Molmasse 28. Molmasse
V eq1 und V eq2 – Molvolumina ihrer Äquivalente.
Mithilfe der betrachteten stöchiometrischen Gesetze ist es möglich, eine Vielzahl von Problemen zu lösen. Nachfolgend finden Sie Beispiele zur Lösung einer Reihe typischer Probleme.
3.3.Fragen zur Selbstkontrolle
1. Was ist Stöchiometrie?
2. Welche stöchiometrischen Gesetze kennen Sie?
3. Wie ist der Massenerhaltungssatz von Stoffen formuliert?
4. Wie lässt sich die Gültigkeit des Massenerhaltungssatzes von Stoffen auf der Grundlage der atomar-molekularen Theorie erklären?
5. Wie wird das Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung formuliert?
6. Formulieren Sie das Gesetz der einfachen volumetrischen Beziehungen.
7. Wie ist das Gesetz von Avogadro formuliert?
8. Formulieren Sie Konsequenzen aus Avogadros Gesetz.
9. Was ist das Molvolumen? Was ist es gleich?
10. Wie groß ist die relative Dichte von Gasen?
11. Wie kann man, wenn man die relative Dichte eines Gases kennt, seine Molmasse bestimmen?
12. Welche Parameter charakterisieren den Gaszustand?
13. Welche Einheiten für Masse, Volumen, Druck und Temperatur kennen Sie?
14. Was ist der Unterschied zwischen den Temperaturskalen Celsius und Kelvin?
15. Welche Gasbedingungen gelten als normal?
16. Wie kann das Gasvolumen auf Normalbedingungen gebracht werden?
17. Was nennt man das Äquivalent eines Stoffes?
18. Was ist das Molmassenäquivalent?
19. Wie wird der Äquivalenzfaktor für a) Oxid,
b) Säuren, c) Basen, d) Salze?
20. Mit welchen Formeln lässt sich das Äquivalent für a) Oxid, b) Säure, c) Base, d) Salz berechnen?
21. Mit welchen Formeln lassen sich die Molmassen der Äquivalente für a) Oxid, b) Säure, c) Base, d) Salz berechnen?
22. Was ist das molare Äquivalentvolumen?
23. Wie ist das Äquivalentgesetz formuliert?
24. Mit welchen Formeln lässt sich das Äquivalentgesetz ausdrücken?
3.4. Tests zur Selbstkontrolle zum Thema „Äquivalent“ Option 1
1. Unter den gleichen Bedingungen werden gleiche Volumina an O 2 und C1 2 entnommen. Wie groß ist das Verhältnis der Massen beider Gase?
1) M(O 2) > M(Kl 2), 2) M(O2)< M(Kl 2), 3) M(O2) = M(Kl. 2).
2. Wie groß ist die relative Dichte von Sauerstoff zu Wasserstoff?
1) 32, 2) 8, 3) 16, 4) 64.
3. Wie viele Mol Schwefelsäureäquivalente sind in 1 Mol Molekülen dieser Substanz enthalten, die an der vollständigen Neutralisationsreaktion beteiligt sind?
1) 2, 2) 1, 3) 1/2, 4) 1/6, 5) 1/4.
4. Was ist das Äquivalent an Eisen(III)-chlorid in der Reaktion?
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaC1?
1) 1/2, 2) 1, 3) 1/3, 4) 1/4, 5) 1/6.
5. Welche Masse an Zink in Gramm muss aufgenommen werden, damit bei der Reaktion mit Säure Wasserstoff mit einem Volumen von 5,6 Litern freigesetzt wird?
1) 65, 2) 32,5, 3) 16,25, 4) 3,25.
Antworten finden Sie auf Seite 26.
Option 2
1. Mischen Sie gleiche Volumina Wasserstoff und Chlor. Wie verändert sich das Volumen der Mischung nach der Reaktion?
1) Erhöhung um das Zweifache, 2) Verringerung um das Zweifache, 3) keine Änderung.
2. Die Masse eines Gases mit einem Volumen von 2,24 Litern (unter Normalbedingungen) beträgt 2,8 g. Wie groß ist die relative Molekülmasse des Gases?
1) 14, 2) 28, 3) 28 G/mol, 4) 42.
3. Welche Zahl lautet die Formel von Stickstoffmonoxid, wobei die Molmasse des Stickstoffäquivalents 7 g/mol beträgt?
1) N 2 O, 2) NEIN, 3) N 2 O 3, 4) N 2 O 4, 5) N 2 O 5.
