Objętość mola. Ilość substancji Mol. Masa cząsteczkowa. Czego się nauczyliśmy

Ilość substancji. Masa cząsteczkowa. Objętość molowa gazu. Prawo Avogadro
Z zajęć fizyki znamy takie wielkości fizyczne jak masa, objętość i gęstość. Stosując te wielkości łatwo jest scharakteryzować substancje. Przykładowo idziemy do sklepu i kupujemy 1 kg cukru lub litrową butelkę woda mineralna. Okazuje się jednak, że te ilości nie wystarczą, jeśli konieczne jest rozważenie substancji z punktu widzenia liczby cząstek. Ile cząsteczek cukru znajduje się w 1 kg cukru? Ile cząsteczek wody znajduje się w litrowej butelce? I w jednej kropli? Odpowiedź na to pytanie można uzyskać znając inną wielkość fizyczną, którą nazywamy ilością materii. Trudno jest obliczyć dokładną liczbę cząsteczek, ale jeśli liczysz nie w kawałkach, ale w porcjach, zadanie staje się prostsze. Np. nigdy nie kupujemy zapałek pojedynczo w sklepie, ale kupując jedno pudełko zapałek wiemy, że jest ich 100 sztuk. Serwetek też nie kupujemy pojedynczo, ale kupując paczkę serwetek, czyli porcję, będziemy dokładnie wiedzieć, ile sztuk serwetek kupiliśmy.
Ilość substancji to część substancji zawierająca określoną liczbę cząstek strukturalnych. Ilość substancji oznacza się zwykle grecką literą ν [nu]. W układzie SI jednostka miary ilości substancji nazywana jest molem. Jeden mol substancji zawiera tyle cząstek strukturalnych, ile jest atomów w 12 g węgla, czyli 6*1023 cząstek. Wielkość ta jest wartością stałą i nazywa się ją „stałą Avogadra”. Ilość substancji można zdefiniować jako stosunek liczby cząstek strukturalnych do liczby cząstek w jednym molu substancji.
Na przykład za pomocą tego wzoru można łatwo obliczyć ilość substancji odpowiadającą 3*1023 atomom żelaza.
Przekształcając pierwotny wzór, łatwo jest wyznaczyć liczbę cząstek strukturalnych ze znanej ilości substancji: N = v * NA
Stała ta otrzymała swoją nazwę na cześć Amedeo Avogadra, który w 1811 roku przyjął założenie, które następnie zostało potwierdzone eksperymentalnie i obecnie nosi nazwę Prawo Avogadro. Prawo Avogadra: „równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają tę samą liczbę cząsteczek”.
Z prawa Avogadra wynika, że ​​w tych samych warunkach masy gazów zawierające ten sam numer cząstki strukturalne będą zajmować tę samą objętość. Przy ciśnieniu 1 atmosfery i temperaturze 0 stopni Celsjusza 1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość równą 22,4 litra. Ta objętość nazywa się objętość molowa. A warunki są normalnymi warunkami. Objętość molowa jest oznaczana przez Vm i pokazuje objętość gazu w ilości 1 mola. Na normalne warunki jest wartością stałą.
W normalnych warunkach ilość substancji jest stosunkiem objętości do objętości molowej.
Za pomocą tego wzoru można określić objętość substancji, jeśli znana jest jej ilość: V = ν * Vm
Masę substancji w ilości 1 mola nazywa się masą molową, oznaczoną literą M. Masa molowa jest liczbowo równa względnej masie cząsteczkowej. Jednostką masy molowej jest g/mol.
Znając masę substancji, łatwo jest określić jej ilość.

Znajdźmy ilość substancji 5,6 g żelaza.
Aby znaleźć masę substancji na podstawie znanej wielkości, przekształcamy wzór: m = ν * M
Materiał referencyjny
Ilość substancji ν [nu] wynosi wielkość fizyczna, charakteryzujący liczbę jednostek strukturalnych tego samego typu (dowolnych cząstek tworzących substancję - atomów, cząsteczek, jonów itp.) zawartych w substancji. Jednostką miary ilości substancji w Międzynarodowym Układzie Jednostek (SI) jest mol.
Mol to jednostka miary ilości substancji. Jeden mol substancji zawiera tyle cząstek strukturalnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla.
Masa molowa (M) to masa substancji w ilości jednego mola. Jednostka g/mol.
Warunki normalne (n.s.) – warunki fizyczne, określone przez ciśnienie 101325 Pa (normalna atmosfera) i temperaturę 273,15 K (0°C).
Objętość molowa (Vm) to objętość substancji wynosząca jeden mol. Jednostka miary: l/mol; pod nr. Vm = 22,4 l/mol
Prawo Avogadra – równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają tę samą liczbę cząsteczek.
Stała Avogadra (NA) pokazuje liczbę cząstek strukturalnych w substancji wynoszącą jeden mol.

