Résumé de la leçon "Formule chimique. Masse atomique et moléculaire relative"

L’une des caractéristiques les plus importantes des atomes est leur poids.

La masse absolue est la masse d'un atome, exprimée en kilogrammes (grammes).

Masse atomique absolue ( m un volume) est extrêmement faible. Ainsi, un atome de l’isotope léger de l’hydrogène (protium) a une masse de 1,66 × 10 –27 kg.

m(N) = 1,66 · 10 –27 kg, m(H) = 1,66 · 10 –24 g,

un atome de l'un des isotopes de l'oxygène a une masse de 2,67 · 10 –26 kg,

m(O) = 2,67 · 10 –26 kg, m(À PROPOS DE) = 2,67 10 –23 g,

un atome de l'isotope du carbone 12 C a une masse de 1,99 · 10 –26 kg,

m(C) = 1,99 · 10 –26 kg, m(C) = 1,99 10 –23 g.

Dans les calculs pratiques, il est extrêmement gênant d'utiliser de telles quantités. Par conséquent, ils n’utilisent généralement pas les masses absolues des atomes, mais les valeurs masses atomiques relatives.

La masse atomique relative est notée Ar, index r – la lettre initiale du mot anglais relatif, ce qui signifie relatif.

L'unité utilisée pour mesurer les masses des atomes et des molécules est unité de masse atomique (a.m.u.).

Une unité de masse atomique (amu) correspond à 1/12 de la masse d'un atome de l'isotope du carbone 12 C, c'est-à-dire

a.e.m. = = · 1,99 · 10 –26 kg = · 1,99 · 10 –23 g.

La masse atomique relative montre combien de fois la masse d'un atome d'un élément donné est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de l'isotope du carbone 12 C, c'est-à-dire une unité de masse atomique.

La masse atomique relative est une quantité sans dimension, mais il est possible de désigner sa valeur en unités de masse atomique (amu). Par exemple:

Ainsi, la valeur de la masse atomique relative de l’élément hydrogène est de 1,001 ou, en chiffres ronds,

Аr(Н) ≈ 1 amu, et oxygène – Аr(O) = 15,999 ≈ 16 amu.

Les valeurs des masses atomiques relatives des éléments sont données dans le système périodique de D.I. Mendeleïev. Ces valeurs représentent la valeur moyenne de la masse d'un atome de n'importe quel élément, en tenant compte des isotopes de cet élément existant dans la nature et de leur quantité. Pour les calculs ordinaires, des valeurs arrondies des masses atomiques relatives des éléments doivent être utilisées. (voir tableau 4 de l'annexe).

Semblable aux concepts de masse atomique absolue et de masse atomique relative, nous pouvons formuler les concepts masse moléculaire absolue et masse moléculaire relative.

Masse moléculaire absolue(m)mol. – la masse d'une molécule chimique, exprimée en kilogrammes (grammes).

Poids moléculaire relatif(M.r) (ou simplement le poids moléculaire) – la masse d'une molécule, exprimée en unités de masse atomique.

Connaissant la formule chimique d'un composé, vous pouvez facilement déterminer la valeur de sa masse moléculaire, qui est définie comme la somme des masses atomiques de tous les éléments qui composent la molécule de la substance.

Par exemple, la masse moléculaire relative de l'acide sulfurique Mr(H 2 SO 4) sera la somme de deux masses atomiques relatives de l'élément hydrogène, une masse atomique relative de l'élément soufre et quatre masses atomiques relatives de l'élément oxygène :

Mr(H 2 SO 4) = 2Аr (H) + Аr (S) + 4Аr(O) = 2 1 + 32 + 4 16 = 98.

Ainsi, le poids moléculaire de l'acide sulfurique est de 98 ou 98 uma.

Le poids moléculaire (poids moléculaire relatif) indique combien de fois la masse d'une molécule d'une substance donnée est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone à 12 C.

Dans l'exemple ci-dessus, le poids moléculaire de l'acide sulfurique est de 98 amu, c'est-à-dire qu'une molécule d'acide sulfurique a une masse 98 fois supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone à 12 C. .

Dans la littérature chimique, une situation s'est historiquement développée lorsque les masses d'atomes et de molécules sont exprimées à travers les concepts de poids atomique et de poids moléculaire.