4. Welche Zahl gibt das Wasserstoffvolumen in Litern bei Standardbedingungen an, das freigesetzt wird, wenn 18 g eines Metalls in Säure gelöst werden, deren Molmasse 9 entspricht?
1) 22,4, 2) 11,2, 3) 5,6, 4) 2,24.
5. Was ist das Äquivalent von Eisenhydroxylnitrat (III) in der Reaktion:
Fe(NO 3) 3 + NaOH = Fe(OH) 2 NO 3 + NaNO 3?
1) 1/4, 2) 1/6, 3) 1, 4) 1/2, 5) 1/3.
Antworten finden Sie auf Seite 26.
DEFINITION
Das Verhältnis der Masse (m) eines Stoffes zu seiner Menge (n) nennt man Molmasse des Stoffes:
Die Molmasse wird üblicherweise in g/mol angegeben, seltener in kg/kmol. Da ein Mol eines Stoffes die gleiche Anzahl an Struktureinheiten enthält, ist die Molmasse des Stoffes proportional zur Masse der entsprechenden Struktureinheit, d.h. relative Atommasse einer bestimmten Substanz (M r):
wobei κ der Proportionalitätskoeffizient ist, der für alle Stoffe gleich ist. Das relative Molekulargewicht ist eine dimensionslose Größe. Sie wird anhand der relativen Atommassen chemischer Elemente berechnet, die im Periodensystem von D.I. angegeben sind. Mendelejew.
Die relative Atommasse von atomarem Stickstoff beträgt 14,0067 amu. Seine relative Molekülmasse beträgt 14,0064 und seine Molmasse:
M(N) = M r (N) × 1 mol = 14,0067 g/mol.
Es ist bekannt, dass das Stickstoffmolekül zweiatomig ist - N 2, dann ist die relative Atommasse des Stickstoffmoleküls gleich:
A r (N 2) = 14,0067 × 2 = 28,0134 amu
Die relative Molekülmasse eines Stickstoffmoleküls beträgt 28,0134 und die Molmasse:
M(N 2) = M r (N 2) × 1 mol = 28,0134 g/mol oder einfach 28 g/mol.
Stickstoff ist ein farbloses Gas, das weder Geruch noch Geschmack hat (das Diagramm der Atomstruktur ist in Abb. 1 dargestellt), schlecht löslich in Wasser und anderen Lösungsmitteln mit sehr niedrigen Schmelzpunkten (-210 °C) und Siedepunkten (-195,8). o C).
Reis. 1. Die Struktur des Stickstoffatoms.
Es ist bekannt, dass Stickstoff in der Natur in Form der beiden Isotope 14 N (99,635 %) und 15 N (0,365 %) vorkommt. Diese Isotope zeichnen sich durch unterschiedliche Neutronengehalte im Atomkern und damit durch unterschiedliche Molmassen aus. Im ersten Fall beträgt sie 14 g/mol und im zweiten Fall 15 g/mol.
Die Molekülmasse eines Stoffes im gasförmigen Zustand kann mit dem Konzept seines Molvolumens bestimmt werden. Ermitteln Sie dazu das Volumen, das unter normalen Bedingungen eine bestimmte Masse eines bestimmten Stoffes einnimmt, und berechnen Sie dann die Masse von 22,4 Litern dieses Stoffes unter den gleichen Bedingungen.
Um dieses Ziel (Berechnung der Molmasse) zu erreichen, kann die Zustandsgleichung eines idealen Gases (Mendeleev-Clapeyron-Gleichung) verwendet werden:
Dabei ist p der Gasdruck (Pa), V das Gasvolumen (m 3), m die Masse des Stoffes (g), M die Molmasse des Stoffes (g/mol), T die absolute Temperatur (K), R ist die universelle Gaskonstante von 8,314 J/(mol×K).
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
BEISPIEL 2
| Übung | Berechnen Sie das Stickstoffvolumen (Normalbedingungen), das mit 36 g schwerem Magnesium reagieren kann. |
| Lösung | Schreiben wir die Reaktionsgleichung für die chemische Wechselwirkung von Magnesium mit Stickstoff: Aufgabe 80. Antwort: Aufgabe 81.
