos en las mismas condiciones ( densidad relativa de gas a gas), es igual a la relación de sus masas moleculares (molares) .
Muy a menudo, la densidad relativa está determinada por el hidrógeno o el aire. Respectivamente,
,
donde 29 es el peso molecular promedio, más exactamente ponderado, del aire.
Ø Los volúmenes de los gases que reaccionan están relacionados entre sí y con los volúmenes de los productos de reacción gaseosos como números enteros simples.(la ley de relaciones volumétricas de Gay-Lussac).
Tarea
¿Cuántos gramos de cloro gaseoso se deben gastar y cuántos gramos de cloruro de fósforo (III) líquido se obtendrán si se utilizan 1,45 gramos de fósforo en la reacción?
P 4 (tv.) + Cl 2 (g.) \u003d PCl 3 (l.)
Solución: 1. Es necesario asegurarse de que la ecuación esté en equilibrio, es decir es necesario poner coeficientes estequiométricos: P 4 (sólido) + 6Cl 2 (g.) = 4PCl 3 (l.). Por 1 mol P 4 puedo gastar 6 moles Cl 2 para obtener 4 moles PCl 3
2. Tenemos la masa de P 4 en la reacción, por lo tanto, podemos averiguar cuántos moles de fósforo se usan. Según T. M. encontramos la masa atómica del fósforo ~ 31, esto dice que 1 mol de fósforo tendrá una masa de 31 g (masa molar), y la masa atómica de P 4 será 124 g. Averigüemos cuántos moles hay en 1.45 g de fósforo:
1,45 g - x mol x \u003d 0,0117 mol
124 g - 1 mol
3. Ahora averiguamos cuántos moles de cloro se necesitan tomar para usar 0.0117 moles de fósforo. Según la reacción de equilibrio, vemos que se deben tomar 6 moles de cloro por 1 mol de fósforo, por lo tanto, se debe tomar cloro 6 veces más. Creemos:
0,0117 x 6 = 0,07 moles de cloro.
0,07 moles x 70,906 g (en 1 mol de Cl 2 ) = 4,963 g de Cl 2
5. Ahora busquemos cuántos gramos de cloruro de fósforo (III) líquido hay que obtener. Puedes usar dos soluciones diferentes:
5.1. La ley de conservación de la masa 1.45 g P 4 (tv.) + 4.963 g Cl 2 (g.) \u003d 6.413 PCl 3 (w.)
5.2. Y puede usar el método como encontramos la masa del fósforo necesario.
Ejemplos:
Condición
Determinar la fracción de masa de agua de cristalización en cloruro de bario dihidrato BaCl2 · 2H2O
Decisión
La masa molar de BaCl2 · 2H2O es:
M (BaCl2 · 2H2O) \u003d 137+ 2 35.5 + 2 18 \u003d 244 g / mol
De la fórmula BaCl2 · 2H2O se deduce que 1 mol de cloruro de bario dihidrato contiene 2 moles de H2O.
Determinamos la masa de agua contenida en BaCl2 2H2O: m (H2O) \u003d 2 18 \u003d 36 g.
Encuentre la fracción de masa de agua de cristalización en cloruro de bario dihidrato
BaCl2 · 2H2O. ω(H2O) = m(H2O)/ m(BaCl2 · 2H2O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75 %.
Ejemplo por mi cuenta
1. El compuesto químico contiene, en peso, 17,56 % de sodio, 39,69 % de cromo y 42,75 % de oxígeno. Determine la fórmula compuesta más simple. (Na2Cr2O7).
2. La composición elemental de la sustancia es la siguiente: la fracción de masa del elemento hierro es 0,7241 (o 72,41 %), la fracción de masa del oxígeno es 0,2759 (o 27,59 %). Derive la fórmula química. (Fe3O4)
Ejemplo (análisis) . Establezca la fórmula molecular de una sustancia si la fracción de masa de carbono en ella es 26.67%, hidrógeno - 2.22%, oxígeno - 71.11%. El peso molecular relativo de esta sustancia es 90.