Comme on le sait, si un corps de masse m (ainsi qu'un atome ou une molécule) se déplace sous l'influence de la gravité terrestre avec une accélération g, alors la force de gravité de ce corps est égale, c'est-à-dire que la force de gravité est proportionnelle à la masse du corps sur lequel il agit.

Si le corps est au repos, alors le poids du corps est égal à la force de gravité agissant sur lui, et dans la formule on peut considérer P comme le poids du corps. Par conséquent, pour les corps au repos, leur poids est proportionnel à leur masse. Cependant, l'accélération en différents points de la surface de la Terre est différente, donc le poids du même corps (atome, molécule !) sera ici différent. Le poids du corps diminuera également à mesure qu’il s’élève au-dessus de la surface de la Terre.

En conclusion, posons-nous la question : le poids d'un corps (et, par conséquent, le poids d'un atome, d'une molécule) est-il le même sur Terre, sur une station orbitale spatiale, à la surface de la Lune ?

Si nécessaire, vous pouvez répéter les notions physiques de « poids », de « masse », etc.

Les unités relatives pour exprimer le poids des atomes ont été utilisées pour la première fois par Dalton, qui a défini le poids atomique comme un nombre indiquant combien de fois un atome d'un élément est plus lourd qu'un atome d'un autre élément. Comme unité de poids atomique, il a proposé le poids de l'atome le plus léger - l'hydrogène.

Plus correctement, comme indiqué ci-dessus, nous devons parler d'une unité de masse atomique ou moléculaire. C'est pourquoi, dans une présentation ultérieure, les auteurs ont essayé d'utiliser ces concepts partout au lieu de « poids atomique », « poids moléculaire ».

Étant donné que les masses atomiques des éléments ont été calculées à partir de données expérimentales sur les rapports de poids dans divers composés et que l'oxygène forme des composés avec un nombre d'éléments beaucoup plus grand que l'hydrogène, puis dans les années suivantes, jusqu'en 1961, une fraction de la masse d'un atome a été adopté comme unité de masse atomique d’oxygène. Cette unité relative de mesure de la masse des atomes était appelée unité d’oxygène (o.u.).

Cependant, en 1930, on a découvert qu'en plus des atomes d'oxygène d'une masse de 16 k.u., il existe des isotopes de l'oxygène dont la masse diffère (0,039 %) et (0,204 %). Les propriétés chimiques des isotopes de l'oxygène sont les mêmes, mais les propriétés physiques, bien que peu différentes, diffèrent donc la composition isotopique de l'oxygène dans différents composés naturels n'est pas la même. Par exemple, la masse atomique moyenne de l’oxygène atmosphérique est inférieure de 0,00011 unités atomiques à la masse atomique moyenne de l’oxygène de l’eau de mer.

Un système physique et chimique d’unités de masse atomique a émergé. Les physiciens considéraient une partie de la masse d'un isotope comme unité de masse atomique, tandis que les chimistes prenaient une partie de la masse moyenne d'un atome d'oxygène de composition isotopique naturelle. Cela a conduit à des valeurs différentes de masses atomiques et a rendu difficile la comparaison des masses atomiques physiques et chimiques, ce qui a finalement été la principale raison de l'abandon de l'unité atomique oxygène.

En 1961, l’Union internationale de chimie pure et appliquée a décidé de choisir une unité standard de masse atomique et de passer à une échelle de masse atomique unifiée. L'unité carbone (cu) a été choisie comme nouvelle unité standard de masse atomique - une partie de la masse de l'isotope du carbone. Les masses atomiques basées sur la nouvelle unité (cu) sont égales aux anciennes (cu) multipliées par 0,99996, donc que les changements dans les masses atomiques précédentes sont si faibles, et cela doit être particulièrement souligné, qu'ils n'affectent pas presque tous les calculs chimiques.

Ainsi, la masse d’un atome exprimée en unités carbone est appelée masse atomique. La masse atomique montre combien de fois la masse d'un atome d'un élément donné est plus lourde que la masse d'un atome de carbone C10. La masse des molécules est également exprimée en unités carbone (cu).

La masse moléculaire d'une substance est la masse de sa molécule, exprimée en unités carbone. La masse moléculaire montre combien de fois la masse d'une molécule d'une substance donnée est plus lourde que la masse du carbone C12. Par conséquent, les masses atomiques et moléculaires sont des unités de mesure relatives. Lors de l'écriture, ils n'indiquent généralement pas les dimensions des masses atomiques et moléculaires, rappelant qu'elles sont exprimées en unités carbone.