Antwort: Aufgabe 82. Hier ist R die universelle Gaskonstante von 8,314 J/(Mol. K); T – Gastemperatur, K; P – Gasdruck, Pa; V – Gasvolumen, m3; M – Molmasse des Gases, g/mol.
b) 1 Mol einer beliebigen Substanz enthält 6,02 . 10 23 Teilchen (Atome, Moleküle), dann errechnet sich die Masse eines Moleküls aus dem Verhältnis:
Antwort: M = 28 g/mol; m = 4,65 . 10 -23 Jahre Aufgabe 83.
Die Dichte eines Gases in Luft ist gleich dem Verhältnis der Molmasse eines bestimmten Gases zur Molmasse der Luft:
Hier ist die Gasdichte in Luft; - Molmasse des Gases; - Luft (29 g/mol). Dann
Aufgabe 84.
Die Molmasse von Sauerstoff beträgt 32 g/mol. Dann Antwort: Aufgabe 85. wobei m 1 /m 2 die relative Dichte des ersten Gases relativ zum zweiten ist, bezeichnet mit D. Daher gemäß den Bedingungen des Problems:
Die Molmasse von Stickstoff beträgt 28 g/mol. Dann b) 1 Mol eines beliebigen Gases nimmt unter normalen Bedingungen (T = 0 0 C und P = 101,325 kPa) ein Volumen von 22,4 Litern ein. Da wir die Masse und das Volumen des Gases unter normalen Bedingungen kennen, berechnen wir Molmasse es, das den Anteil ausmacht:
Antwort: M (Gas) = 34 g/mol. Aufgabe 86. wobei m 1 /m 2 die relative Dichte des ersten Gases relativ zum zweiten ist, bezeichnet mit D. Daher gemäß den Bedingungen des Problems:
Die Molmasse von Luft beträgt 29 g/mol. Dann M 1 = D . M2 = 6,92 . 29 = 200,6 g/mol. Wenn wir wissen, dass Ar(Hg) = 200,6 g/mol ist, ermitteln wir die Anzahl der Atome (n), aus denen das Quecksilbermolekül besteht:
Somit besteht ein Quecksilbermolekül aus einem Atom. Antwort: von einem. Aufgabe 87. wobei m 1 /m 2 die relative Dichte des ersten Gases relativ zum zweiten ist, bezeichnet mit D. Daher gemäß den Bedingungen des Problems:
Die Molmasse von Stickstoff beträgt 28 g/mol. Dann ist die Molmasse des Schwefeldampfes gleich: M 1 = D . M2 = 9,14. 2 = 255,92 g/mol. Wenn wir wissen, dass Ar(S) = 32 g/mol ist, ermitteln wir die Anzahl der Atome (n), aus denen das Schwefelmolekül besteht:
Somit besteht ein Schwefelmolekül aus einem Atom. Antwort: von acht. Aufgabe 88. Hier ist R die universelle Gaskonstante von 8,314 J/(mol). . ZU); T – Gastemperatur, K; P – Gasdruck, Pa; V – Gasvolumen, m3; M – Molmasse des Gases, g/mol.
Antwort: 58 g/mol. Aufgabe 89. Diese Probleme werden im SI-Einheitensystem (P = 10,4...104Pa; V = 6,24...10-4m3; m = 1,56...10-3kg; T = 290K) ausgedrückt und in das Clapeyron-Mendeleev-System eingesetzt Gleichung (Gleichungszustand eines idealen Gases) ermitteln wir die Molmasse des Gases: Hier ist R die universelle Gaskonstante von 8,314 J/(Mol. K); T – Gastemperatur, K; P – Gasdruck, Pa; V – Gasvolumen, m3; M – Molmasse des Gases, g/mol.
Antwort: 58 g/mol. Die Molekülmasse ist eines der Grundkonzepte der modernen Chemie. Seine Einführung wurde möglich, nachdem Avogadros Aussage wissenschaftlich untermauert wurde, dass viele Substanzen aus winzigen Partikeln bestehen – Molekülen, von denen jedes wiederum aus Atomen besteht. Dieses Urteil verdankt die Wissenschaft vor allem dem italienischen Chemiker Amadeo Avogadro, der die molekulare Struktur von Stoffen wissenschaftlich begründete und der Chemie viele der wichtigsten Konzepte und Gesetze bescherte. Masseneinheiten von ElementenUrsprünglich galt das Wasserstoffatom als Grundeinheit der Atom- und Molekülmasse als leichtestes Element im Universum. Da die Atommassen jedoch größtenteils auf der Grundlage ihrer Sauerstoffverbindungen berechnet wurden, wurde beschlossen, einen neuen Standard zur Bestimmung der Atommassen zu wählen. Die Atommasse von Sauerstoff wurde mit 15 angenommen, die Atommasse des leichtesten Stoffes auf der Erde, Wasserstoff, betrug 1. 1961 wurde das Sauerstoffsystem zur Gewichtsbestimmung allgemein akzeptiert, es verursachte jedoch gewisse Unannehmlichkeiten.