Przed rozwiązaniem problemów powinieneś znać wzory i zasady obliczania objętości gazu. Powinniśmy pamiętać o prawie Avogadro. A samą objętość gazu można obliczyć za pomocą kilku wzorów, wybierając z nich odpowiedni. Wybierając żądaną formułę, bardzo ważne mają warunki środowiskowe, w szczególności temperaturę i ciśnienie.

Prawo Avogadra

Mówi, że przy tym samym ciśnieniu i tej samej temperaturze te same objętości różnych gazów będą zawierać tę samą liczbę cząsteczek. Liczba cząsteczek gazu zawarta w jednym molu to liczba Avogadro. Z tego prawa wynika, że: 1 kmol (kilomol) gazu doskonałego, dowolnego gazu, przy tym samym ciśnieniu i temperaturze (760 mm Hg i t = 0*C) zawsze zajmuje jedną objętość = 22,4136 m3.

Jak określić objętość gazu

• W zadaniach najczęściej można spotkać wzór V=n*Vm. Tutaj objętość gazu w litrach wynosi V, Vm to objętość molowa gazu (l/mol), która w normalnych warunkach = 22,4 l/mol, a n to ilość substancji w molach. Gdy w warunkach nie ma ilości substancji, ale jest masa substancji, to postępujemy w ten sposób: n=m/M. Tutaj M to g/mol (masa molowa substancji), a masa substancji w gramach to m. W układzie okresowym jest to zapisane pod każdym pierwiastkiem, tak jak jest masa atomowa. Dodajmy wszystkie masy i otrzymajmy to, czego szukamy.
• Jak więc obliczyć objętość gazu. Oto zadanie: kwas chlorowodorowy rozpuścić 10 g aluminium. Pytanie: przy jakiej ilości wodoru można uwolnić ty? Równanie reakcji wygląda następująco: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Na samym początku znajdujemy aluminium (ilość), które przereagowało według wzoru: n(Al)=m(Al)/M(Al). Bierzemy masę glinu (molową) z układu okresowego M(Al) = 27 g/mol. Podstawmy: n(Al)=10/27=0,37 mol. Z równania chemicznego widać, że po rozpuszczeniu 2 moli glinu powstają 3 mole wodoru. Należy obliczyć, ile wodoru wydzieli się z 0,4 mola glinu: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Podstawmy dane do wzoru i znajdźmy objętość tego gazu. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.

Masę 1 mola substancji nazywa się molową. Jak nazywa się objętość 1 mola substancji? Oczywiście nazywa się to również objętością molową.

Jaka jest objętość molowa wody? Kiedy odmierzaliśmy 1 mol wody, nie zważyliśmy na wadze 18 g wody – jest to niewygodne. Użyliśmy przyborów miarowych: cylindra lub zlewki, ponieważ wiedzieliśmy, że gęstość wody wynosi 1 g/ml. Dlatego objętość molowa wody wynosi 18 ml/mol. W przypadku cieczy i ciał stałych objętość molowa zależy od ich gęstości (ryc. 52, a). Inaczej jest w przypadku gazów (ryc. 52, b).

Ryż. 52.
Objętości molowe (n.s.):
a - ciecze i ciała stałe; b - substancje gazowe

Jeśli weźmiemy 1 mol wodoru H2 (2 g), 1 mol tlenu O2 (32 g), 1 mol ozonu O3 (48 g), 1 mol dwutlenku węgla CO2 (44 g), a nawet 1 mol pary wodnej H2O (18 g) w tych samych warunkach, na przykład normalnych (w chemii zwyczajowo nazywa się warunki normalne (n.s.) temperaturą 0 ° C i ciśnieniem 760 mm Hg, czyli 101,3 kPa), wtedy się okazuje że 1 mol dowolnego gazu zajmie tę samą objętość, równą 22,4 litra, i będzie zawierał tę samą liczbę cząsteczek - 6 × 10 23.