Pour les calculs quantitatifs, il est pratique d'utiliser les caractéristiques suivantes - gramme-atome et gramme-molécule.

Un atome-gramme est le nombre de grammes d’une substance qui est numériquement égal à la masse atomique de cet élément. Par exemple, la masse atomique du sodium est de 23 mètres cubes. c'est-à-dire, par conséquent, g-l'atome de sodium a une masse de 23 g.

Le nombre de grammes d'une substance, numériquement égal à son poids moléculaire, est appelé gramme-molécule de cette substance, ou mole. Par exemple, le poids moléculaire du permanganate de potassium est de 158 m3. e., constituent donc 1 gramme de molécule.

Les concepts de masses atomiques et moléculaires sont fondamentalement différents des concepts de masses gram-atomiques et gram-moléculaires. Si les valeurs des masses atomiques et moléculaires sont des nombres relatifs et montrent combien de fois la masse d'un atome ou d'une molécule est supérieure à une partie d'un atome d'un isotope du carbone, alors l'atome-gramme et la molécule-gramme sont des nombres absolus, montrant le nombre de grammes d'une substance.

Après la découverte de la loi d'Avogadro (voir § 5, chapitre IV) « il a été prouvé que le nombre de molécules (atomes) contenues dans un gramme-molécule (gramme-atome) d'une substance est le même et égal (le nombre d'Avogadro), c'est-à-dire... et la masse d'une molécule-gramme est égale à la masse des molécules d'une substance donnée. Il convient de souligner que les molécules (atomes) sont contenues dans 1 mole

(1 atome-g) - toute substance dans n'importe quel état d'agrégation - solide, liquide, gazeux.

Pour mesurer la masse d'un atome, on utilise la masse atomique relative, qui est exprimée en unités de masse atomique (amu). Le poids moléculaire relatif est constitué des masses atomiques relatives des substances.

Concepts

Pour comprendre ce qu’est la masse atomique relative en chimie, vous devez comprendre que la masse absolue d’un atome est trop petite pour être exprimée en grammes, et encore moins en kilogrammes. Par conséquent, dans la chimie moderne, 1/12 de la masse du carbone est considéré comme une unité de masse atomique (amu). La masse atomique relative est égale au rapport de la masse absolue à 1/12 de la masse absolue du carbone. En d’autres termes, la masse relative reflète le nombre de fois où la masse d’un atome d’une substance particulière dépasse 1/12 de la masse d’un atome de carbone. Par exemple, la masse relative d'azote est de 14, soit L'atome d'azote contient 14 a. e.m. ou 14 fois plus que 1/12 d'un atome de carbone.

Riz. 1. Atomes et molécules.

Parmi tous les éléments, l'hydrogène est le plus léger, sa masse est de 1 unité. Les atomes les plus lourds ont une masse de 300 a. manger.

La masse moléculaire est une valeur indiquant combien de fois la masse d'une molécule dépasse 1/12 de la masse du carbone. Également exprimé dans a. e.m. La masse d'une molécule est constituée de la masse des atomes, donc pour calculer la masse moléculaire relative, il est nécessaire d'additionner les masses des atomes de la substance. Par exemple, le poids moléculaire relatif de l'eau est de 18. Cette valeur est la somme des masses atomiques relatives de deux atomes d'hydrogène (2) et d'un atome d'oxygène (16).

Riz. 2. Carbone dans le tableau périodique.

Comme vous pouvez le constater, ces deux concepts présentent plusieurs caractéristiques communes :

• les masses atomiques et moléculaires relatives d'une substance sont des quantités sans dimension ;
• la masse atomique relative est désignée Ar, la masse moléculaire - Mr ;
• L'unité de mesure est la même dans les deux cas : a. manger.

Les masses molaires et moléculaires sont identiques numériquement, mais diffèrent par leurs dimensions. La masse molaire est le rapport entre la masse d'une substance et le nombre de moles. Il reflète la masse d’une taupe, qui est égale au nombre d’Avogadro, c’est-à-dire 6,02 ⋅ 10 23 . Par exemple, 1 mole d'eau pèse 18 g/mol et M r (H 2 O) = 18 a. e.m. (18 fois plus lourd qu’une unité de masse atomique).

Comment calculer

Pour exprimer mathématiquement la masse atomique relative, il faut déterminer que 1/2 partie de carbone ou une unité de masse atomique est égale à 1,66⋅10 −24 g. Par conséquent, la formule de la masse atomique relative est la suivante :

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

où m a est la masse atomique absolue de la substance.