Im Jahr 1961 wurde eine neue Skala relativer Atommassen eingeführt, deren Standard das Kohlenstoffisotop 12 C war. Die Atommasseneinheit (abgekürzt als amu) beträgt 1/12 der Masse dieses Standards. Derzeit ist die Atommasse die Masse eines Atoms, die in amu ausgedrückt werden muss. Masse der MoleküleDie Masse eines Moleküls einer beliebigen Substanz ist gleich der Summe der Massen aller Atome, aus denen dieses Molekül besteht. Das geringste Molekulargewicht eines Gases ist Wasserstoff; seine Verbindung wird als H2 bezeichnet und hat einen Wert nahe zwei. Ein Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Das bedeutet, dass seine Molekularmasse 15,994 + 2*1,0079=18,0152 amu beträgt. Die größten Molekulargewichte haben komplexe organische Verbindungen – Proteine und Aminosäuren. Das Molekulargewicht einer Proteinstruktureinheit liegt zwischen 600 und 10 6 und höher, abhängig von der Anzahl der Peptidketten in dieser makromolekularen Struktur.
MolNeben den Standardeinheiten Masse und Volumen wird in der Chemie eine ganz besondere Systemeinheit verwendet – das Mol. Ein Mol ist die Menge eines Stoffes, die so viele Struktureinheiten (Ionen, Atome, Moleküle, Elektronen) enthält, wie in 12 Gramm des 12 C-Isotops enthalten sind. Bei der Verwendung eines Mengenmaßes eines Stoffes muss angegeben werden, welche Struktureinheiten gemeint sind. Wie sich aus dem Begriff „Mol“ ergibt, muss in jedem Einzelfall genau angegeben werden, um welche Struktureinheiten es sich handelt – zum Beispiel um ein Mol H+-Ionen, ein Mol H2-Moleküle usw. Molare und molekulare MasseDie Masse von 1 Mol einer Substanz wird in g/mol gemessen und als Molmasse bezeichnet. Die Beziehung zwischen Molekül- und Molmasse kann als Gleichung geschrieben werden ν = k × m/M, wobei k der Proportionalitätskoeffizient ist. Man kann leicht sagen, dass der Proportionalitätskoeffizient für jedes Verhältnis gleich eins ist. Tatsächlich hat das Kohlenstoffisotop eine relative Molekülmasse von 12 amu, und laut Definition beträgt die Molmasse dieser Substanz 12 g/mol. Das Verhältnis von Molekülmasse zu Molmasse beträgt 1. Daraus können wir schließen, dass Mol- und Molekülmasse die gleichen Zahlenwerte haben. GasmengenWie Sie wissen, können alle Stoffe um uns herum in einem festen, flüssigen oder gasförmigen Aggregatzustand vorliegen. Bei Feststoffen ist das gebräuchlichste Grundmaß die Masse, bei Feststoffen und Flüssigkeiten das Volumen. Dies liegt daran, dass Feststoffe ihre Form und endlichen Abmessungen behalten. Flüssige und gasförmige Stoffe haben keine endlichen Abmessungen. Die Besonderheit jedes Gases besteht darin, dass der Abstand zwischen seinen Struktureinheiten – Molekülen, Atomen, Ionen – um ein Vielfaches größer ist als die gleichen Abstände in Flüssigkeiten oder Festkörpern. Beispielsweise nimmt ein Mol Wasser unter normalen Bedingungen ein Volumen von 18 ml ein – ungefähr die gleiche Menge wie ein Esslöffel. Das Volumen eines Mols feinkristallinem Speisesalz beträgt 58,5 ml und das Volumen eines Mols Zucker ist 20-mal größer als das eines Mols Wasser. Gase benötigen noch mehr Platz. Ein Mol Stickstoff nimmt unter normalen Bedingungen ein Volumen ein, das 1240-mal größer ist als ein Mol Wasser.