A jeśli weźmiesz 44,8 litra gazu, to ile jego substancji zostanie pobrane? Oczywiście 2 mole, ponieważ podana objętość jest dwukrotnie większa od objętości molowej. Stąd:

gdzie V jest objętością gazu. Stąd

Objętość molowa jest wielkością fizyczną równą stosunkowi objętości substancji do ilości substancji.

Objętość molowa substancji gazowych wyrażana jest w l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Objętość jednego kilomola nazywana jest kilomolem i mierzy się ją w m 3 /kmol (Vm = 22,4 m 3 /kmol). Odpowiednio objętość milimolowa wynosi 22,4 ml/mmol.

Zadanie 1. Znajdź masę 33,6 m 3 amoniaku NH 3 (n.s.).

Zadanie 2. Znajdź masę i objętość (n.v.) 18 × 10 20 cząsteczek siarkowodoru H 2 S.

Rozwiązując zadanie, zwróćmy uwagę na liczbę cząsteczek 18 × 10 20. Ponieważ 10 20 jest 1000 razy mniejsze niż 10 23, oczywiście obliczenia należy przeprowadzić stosując mmol, ml/mmol i mg/mmol.

Słowa i wyrażenia kluczowe

1. Objętości molowe, milimolowe i kilomolowe gazów.
2. Objętość molowa gazów (w normalnych warunkach) wynosi 22,4 l/mol.
3. Normalne warunki.

Pracuj z komputerem

1. Zapoznaj się z wnioskiem elektronicznym. Zapoznaj się z materiałem lekcyjnym i wykonaj przydzielone zadania.
2. Szukaj w Internecie adresy e-mail, które mogą służyć jako dodatkowe źródła ujawniające zawartość słów kluczowych i wyrażeń występujących w akapicie. Zaoferuj nauczycielowi pomoc w przygotowaniu nowej lekcji - sporządź raport na temat kluczowych słów i zwrotów z następnego akapitu.

Pytania i zadania

1. Znajdź masę i liczbę cząsteczek w n. ty na: a) 11,2 litra tlenu; b) 5,6 m 3 azotu; c) 22,4 ml chloru.
2. Znajdź objętość, która przy n. ty zajmie: a) 3 g wodoru; b) 96 kg ozonu; c) 12 × 10 20 cząsteczek azotu.
3. Znajdź gęstość (masa 1 litra) argonu, chloru, tlenu i ozonu w temperaturze pokojowej. ty Ile cząsteczek każdej substancji zmieści się w 1 litrze w tych samych warunkach?
4. Oblicz masę 5 litrów (n.s.): a) tlen; b) ozon; c) dwutlenek węgla CO2.
5. Wskaż, co jest cięższe: a) 5 litrów dwutlenku siarki (SO 2) lub 5 litrów dwutlenku węgla (CO 2); b) 2 litry dwutlenku węgla (CO 2) lub 3 litry tlenku węgla (CO).

Objętość molowa gazu jest równa stosunkowi objętości gazu do ilości substancji tego gazu, tj.

Vm = V(X) / n(X),

gdzie V m jest objętością molową gazu - wartość stała dla dowolnego gazu w danych warunkach;

V(X) – objętość gazu X;

n(X) – ilość substancji gazowej X.

Objętość molowa gazów w normalnych warunkach (ciśnienie normalne p n = 101 325 Pa ≈ 101,3 kPa i temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) wynosi V m = 22,4 l/mol.

Prawa gazu doskonałego

W obliczeniach obejmujących gazy często konieczne jest przejście z tych warunków na normalne i odwrotnie. W tym przypadku wygodnie jest zastosować wzór wynikający z połączonego prawa gazowego Boyle’a-Mariotte’a i Gay-Lussaca:

pV / T = p n V n / T n

Gdzie p to ciśnienie; V - objętość; T - temperatura w skali Kelvina; indeks „n” oznacza normalne warunki.

Ułamek objętościowy

Skład mieszanin gazowych często wyraża się za pomocą ułamka objętościowego – stosunku objętości danego składnika do całkowitej objętości układu, tj.