La masse atomique relative des éléments chimiques est indiquée dans le tableau périodique de Mendeleïev, elle n'a donc pas besoin d'être calculée indépendamment lors de la résolution de problèmes. Les masses atomiques relatives sont généralement arrondies aux nombres entiers. L'exception est le chlore. La masse de ses atomes est de 35,5.

Il convient de noter que lors du calcul de la masse atomique relative des éléments contenant des isotopes, leur valeur moyenne est prise en compte. La masse atomique dans ce cas est calculée comme suit :

A r = ΣA r,i n i ,

où A r,i est la masse atomique relative des isotopes, n i est la teneur en isotopes des mélanges naturels.

Par exemple, l'oxygène a trois isotopes - 16 O, 17 O, 18 O. Leur masse relative est de 15,995, 16,999, 17,999 et leur teneur dans les mélanges naturels est respectivement de 99,759 %, 0,037 % et 0,204 %. En divisant les pourcentages par 100 et en substituant les valeurs, on obtient :

A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu

En se référant au tableau périodique, il est facile de retrouver cette valeur dans la cellule à oxygène.

Riz. 3. Tableau périodique.

La masse moléculaire relative est la somme des masses des atomes d'une substance :

Lors de la détermination de la valeur du poids moléculaire relatif, les indices de symboles sont pris en compte. Par exemple, le calcul de la masse de H 2 CO 3 est le suivant :

M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 une. manger.

Connaissant le poids moléculaire relatif, vous pouvez calculer la densité relative d'un gaz à partir du second, c'est-à-dire déterminer combien de fois une substance gazeuse est plus lourde que la seconde. Pour ce faire, utilisez l'équation D (y) x = M r (x) / M r (y).

Qu'avons-nous appris ?

Dès la leçon de 8e année, nous avons appris la masse atomique et moléculaire relative. L'unité de masse atomique relative est considérée comme 1/12 de la masse du carbone, égale à 1,66⋅10 −24 g. Pour calculer la masse, il est nécessaire de diviser la masse atomique absolue de la substance par l'unité de masse atomique. (amu). La valeur de la masse atomique relative est indiquée dans le tableau périodique de Mendeleev dans chaque cellule de l'élément. La masse moléculaire d'une substance est la somme des masses atomiques relatives des éléments.

Test sur le sujet

Évaluation du rapport

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Théorie atomique-moléculaire. Atome, molécule. Élément chimique. Substance simple et complexe. Allotropie.

Chimie- la science des substances, les lois de leurs transformations (propriétés physiques et chimiques) et leurs applications. Actuellement, plus de 100 000 composés inorganiques et plus de 4 millions de composés organiques sont connus.

Phénomènes chimiques : Certaines substances sont transformées en d'autres qui diffèrent des substances d'origine par leur composition et leurs propriétés, tandis que la composition des noyaux atomiques ne change pas.

Phénomènes physiques : l'état physique des substances change (vaporisation, fusion, conductivité électrique, dégagement de chaleur et de lumière, malléabilité, etc.) ou de nouvelles substances se forment avec un changement dans la composition des noyaux atomiques.

1. Toutes les substances sont constituées de molécules. Molécule- la plus petite particule d'une substance qui possède ses propriétés chimiques.

2. Les molécules sont constituées d’atomes. Atome- la plus petite particule d'un élément chimique qui conserve toutes ses propriétés chimiques. Différents éléments ont des atomes différents.

3. Les molécules et les atomes sont en mouvement continu ; il existe des forces d’attraction et de répulsion entre eux.

Élément chimique- il s'agit d'un type d'atomes caractérisé par certaines charges nucléaires et la structure de coques électroniques. Actuellement, 117 éléments sont connus : 89 d'entre eux se trouvent dans la nature (sur Terre), le reste est obtenu artificiellement. Les atomes existent à l'état libre, dans des composés avec des atomes du même élément ou d'autres éléments, formant des molécules. La capacité des atomes à interagir avec d’autres atomes et à former des composés chimiques est déterminée par leur structure. Les atomes sont constitués d'un noyau chargé positivement et d'électrons chargés négativement se déplaçant autour de lui, formant un système électriquement neutre qui obéit aux lois caractéristiques des microsystèmes.