| Solución 1. Para resolver el problema, usamos las fórmulas: w = ; n = ; x: y: z = n(C) : n(H) : n(O). 2. Encontramos las cantidades químicas de los elementos que componen la sustancia, asumiendo que 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. Determine la fórmula empírica de la sustancia: n (C) : n (H) : n (O) \u003d 2.22 mol: 2.22 mol: 4.44 mol. x: y: z \u003d 1: 1: 2. La fórmula empírica de la sustancia es CHO 2. 4. Establecemos la verdadera fórmula molecular de la sustancia: 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. La verdadera fórmula molecular de la sustancia es C 2 H 2 O 4. Responder: fórmula molecular de la sustancia C 2 H 2 O 4 . Problema Encuentre la fórmula química de una sustancia que contiene 9 wt. incluyendo aluminio y 8 wt. horas de oxígeno. Solución: Encuentra la razón del número de átomos: Respuesta: Fórmula química sustancia dada: . Densidad relativa del gas X por el gas Y - D por Y (X). A menudo, en las tareas se les pide que determinen la fórmula de una sustancia (gas) dependiendo de Densidad relativa D es un valor que muestra cuántas veces el gas X es más pesado que el gas Y. Se calcula como la relación de las masas molares de los gases X e Y: D según Y (X) \u003d M (X) / M (Y ) A menudo, las densidades relativas de los gases se utilizan para los cálculos por hidrógeno y por aire. Densidad relativa del gas X para el hidrógeno: D para H2 = M (gas X) / M (H2) = M (gas X) / 2 El aire es una mezcla de gases, por lo que solo se puede calcular la masa molar promedio. Su valor se toma como 29 g/mol (basado en la composición promedio aproximada). Por lo tanto: D por aire. \u003d M (gas X) / 29 Ejemplo: Determine la fórmula de una sustancia si contiene 84.21% C y 15.79% H y tiene una densidad relativa en el aire de 3.93. Si la masa de la sustancia es de 100 g, entonces la masa C será de 84,21 g y la masa H será de 15,79 g. 1. Encuentra la cantidad de sustancia de cada átomo: ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 mol, v(H) = 15,79 / 1 = 15,79 mol. 2. Determinamos la relación molar de los átomos de C y H: C: H \u003d 7.0175: 15.79 (dividimos ambos números por uno más pequeño) \u003d 1: 2.25 (multiplicaremos por 1, 2.3.4, etc. hasta Después del punto decimal aparece 0 o 9. En este problema, debe multiplicar por 4) \u003d 4: 9. Por lo tanto, la fórmula más simple es C 4 H 9. 3. Con base en la densidad relativa, calculamos la masa molar: M = D (aire) 29 = 114 g/mol. Masa molar correspondiente a la fórmula más simple C 4 H 9 - 57 g / mol, esto es 2 veces menos cierto masa molar. Entonces la fórmula verdadera es C 8 H 18. | |
1. Completa los espacios en blanco de las oraciones.
Masa atómica absoluta muestra la masa de una doceava parte 1/12 de la masa de una molécula del isótopo de carbono 12 6 C se mide en las siguientes unidades: g, gc, mg, t.
Masa atómica relativa muestra cuántas veces la masa de una sustancia dada de un elemento es mayor que la masa de un átomo de hidrógeno; no tiene unidad de medida.
2. Escriba usando la notación oku = redondeado a un valor entero:
a) masa atómica relativa de oxígeno - 16:
b) masa atómica relativa de sodio - 23;
c) masa atómica relativa del cobre - 64 .
3. Se dan los nombres de los elementos químicos: mercurio, fósforo, hidrógeno, azufre, carbono, oxígeno, potasio, nitrógeno. En las celdas vacías, ingrese los símbolos de los elementos de tal manera que se obtenga una serie, en la que aumenta la masa atómica relativa.
4. Subraya las afirmaciones correctas.
a) La masa de diez átomos de oxígeno es igual a la masa de dos átomos de bromo;
b) La masa de cinco átomos de carbono es mayor que la masa de tres átomos de azufre;
c) La masa de siete átomos de oxígeno es menor que la masa de cinco átomos de magnesio.
5. Completa el diagrama.
6. Calcular las masas moleculares relativas de las sustancias según sus fórmulas:
a) Señor (N 2) \u003d 2 * 14 \u003d 28
b) M r (CH 4) = 12+4*1=16
c) M r (CaCO3) = 40+12+3*16=100
d) M r (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. Ante ti hay una pirámide, cuyas "piedras de construcción" son fórmulas compuestos químicos. Encuentre un camino desde la parte superior de la pirámide hasta su base de modo que la suma de las masas moleculares relativas de los compuestos sea mínima. Al elegir cada "piedra" siguiente, debe tener en cuenta que solo puede elegir la que está directamente adyacente a la anterior.
En respuesta, escriba las fórmulas de las sustancias del camino ganador.
Responder: C 2 H 6 - H 2 CO 3 - SO 2 - Na 2 S
8. El ácido cítrico se encuentra no solo en los limones, sino también en manzanas verdes, grosellas, cerezas, etc. ácido cítrico utilizado en la cocina familiar(por ejemplo, para quitar manchas de óxido de la tela). La molécula de esta sustancia consta de 6 átomos de carbono, 8 átomos de hidrógeno, 7 átomos de oxígeno.
C 6 H 8 O 7
Marca la afirmación correcta:
a) el peso molecular relativo de esta sustancia es 185;
b) el peso molecular relativo de esta sustancia es 29;
c) el peso molecular relativo de esta sustancia es 192.