φ(X) = V(X) / V

gdzie φ(X) jest ułamkiem objętościowym składnika X;

V(X) - objętość składnika X;

V jest objętością układu.

Ułamek objętościowy jest wielkością bezwymiarową, wyrażaną w ułamkach jednostki lub w procentach.

Przykład 1. Jaką objętość zajmie amoniak o masie 51 g w temperaturze 20°C i pod ciśnieniem 250 kPa?

Przykład 2. Określ objętość, jaką w normalnych warunkach zajmie mieszanina gazów zawierająca wodór o masie 1,4 g i azot o masie 5,6 g.

Prawo stosunków objętościowych

Jak rozwiązać problem, korzystając z „Prawa relacji objętościowych”?

Prawo stosunków objętościowych: Objętości gazów biorących udział w reakcji są powiązane ze sobą jako małe liczby całkowite równe współczynnikom w równaniu reakcji.

Współczynniki w równaniach reakcji pokazują liczbę objętości reagujących i powstałych substancji gazowych.

Przykład. Oblicz objętość powietrza potrzebną do spalenia 112 litrów acetylenu.

1. Tworzymy równanie reakcji:

2. Na podstawie prawa stosunków objętościowych obliczamy objętość tlenu:

112 / 2 = X / 5, skąd X = 112 5 / 2 = 280l

3. Określ objętość powietrza:

V(powietrze) = V(O 2) / φ(O 2)

V(powietrze) = 280 / 0,2 = 1400 l.

Cel:
Zapoznać uczniów z pojęciami „ilość substancji”, „masa molowa” i dać wyobrażenie o stałej Avogadro. Podaj związek między ilością substancji, liczbą cząstek i stałą Avogadro, a także związek między masą molową, masą i ilością substancji. Naucz się robić obliczenia.

1) Jaka jest ilość substancji?
2) Co to jest kret?
3) Ile jednostek strukturalnych zawiera się w 1 molu?
4) Za pomocą jakich wielkości można określić ilość substancji?
5) Co to jest masa molowa i z czym się ona liczbowo pokrywa?
6) Co to jest objętość molowa?

Ilość substancji jest wielkością fizyczną, która oznacza pewną liczbę elementy konstrukcyjne(cząsteczki, atomy, jony) Oznaczane przez n (en) mierzone w międzynarodowym układzie jednostek (Si) mol
Liczba Avogadra - pokazuje liczbę cząstek w 1 molu substancji. Oznaczona jako NA, mierzona w mol-1, ma wartość liczbową 6,02 * 10^23
Masa molowa substancji jest liczbowo równa jej względnej masie cząsteczkowej. Masa molowa to wielkość fizyczna, która pokazuje masę 1 mola substancji. Oznaczona jako M, mierzona w g/mol M = m/n
Objętość molowa to wielkość fizyczna, która pokazuje objętość zajmowaną przez dowolny gaz z ilością substancji wynoszącą 1 mol. Oznaczona jako Vm, mierzona w l/mol Vm = V/n Przy zera. Vm=22,4l/mol
MOL to ILOŚĆ SUBSTANCJI równa 6,02. 10 23 jednostki strukturalne danej substancji - cząsteczki (jeśli substancja składa się z cząsteczek), atomy (jeśli jest to substancja atomowa), jony (jeśli substancja jest związkiem jonowym).
1 mol (1 M) wody = 6 . 10 23 cząsteczki H 2 O,

1 mol (1 M) żelaza = 6 . 10 23 atomy Fe,

1 mol (1 M) chloru = 6 . 10 23 cząsteczki Cl 2,

1 mol (1 M) jony chloru Cl - = 6 . 10 23 Cl - jony.

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

Zadania:
1) Ile moli tlenu znajduje się w 128 g tlenu?

2) Podczas wyładowań atmosferycznych w atmosferze zachodzi następująca reakcja: N 2 + O 2 ® NO 2. Wyrównaj reakcję. Ile moli tlenu potrzeba, aby całkowicie przemienić 1 mol azotu w NO2? Ile to będzie gramów tlenu? Ile gramów NO2 powstało?

3) Do szklanki wlano 180 g wody. Ile cząsteczek wody znajduje się w szklance? Ile to jest moli H2O?