Formule chimique- il s'agit d'une notation conventionnelle de la composition d'une substance utilisant des symboles chimiques (proposés en 1814 par J. Berzelius) et des indices (l'indice est le nombre en bas à droite du symbole. Indique le nombre d'atomes dans la molécule). La formule chimique montre quels atomes de quels éléments et dans quel rapport sont connectés les uns aux autres dans une molécule.

Allotropie- le phénomène de formation par un élément chimique de plusieurs substances simples qui diffèrent par leur structure et leurs propriétés.

Substances simples- les molécules sont constituées d'atomes du même élément.

Substances complexes- les molécules sont constituées d'atomes de divers éléments chimiques.

L'unité internationale de masse atomique est égale à 1/12 de la masse de l'isotope 12 C - le principal isotope du carbone naturel : 1 amu = 1/12 m (12 C) = 1,66057 10 -24 g

Masse atomique relative (Ar)- une quantité adimensionnelle égale au rapport de la masse moyenne d'un atome d'un élément (en tenant compte du pourcentage d'isotopes dans la nature) à 1/12 de la masse d'un atome de 12 C.

Masse atomique absolue moyenne (m)égal à la masse atomique relative multipliée par l'amu. (1 amu=1,66*10 -24)

Poids moléculaire relatif (M)- une quantité sans dimension montrant combien de fois la masse d'une molécule d'une substance donnée est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 C.

Monsieur = monsieur / (1/12 mà(12 C))

mr est la masse d'une molécule d'une substance donnée ;

ma(12 C) - masse de l'atome de carbone 12 C.

M. = S Ar(e). La masse moléculaire relative d'une substance est égale à la somme des masses atomiques relatives de tous les éléments, en tenant compte des indices de formule.

La masse absolue d’une molécule est égale à la masse moléculaire relative multipliée par l’amu. Le nombre d'atomes et de molécules dans les échantillons ordinaires de substances est très important. Par conséquent, lors de la caractérisation de la quantité d'une substance, une unité de mesure spéciale est utilisée. - taupe.

Quantité de substance, mol. Désigne un certain nombre d'éléments structuraux (molécules, atomes, ions). Noté n et mesuré en moles. Une mole est la quantité d'une substance contenant autant de particules qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone.

Numéro Avogadro de Quaregna(N / A). Le nombre de particules dans 1 mole de n'importe quelle substance est le même et est égal à 6,02 10 23. (La constante d'Avogadro a la dimension - mol -1).

La masse molaire indique la masse de 1 mole d'une substance (notée M) : M = m/n

La masse molaire d'une substance est égale au rapport de la masse de la substance à la quantité correspondante de substance.

La masse molaire d'une substance est numériquement égale à sa masse moléculaire relative, cependant, la première quantité a la dimension g/mol, et la seconde est sans dimension : M = N A m(1 molécule) = N A Mr 1 amu. = (N A 1 amu) Monsieur = Monsieur

Équivalent- est une particule réelle ou conditionnelle d'une substance qui équivaut à :
a) un ion H + ou OH - dans une réaction acide-base donnée ;

b) un électron dans un ORR (réaction redox) donné ;

c) une unité de charge dans une réaction d'échange donnée,

d) le nombre de ligands monodentés participant à la réaction de formation du complexe.

Les masses relatives des atomes et des molécules sont déterminées à l'aide de celles données dans le tableau de D.I. Les valeurs de Mendeleïev pour les masses atomiques. Dans le même temps, lors de calculs à des fins pédagogiques, les valeurs des masses atomiques des éléments sont généralement arrondies à des nombres entiers (à l'exception du chlore, dont la masse atomique est estimée à 35,5).

Exemple 1. Masse atomique relative du calcium A r (Ca) = 40 ; masse atomique relative du platine A r (Pt) = 195.

La masse relative d'une molécule est calculée comme la somme des masses atomiques relatives des atomes qui composent une molécule donnée, en tenant compte de la quantité de leur substance.

Exemple 2. Masse molaire relative de l'acide sulfurique :

M r (H 2 SO 4) = 2A r (H) + A r (S) + 4A r (O) = 2 · 1 + 32 + 4· 16 = 98.

Les masses absolues des atomes et des molécules sont obtenues en divisant la masse d'une mole d'une substance par le nombre d'Avogadro.

Exemple 3. Déterminez la masse d'un atome de calcium.