Somit unterscheiden sich die Volumina gasförmiger Stoffe deutlich von den Volumina flüssiger und fester Stoffe. Dies ist auf die unterschiedlichen Abstände zwischen Stoffmolekülen in unterschiedlichen Aggregatzuständen zurückzuführen. Normale BedingungenDer Zustand jedes Gases hängt stark von Temperatur und Druck ab. Beispielsweise nimmt Stickstoff bei einer Temperatur von 20 °C ein Volumen von 24 Litern ein, bei 100 °C und dem gleichen Druck sind es 30,6 Liter. Chemiker haben dieser Abhängigkeit Rechnung getragen und beschlossen, alle Vorgänge und Messungen mit gasförmigen Stoffen auf Normalbedingungen zu reduzieren. Überall auf der Welt sind die Parameter normaler Bedingungen gleich. Für gasförmige Chemikalien ist dies:
Für normale Bedingungen wurde eine spezielle Abkürzung übernommen – nein. Manchmal steht diese Bezeichnung nicht in den Problemen, dann sollten Sie die Bedingungen des Problems noch einmal sorgfältig durchlesen und die angegebenen Gasparameter auf Normalbedingungen bringen. Berechnung des Volumens von 1 Mol GasBeispielsweise ist es nicht schwierig, ein Mol eines beliebigen Gases, beispielsweise Stickstoff, zu berechnen. Dazu müssen Sie zunächst den Wert seiner relativen Molekülmasse ermitteln: Herr (N 2) = 2×14 = 28. Da die relative Molekülmasse eines Stoffes numerisch gleich der Molmasse ist, dann M(N 2)=28 g/mol. Experimentell wurde festgestellt, dass die Stickstoffdichte unter normalen Bedingungen 1,25 g/Liter beträgt. Setzen wir diesen Wert in die Standardformel ein, die wir aus einem Schulphysikkurs kennen, wobei:
Wir finden, dass das Molvolumen von Stickstoff unter normalen Bedingungen beträgt V(N 2) = 25 g/mol: 1,25 g/Liter = 22,4 l/mol. Es stellt sich heraus, dass ein Mol Stickstoff 22,4 Liter einnimmt. Wenn Sie einen solchen Vorgang mit allen vorhandenen Gassubstanzen durchführen, können Sie zu einem erstaunlichen Ergebnis kommen: Das Volumen jedes Gases beträgt unter normalen Bedingungen 22,4 Liter. Unabhängig davon, um welche Art von Gas es sich handelt, welche Struktur und welche physikalischen und chemischen Eigenschaften es hat, nimmt ein Mol dieses Gases ein Volumen von 22,4 Litern ein.
Das Molvolumen eines Gases ist eine der wichtigsten Konstanten in der Chemie. Diese Konstante ermöglicht die Lösung vieler chemischer Probleme im Zusammenhang mit der Messung der Eigenschaften von Gasen unter normalen Bedingungen. ErgebnisseDas Molekulargewicht gasförmiger Stoffe ist wichtig für die Bestimmung der Menge eines Stoffes. Und wenn ein Forscher die Stoffmenge eines bestimmten Gases kennt, kann er die Masse oder das Volumen eines solchen Gases bestimmen. Für den gleichen Anteil eines gasförmigen Stoffes sind gleichzeitig folgende Bedingungen erfüllt: ν = m/ M ν= V/ V m. Wenn wir die Konstante ν entfernen, können wir diese beiden Ausdrücke gleichsetzen: Auf diese Weise können Sie die Masse einer Portion eines Stoffes und sein Volumen berechnen, außerdem wird die Molekülmasse des untersuchten Stoffes bekannt. Mit dieser Formel können Sie ganz einfach das Volumen-Masse-Verhältnis berechnen. Wenn diese Formel auf die Form M= m V m /V reduziert wird, wird die Molmasse der gewünschten Verbindung bekannt. Um diesen Wert zu berechnen, reicht es aus, die Masse und das Volumen des untersuchten Gases zu kennen. Es ist zu beachten, dass eine strikte Übereinstimmung zwischen dem tatsächlichen Molekulargewicht einer Substanz und dem anhand der Formel ermittelten Molekulargewicht nicht möglich ist. Jedes Gas enthält viele Verunreinigungen und Zusatzstoffe, die bestimmte Veränderungen in seiner Struktur bewirken und die Bestimmung seiner Masse beeinflussen. Diese Schwankungen führen jedoch zu Änderungen bis zur dritten oder vierten Dezimalstelle im gefundenen Ergebnis. Daher sind die gefundenen Ergebnisse für Schulaufgaben und Experimente durchaus plausibel. Beliebt |