4) Zmieszano 4 g wodoru i 64 g tlenu. Mieszanka została wysadzona w powietrze. Ile gramów wody otrzymałeś? Ile gramów tlenu pozostało niewykorzystanego?

Zadanie domowe: akapit 15, przykład. 1-3,5

Objętość molowa substancji gazowych.
Cel: edukacyjne – usystematyzowanie wiedzy uczniów na temat pojęć: ilość substancji, liczba Avogadra, masa molowa, na ich podstawie wyrobienie sobie wyobrażenia o objętości molowej substancji gazowych; poznać istotę prawa Avogadra i jego praktyczne zastosowanie;

rozwojowe – kształtowanie umiejętności odpowiedniej samokontroli i poczucia własnej wartości; rozwijać umiejętność logicznego myślenia, stawiania hipotez i wyciągania uzasadnionych wniosków.

Podczas zajęć:
1. Moment organizacyjny.
2. Ogłoszenie tematu i celów lekcji.

3.Aktualizacja wiedzy podstawowej
4. Rozwiązywanie problemów

Prawo Avogadra to jedno z najważniejszych praw chemii (sformułowane przez Amadeo Avogadro w 1811 r.), które stanowi, że „równe objętości różnych gazów, pobrane pod tym samym ciśnieniem i temperaturą, zawierają tę samą liczbę cząsteczek”.

Objętość molowa gazów– objętość gazu zawierająca 1 mol cząstek tego gazu.

Normalne warunki– temperatura 0 C (273 K) i ciśnienie 1 atm (760 mm Hg lub 101 325 Pa).

Odpowiedz na pytania:

1. Co nazywa się atomem? (Atom jest najmniejszą chemicznie niepodzielną częścią pierwiastek chemiczny, który jest nośnikiem jego właściwości).

2. Co to jest kret? (Mol to ilość substancji równa 6,02,10^23 jednostek strukturalnych tej substancji - cząsteczek, atomów, jonów. Jest to ilość substancji zawierająca tyle cząstek, ile jest atomów w 12 g węgla).

3. Jak mierzy się ilość substancji? (W molach).

4. Jak mierzy się masę substancji? (Masę substancji mierzy się w gramach).

5. Co to jest masa molowa i jak się ją mierzy? (Masa molowa to masa 1 mola substancji. Mierzy się ją w g/mol).

Konsekwencje prawa Avogadra.

Z prawa Avogadra wynikają dwie konsekwencje:

1. Jeden mol dowolnego gazu zajmuje tę samą objętość w tych samych warunkach. W szczególności w normalnych warunkach, tj. w temperaturze 0°C (273 K) i pod ciśnieniem 101,3 kPa, objętość 1 mola gazu wynosi 22,4 litra. Objętość ta nazywana jest objętością molową gazu Vm. Wartość tę można przeliczyć na inne temperatury i ciśnienia, korzystając z równania Mendelejewa-Clapeyrona (rysunek 3).

Objętość molowa gazu w normalnych warunkach jest podstawową stałą fizyczną szeroko stosowaną w obliczeniach chemicznych. Pozwala na wykorzystanie objętości gazu zamiast jego masy. Wartość objętości molowej gazu przy nr. jest współczynnikiem proporcjonalności między stałymi Avogadra i Loschmidta

2. Masa molowa pierwszego gazu jest równa iloczynowi masy molowej drugiego gazu i gęstości względnej drugiego gazu. Stanowisko to miało ogromne znaczenie dla rozwoju chemii, gdyż umożliwiło określenie ciężaru cząstkowego ciał zdolnych do przejścia w stan pary lub gazowy. W związku z tym stosunek masy określonej objętości jednego gazu do masy tej samej objętości innego gazu, wzięty w tych samych warunkach, nazywany jest gęstością pierwszego gazu zgodnie z drugim

1. Wypełnij puste pola:

Objętość molowa to wielkość fizyczna, która pokazuje............................, oznaczona............................ , mierzona w............................

2. Zapisz formułę zgodnie z regułą.

Objętość substancji gazowej (V) jest równa iloczynowi objętości molowej

(Vm) na ilość substancji (n) ..................................

3. Korzystając z materiału z zadania 3, wyprowadzać formuły do obliczeń:

a) objętość substancji gazowej.

b) objętość molowa.