Solution. La masse atomique du calcium est A r (Ca) = 40 g/mol. La masse d'un atome de calcium sera égale à :

m(Ca)= A r (Ca) : N A =40 : 6,02 · 10 23 = 6,64· 10 -23 ans

Exemple 4. Déterminer la masse d'une molécule d'acide sulfurique.

Solution. La masse molaire de l'acide sulfurique est M r (H 2 SO 4) = 98. La masse d'une molécule m (H 2 SO 4) est égale à :

m(H 2 SO 4) = M r (H 2 SO 4) : N A = 98:6,02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 ans

2.10.2. Calcul de la quantité de substance et calcul du nombre de particules atomiques et moléculaires à partir de valeurs connues de masse et de volume

La quantité d’une substance est déterminée en divisant sa masse, exprimée en grammes, par sa masse atomique (molaire). La quantité d'une substance à l'état gazeux au niveau zéro se trouve en divisant son volume par le volume de 1 mole de gaz (22,4 l).

Exemple 5. Déterminer la quantité de substance sodique n(Na) contenue dans 57,5 ​​g de sodium métallique.

Solution. La masse atomique relative du sodium est égale à A r (Na) = 23. On trouve la quantité de substance en divisant la masse de sodium métallique par sa masse atomique :

n(Na)=57,5:23=2,5 mol.

Exemple 6. Déterminez la quantité de substance azotée si son volume est dans des conditions normales. est de 5,6 litres.

Solution. La quantité de substance azotée n(N 2) on trouve en divisant son volume par le volume de 1 mole de gaz (22,4 l) :

n(N2)=5,6:22,4=0,25 mol.

Le nombre d'atomes et de molécules dans une substance est déterminé en multipliant la quantité de substance d'atomes et de molécules par le nombre d'Avogadro.

Exemple 7. Déterminer le nombre de molécules contenues dans 1 kg d'eau.

Solution. On trouve la quantité de substance aqueuse en divisant sa masse (1000 g) par sa masse molaire (18 g/mol) :

n(H 2 O) = 1000:18 = 55,5 mol.

Le nombre de molécules dans 1000 g d’eau sera :

N(H 2 O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Exemple 8. Déterminer le nombre d'atomes contenus dans 1 litre (n.s.) d'oxygène.

Solution. La quantité de substance oxygénée, dont le volume dans des conditions normales est de 1 litre, est égale à :

n(O 2) = 1 : 22,4 = 4,46 · 10 -2 moles.

Le nombre de molécules d'oxygène dans 1 litre (n.s.) sera :

N(O2) = 4,46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .

Il convient de noter que 26,9 · 10 à 22 molécules seront contenues dans 1 litre de n'importe quel gaz aux conditions ambiantes. Puisque la molécule d'oxygène est diatomique, le nombre d'atomes d'oxygène dans 1 litre sera 2 fois plus grand, c'est-à-dire 5.38 · 10 22 .

2.10.3. Calcul de la masse molaire moyenne d'un mélange gazeux et de la fraction volumique
les gaz qu'il contient

La masse molaire moyenne d'un mélange gazeux est calculée à partir des masses molaires des gaz qui composent ce mélange et de leurs fractions volumiques.

Exemple 9. En supposant que la teneur (en pourcentage en volume) d'azote, d'oxygène et d'argon dans l'air est respectivement de 78, 21 et 1, calculez la masse molaire moyenne de l'air.

Solution.

M air = 0,78 · M r (N 2)+0,21 · M r (O 2)+0,01 · M r (Ar)= 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

Soit environ 29 g/mol.

Exemple 10. Le mélange gazeux contient 12 l de NH 3, 5 l de N 2 et 3 l de H 2, mesurés au no. Calculez les fractions volumiques de gaz dans ce mélange et sa masse molaire moyenne.

Solution. Le volume total du mélange gazeux est V=12+5+3=20 litres. Les fractions volumiques j des gaz seront égales :

φ(NH3)= 12:20=0,6; φ(N2) = 5:20 = 0,25 ; φ(H2)=3:20=0,15.

La masse molaire moyenne est calculée à partir des fractions volumiques des gaz qui composent ce mélange et de leurs masses moléculaires :

M=0,6 · M(NH3)+0,25 · M(N2)+0,15 · M(H2) = 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.

2.10.4. Calcul de la fraction massique d'un élément chimique dans un composé chimique

La fraction massique ω d'un élément chimique est définie comme le rapport de la masse d'un atome d'un élément X donné contenu dans une masse donnée d'une substance à la masse de cette substance m. La fraction massique est une quantité sans dimension. Il s'exprime en fractions d'unité :

ω(X) = m(X)/m (0<ω< 1);

ou en pourcentage

ω(X),%= 100 m(X)/m (0%<ω<100%),

où ω(X) est la fraction massique de l'élément chimique X ; m(X) – masse de l'élément chimique X ; m est la masse de la substance.

Exemple 11. Calculer la fraction massique de manganèse dans l'oxyde de manganèse (VII).

Solution. Les masses molaires des substances sont : M(Mn) = 55 g/mol, M(O) = 16 g/mol, M(Mn 2 O 7) = 2M(Mn) + 7M(O) = 222 g/mol . Par conséquent, la masse de Mn 2 O 7 avec la quantité de substance 1 mole est :

m(Mn2O7) = M(Mn2O7) · n(Mn2O7) = 222 · 1= 222g.

De la formule Mn 2 O 7, il résulte que la quantité de substance d'atomes de manganèse est deux fois plus grande que la quantité de substance d'oxyde de manganèse (VII). Moyens,

n(Mn) = 2n(Mn 2 O 7) = 2 moles,

m(Mn)= n(Mn) · M(Mn) = 2 · 55 = 110g.

Ainsi, la fraction massique de manganèse dans l'oxyde de manganèse(VII) est égale à :

ω(X)=m(Mn) : m(Mn 2 O 7) = 110:222 = 0,495 ou 49,5 %.

2.10.5. Établir la formule d'un composé chimique en fonction de sa composition élémentaire

La formule chimique la plus simple d'une substance est déterminée sur la base de valeurs connues des fractions massiques des éléments entrant dans la composition de cette substance.

Disons qu'il existe un échantillon de la substance Na x P y O z avec une masse de m o g. Considérons comment sa formule chimique est déterminée si les quantités de substance des atomes des éléments, leurs masses ou fractions massiques dans le la masse connue de la substance est connue. La formule d'une substance est déterminée par la relation :

x : y : z = N(Na) : N(P) : N(O).

Ce rapport ne change pas si chaque terme est divisé par le nombre d'Avogadro :

x : y : z = N(Na)/NA A : N(P)/NA A : N(O)/N A = ν(Na) : ν(P) : ν(O).

Ainsi, pour trouver la formule d’une substance, il faut connaître la relation entre les quantités de substances d’atomes dans une même masse de substance :

x : y : z = m(Na)/M r (Na) : m(P)/M r (P) : m(O)/M r (O).

Si l'on divise chaque terme de la dernière équation par la masse de l'échantillon m o , on obtient une expression qui permet de déterminer la composition de la substance :

x : y : z = ω(Na)/M r (Na) : ω(P)/M r (P) : ω(O)/M r (O).

Exemple 12. La substance contient 85,71 en poids. % de carbone et 14,29 en poids. % d'hydrogène. Sa masse molaire est de 28 g/mol. Déterminez la formule chimique la plus simple et la plus vraie de cette substance.

Solution. La relation entre le nombre d'atomes dans une molécule C x H y est déterminée en divisant les fractions massiques de chaque élément par sa masse atomique :

x:y = 85,71/12:14,29/1 = 7,14:14,29 = 1:2.

Ainsi, la formule la plus simple de la substance est CH 2. La formule la plus simple d’une substance ne coïncide pas toujours avec sa véritable formule. Dans ce cas, la formule CH2 ne correspond pas à la valence de l'atome d'hydrogène. Pour trouver la vraie formule chimique, vous devez connaître la masse molaire d’une substance donnée. Dans cet exemple, la masse molaire de la substance est de 28 g/mol. En divisant 28 par 14 (la somme des masses atomiques correspondant à l'unité de formule CH 2), on obtient la vraie relation entre le nombre d'atomes dans une molécule :

Nous obtenons la vraie formule de la substance : C 2 H 4 - éthylène.

Au lieu de la masse molaire pour les substances gazeuses et les vapeurs, l'énoncé du problème peut indiquer la densité de certains gaz ou air.

Dans le cas considéré, la densité du gaz dans l'air est de 0,9655. A partir de cette valeur, la masse molaire du gaz peut être trouvée :

M = Mair · D air = 29 · 0,9655 = 28.

Dans cette expression, M est la masse molaire du gaz C x H y, M air est la masse molaire moyenne de l'air, D air est la densité du gaz C x H y dans l'air. La valeur de masse molaire résultante est utilisée pour déterminer la véritable formule de la substance.