Zadanie domowe: akapit 16, przykład. 1-5

Rozwiązywanie zadań z obliczania ilości materii, masy i objętości.

Uogólnienie i systematyzacja wiedzy na temat „Substancje proste”
Cel: uogólniać i systematyzować wiedzę uczniów na temat głównych klas związków
Postęp:

1) Moment organizacyjny

2) Uogólnienie badanego materiału:

a) Ankieta ustna na temat lekcji

b) Wykonanie zadania 1 (znalezienie wśród podanych substancji tlenków, zasad, kwasów, soli)

c) Wykonanie zadania 2 (ułożenie wzorów tlenków, zasad, kwasów, soli)

3. Konsolidacja (praca samodzielna)

5. Praca domowa

2)
A)
- Na jakie dwie grupy można podzielić substancje?

Jakie substancje nazywane są prostymi?

Na jakie dwie grupy dzielą się substancje proste?

Jakie substancje nazywane są złożonymi?

Który substancje złożone znany?

Jakie substancje nazywane są tlenkami?

Jakie substancje nazywamy zasadami?

Jakie substancje nazywamy kwasami?

Jakie substancje nazywamy solami?

B)
Zapisz osobno tlenki, zasady, kwasy, sole:

KOH, SO 2, HCI, BaCl 2, P 2 O 5,

NaOH, CaCO 3, H 2 SO 4, HNO 3,

MgO, Ca(OH) 2, Li 3 PO 4

Nazwij je.

V)
Sporządź wzory tlenków odpowiadające zasadom i kwasom:

Wodorotlenek potasu – tlenek potasu

Wodorotlenek żelaza(III) – tlenek żelaza(III).

Kwas fosforowy - tlenek fosforu(V).

Kwas siarkowy – tlenek siarki(VI).

Utwórz formułę soli azotanu baru; zapisz ładunki jonów i stopnie utlenienia pierwiastków

wzory odpowiednich wodorotlenków, tlenków, prostych substancji.

1. Stopień utlenienia siarki wynosi +4 w związku:

2. Do tlenków zaliczają się następujące substancje:

3. Wzór kwasu siarkowego:

4. Baza jest substancją:

5. Sól K 2 CO 3 nazywa się:

1-krzemian potasu

2-węglan potasu

Węglik 3-potasu

4- węglan wapnia

6. W roztworze jakiej substancji lakmus zmieni kolor na czerwony:

2- w alkaliach

3- w kwasie

Zadanie domowe: powtórz akapity 13–16

Test №2
„Proste substancje”

Stan utlenienia: związki binarne

Cel: nauczenie tworzenia wzorów cząsteczkowych substancji składających się z dwóch pierwiastków zgodnie z ich stopniem utlenienia. kontynuuj utrwalenie umiejętności określania stopnia utlenienia pierwiastka za pomocą wzoru.
1. Stan utlenienia (s.o.) to konwencjonalny ładunek atomów pierwiastka chemicznego w substancji złożonej, obliczony na podstawie założenia, że ​​składa się ona z prostych jonów.

Powinieneś wiedzieć!

1) W związku z. O. wodór = +1, z wyjątkiem wodorków.
2) W związku z. O. tlen = -2, z wyjątkiem nadtlenków i fluorki
3) Stopień utlenienia metali jest zawsze dodatni.

Dla metali głównych podgrup pierwszych trzech grup Z. O. stały:
Metale grupy IA – str. 25 O. = +1,
Metale grupy IIA – str. 25 O. = +2,
Metale grupy IIIA – cz. O. = +3.
4) W wolnych atomach i prostych substancjach p. O. = 0.
5) Razem s. O. wszystkie elementy połączenia = 0.

2. Sposób tworzenia nazw związki dwuelementowe (binarne).

3.

Zadania:
Utwórz wzory substancji według nazwy.

Ile cząsteczek znajduje się w 48 g tlenku siarki(IV)?

Stopień utlenienia manganu w związku K2MnO4 jest równy:

Chlor wykazuje maksymalny stopień utlenienia w związku o wzorze:

Zadanie domowe: akapit 17, przykład. 2,5,6

Tlenki. Lotne związki wodoru.
Cel: pogłębianie wiedzy uczniów na temat najważniejszych klas związków binarnych – tlenków i lotnych związków wodorowych.