L'énoncé du problème peut ne pas indiquer la fraction massique de l'un des éléments. On le trouve en soustrayant les fractions massiques de tous les autres éléments de l'unité (100 %).

Exemple 13. Le composé organique contient 38,71 en poids. % de carbone, 51,61 en poids. % d'oxygène et 9,68 en poids. % d'hydrogène. Déterminez la vraie formule de cette substance si sa densité de vapeur pour l'oxygène est de 1,9375.

Solution. On calcule le rapport entre le nombre d'atomes dans une molécule C x H y O z :

x : y : z = 38,71/12 : 9,68/1 : 51,61/16 = 3,226 : 9,68 : 3,226 = 1:3:1.

La masse molaire M d'une substance est égale à :

M = M(O2) · D(O2) = 32 · 1,9375 = 62.

La formule la plus simple de la substance est CH 3 O. La somme des masses atomiques pour cette unité de formule sera 12 + 3 + 16 = 31. Divisez 62 par 31 et obtenez le vrai rapport entre le nombre d'atomes dans une molécule :

x:y:z = 2:6:2.

Ainsi, la vraie formule de la substance est C 2 H 6 O 2. Cette formule correspond à la composition alcool dihydrique - éthylène glycol : CH 2 (OH) - CH 2 (OH).

2.10.6. Détermination de la masse molaire d'une substance

La masse molaire d'une substance peut être déterminée en fonction de la valeur de sa densité de vapeur dans un gaz de masse molaire connue.

Exemple 14. La densité de vapeur d'un certain composé organique par rapport à l'oxygène est de 1,8125. Déterminez la masse molaire de ce composé.

Solution. La masse molaire d'une substance inconnue M x est égale au produit de la densité relative de cette substance D par la masse molaire de la substance M, à partir de laquelle la valeur de la densité relative est déterminée :

M x = ré · M = 1,8125 · 32 = 58,0.

Les substances ayant une valeur de masse molaire trouvée peuvent être l'acétone, le propionaldéhyde et l'alcool allylique.

La masse molaire d'un gaz peut être calculée en utilisant son volume molaire dans des conditions normales.

Exemple 15. Masse de 5,6 litres de gaz au niveau du sol. est de 5,046 g. Calculez la masse molaire de ce gaz.

Solution. Le volume molaire du gaz à zéro est de 22,4 litres. La masse molaire du gaz recherché est donc égale à

M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.

Le gaz recherché est le Néon.

L'équation de Clapeyron-Mendeleev permet de calculer la masse molaire d'un gaz dont le volume est donné dans des conditions autres que la normale.

Exemple 16. À une température de 40 ° C et une pression de 200 kPa, la masse de 3,0 litres de gaz est de 6,0 g. Déterminez la masse molaire de ce gaz.

Solution. En substituant les quantités connues dans l'équation de Clapeyron-Mendeleev, nous obtenons :

M = mRT/PV = 6,0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.

Le gaz en question est l'acétylène C 2 H 2 .

Exemple 17. La combustion de 5,6 litres (n.s.) d'hydrocarbure a produit 44,0 g de dioxyde de carbone et 22,5 g d'eau. La densité relative de l'hydrocarbure par rapport à l'oxygène est de 1,8125. Déterminez la vraie formule chimique de l’hydrocarbure.

Solution. L’équation de réaction pour la combustion des hydrocarbures peut être représentée comme suit :

C x H y + 0,5(2x+0,5y)O 2 = x CO 2 + 0,5y H 2 O.

La quantité d'hydrocarbure est de 5,6 : 22,4 = 0,25 mole. À la suite de la réaction, 1 mole de dioxyde de carbone et 1,25 mole d'eau se forment, qui contiennent 2,5 moles d'atomes d'hydrogène. Lorsqu'un hydrocarbure est brûlé avec une quantité de 1 mole de la substance, on obtient 4 moles de dioxyde de carbone et 5 moles d'eau. Ainsi, 1 mole d'hydrocarbure contient 4 moles d'atomes de carbone et 10 moles d'atomes d'hydrogène, soit la formule chimique de l'hydrocarbure est C 4 H 10. La masse molaire de cet hydrocarbure est M=4 · 12+10=58. Sa densité relative d'oxygène D=58:32=1,8125 correspond à la valeur donnée dans l'énoncé du problème, ce qui confirme l'exactitude de la formule chimique trouvée.