Pytania:
– Jakie substancje nazywamy binarnymi?
– Jak nazywa się stopień utlenienia?
– Jaki stopień utlenienia będą miały pierwiastki, jeśli oddają elektrony?
– Jaki stopień utlenienia będą miały pierwiastki, jeśli przyjmą elektrony?
– Jak określić, ile elektronów elementy oddają lub przyjmą?
– Jaki stopień utlenienia będą miały pojedyncze atomy lub cząsteczki?
– Jak będą nazywać się związki, jeśli siarka będzie na drugim miejscu we wzorze?
– Jak będą nazywać się związki, jeśli chlor będzie na drugim miejscu we wzorze?
– Jak będą nazywać się związki, jeśli wodór będzie na drugim miejscu we wzorze?
– Jak będą nazywać się związki, jeśli azot będzie na drugim miejscu we wzorze?
– Jak będą nazywać się związki, jeśli tlen będzie na drugim miejscu we wzorze?
Nauka nowego tematu:
– Co łączy te formuły?
– Jak będą się nazywać takie substancje?

SiO 2, H 2 O, CO 2, AI 2 O 3, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4, CO.
Tlenki– klasa substancji o związkach nieorganicznych szeroko rozpowszechniona w przyrodzie. Do tlenków zaliczają się tak dobrze znane związki jak:

Piasek (dwutlenek krzemu SiO2 z mała ilość zanieczyszczenia);

Woda (tlenek wodoru H2O);

Dwutlenek węgla (dwutlenek węgla CO2 IV);

Tlenek węgla (tlenek węgla CO II);

Glina (tlenek glinu AI2O3 z niewielką ilością innych związków);

Większość rud metali żelaznych zawiera tlenki, np. ruda żelaza czerwona – Fe2O3 i ruda żelaza magnetycznego – Fe3O4.

Lotne związki wodoru- najbardziej praktycznie najważniejsza grupa związków z wodorem. Należą do nich substancje powszechnie występujące w przyrodzie lub stosowane w przemyśle, takie jak woda, metan i inne węglowodory, amoniak, siarkowodór i halogenowodory. Wiele lotnych związków wodoru występuje w postaci roztworów w wodach glebowych, w organizmach żywych, a także w gazach powstających podczas procesów biochemicznych i geochemicznych, dlatego ich rola biochemiczna i geochemiczna jest bardzo duża.
W zależności od właściwości chemiczne wyróżnić:

Tlenki tworzące sól:

o tlenki zasadowe (na przykład tlenek sodu Na2O, tlenek miedzi(II) CuO): tlenki metali, których stopień utlenienia to I-II;

o tlenki kwasowe (np. tlenek siarki(VI) SO3, tlenek azotu(IV) NO2): tlenki metali na stopniu utlenienia V-VII oraz tlenki niemetali;

o tlenki amfoteryczne (np. tlenek cynku ZnO, tlenek glinu Al2O3): tlenki metali o stopniu utlenienia III-IV i wykluczeniu (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Tlenki nietworzące soli: tlenek węgla (II) CO, tlenek azotu (I) N2O, tlenek azotu (II) NO, tlenek krzemu (II) SiO.

Praca domowa: akapit 18, ćwiczenia 1,4,5

Fusy.
Cel:
zapoznanie studentów ze składem, klasyfikacją i przedstawicielami klasy zasad

Kontynuuj pogłębianie wiedzy o jonach na przykładzie złożonych jonów wodorotlenkowych

dalsze pogłębianie wiedzy na temat stopnia utlenienia pierwiastków, wiązań chemicznych w substancjach;

dać wyobrażenie o reakcjach i wskaźnikach jakościowych;

rozwijać umiejętności posługiwania się przyborami i odczynnikami chemicznymi;

rozwijaj ostrożne podejście do swojego zdrowia.

Oprócz związków binarnych istnieją substancje złożone, na przykład zasady, które składają się z trzech pierwiastków: metalu, tlenu i wodoru.
Wodór i tlen są w nich zawarte w postaci grupy hydroksylowej OH -. W konsekwencji grupa hydroksylowa OH- jest jonem, nie prostym jak Na+ czy Cl-, ale złożonym - OH- - jonem wodorotlenkowym.

Fusy - są to substancje złożone składające się z jonów metali i jednego lub więcej związanych z nimi jonów wodorotlenkowych.
Jeśli ładunek jonu metalu wynosi 1+, to oczywiście jedna grupa hydroksylowa OH- jest związana z jonem metalu, jeśli 2+, to dwa itd. W związku z tym skład zasady można zapisać ogólnie wzór: M(OH)n, gdzie M to metal, m to liczba grup OH i jednocześnie ładunek jonu metalu (stan utlenienia).

Nazwy zasad składają się ze słowa wodorotlenek i nazwy metalu. Na przykład Na2H oznacza wodorotlenek sodu. Ca(0H)2 - wodorotlenek wapnia.
Jeżeli metal wykazuje zmienny stopień utlenienia, to jego wartość, podobnie jak w przypadku związków binarnych, oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie i wymawia się na końcu nazwy zasady, np.: CuOH - wodorotlenek miedzi (I), czytaj „wodorotlenek miedzi”; Cr(OH), - wodorotlenek miedzi (II), czytaj „wodorotlenek miedzi drugi”.

W odniesieniu do wody zasady dzielimy na dwie grupy: rozpuszczalne NaOH, Ca(OH)2, K0H, Ba(OH)? i nierozpuszczalny Cr(OH)7, Ke(OH)2. Rozpuszczalne zasady nazywane są również zasadami. Możesz dowiedzieć się, czy zasada jest rozpuszczalna czy nierozpuszczalna w wodzie, korzystając z tabeli „Rozpuszczalność zasad, kwasów i soli w wodzie”.

Wodorotlenek sodu NaOH- stała, biała substancja, higroskopijna i dlatego rozpływająca się w powietrzu; Dobrze rozpuszcza się w wodzie i oddaje ciepło. Roztwór wodorotlenku sodu w wodzie jest mydlany w dotyku i bardzo żrący. Powoduje korozję skóry, tkanin, papieru i innych materiałów. Ze względu na tę właściwość wodorotlenek sodu nazywany jest sodą kaustyczną. Z wodorotlenkiem sodu i jego roztworami należy obchodzić się ostrożnie, uważając, aby nie zabrudzić ubrań, butów, a tym bardziej dłoni i twarzy. Substancja ta powoduje rany na skórze, które długo się goją. NaOH stosowany jest w przemyśle mydlarskim, skórzanym i farmaceutycznym.

Wodorotlenek potasu KOH- także stała, biała substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, wydzielająca dużą ilość ciepła. Roztwór wodorotlenku potasu, podobnie jak roztwór wodorotlenku sodu, jest mydlany w dotyku i bardzo żrący. Dlatego wodorotlenek potasu nazywany jest również wodorotlenkiem potasu. Stosowany jest jako dodatek do produkcji mydła i szkła ogniotrwałego.

Wodorotlenek wapnia Ca(OH)2 czyli wapno gaszone jest sypkim białym proszkiem, słabo rozpuszczalnym w wodzie (w tabeli rozpuszczalności wzór Ca(OH)a ma literę M, co oznacza substancję słabo rozpuszczalną). Otrzymuje się go w reakcji wapna palonego CaO z wodą. Proces ten nazywa się hartowaniem. Wodorotlenek wapnia stosowany jest w budownictwie do murowania i tynkowania ścian, do wybielania drzew oraz do produkcji wybielacza, który jest środkiem dezynfekującym.

Klarowny roztwór wodorotlenku wapnia nazywany jest wodą wapienną. Kiedy CO2 przepuszcza się przez wodę wapienną, staje się mętny. To doświadczenie służy rozpoznaniu dwutlenku węgla.

Reakcje, po których rozpoznaje się określone substancje chemiczne, nazywane są reakcjami jakościowymi.

Są też te na alkalia reakcje jakościowe, za pomocą którego roztwory zasad można rozpoznać wśród roztworów innych substancji. Są to reakcje zasad ze specjalnymi substancjami - wskaźnikami (łac. „wskaźniki”). Jeśli dodasz kilka kropli roztworu wskaźnikowego do roztworu alkalicznego, zmieni on kolor

Praca domowa: akapit 19, ćwiczenia 2-6, tabela 4