Objętość molowa gazu w normalnych warunkach jest równa. Objętość jednego mola gazu w warunkach normalnych

Cel lekcji: uformować pojęcie molowych, milimolarnych i kilomolarnych objętości gazów oraz ich jednostek miary.

Cele Lekcji:

• Edukacyjny- utrwalić poznane wcześniej wzory i znaleźć zależność między objętością a masą, ilością substancji a liczbą cząsteczek, utrwalić i usystematyzować wiedzę studentów.
• Edukacyjny- rozwijanie umiejętności i zdolności rozwiązywania problemów, umiejętność logiczne myślenie poszerzać horyzonty uczniów, Umiejętności twórcze, umiejętność pracy z dodatkową literaturą, pamięć długotrwała, zainteresowanie tematem.
• Edukacyjny- edukować osoby wysoki poziom kultury, aby wytworzyć potrzebę aktywności poznawczej.

Rodzaj lekcji: Lekcja łączona.

Sprzęt i odczynniki: Tabela „Objętość molowa gazów”, portret Avogadra, zlewka, woda, miarki z siarką, tlenkiem wapnia, glukozą w ilości 1 mol.

Plan lekcji:

1. Moment organizacyjny (1 min.)
2. Test wiedzy w formie ankiety frontalnej (10 min.)
3. Uzupełnianie tabeli (5 min.)
4. Wyjaśnienie nowego materiału (10 min.)
5. Utrwalanie (10 min.)
6. Podsumowanie (3 min.)
7. Praca domowa(1 minuta.)

Podczas zajęć

1. Moment organizacyjny.

2. Frontalna rozmowa na tematy.

Jak nazywa się masa 1 mola substancji?

Jak powiązać masę molową i ilość substancji?

Jaka jest liczba Avogadra?

Jaki jest związek między liczbą Avogadra a ilością materii?

A jak powiązać masę i liczbę cząsteczek substancji?

3. Teraz wypełnij tabelę, rozwiązując zadania – to jest praca w grupach.

4. Nauka nowego materiału.

„...Chcemy nie tylko wiedzieć, jak działa przyroda (i jak Zjawiska naturalne), ale także, jeśli to możliwe, aby osiągnąć cel, być może utopijny i śmiały z pozoru, aby dowiedzieć się, dlaczego natura jest taka, a nie inna. W tym naukowcy znajdują najwyższą satysfakcję.
Alberta Einsteina

Naszym celem jest więc osiągnięcie najwyższej satysfakcji, jak prawdziwi naukowcy.

Jak nazywa się objętość 1 mola substancji?

Od czego zależy objętość molowa?

Jaka będzie objętość molowa wody, jeśli jej M r = 18 i ρ = ​​1 g/ml?

(oczywiście 18 ml).

Aby określić objętość, użyłeś wzoru znanego z fizyki ρ = ​​m / V (g / ml, g / cm 3, kg / m 3)

Zmierzmy tę objętość za pomocą naczyń pomiarowych. Mierzymy objętości molowe alkoholu, siarki, żelaza, cukru. Są różne, bo gęstość jest inna (tabela różnych gęstości).

A co z gazami? Okazuje się, że 1 mol dowolnego gazu w n.o. (0°C i 760 mm Hg) zajmuje taką samą objętość molową 22,4 l/mol (pokazaną w tabeli). Jak nazywa się objętość 1 kilomola? Kilomolowy. Jest równa 22,4 m3 / kmol. Objętość milimolowa wynosi 22,4 ml/mol.

Skąd wziął się ten numer?

Wynika to z prawa Avogadra. Konsekwencja z prawa Avogadra: 1 mol dowolnego gazu w n.o. zajmuje objętość 22,4 l/mol.

Posłuchamy teraz trochę o życiu włoskiego naukowca. (raport o życiu Avogadra)

A teraz zobaczmy zależność wartości od różnych wskaźników:

Z porównania uzyskanych danych wyciągnij wniosek (zależność między objętością a ilością substancji dla wszystkich substancje gazowe(w N.C.) wyraża się tą samą wartością, którą nazywamy objętością molową).

Jest oznaczony V m i mierzony w l / mol itp. Wyprowadzamy wzór na znalezienie objętości molowej

Vm = V/w , stąd możesz znaleźć ilość substancji i objętość gazu. Przypomnijmy sobie teraz wcześniej badane formuły, czy można je łączyć? Możesz uzyskać uniwersalne wzory do obliczeń.

m/M = V/Vm;

V/Vm = N/Na

5. A teraz skonsolidujemy zdobytą wiedzę za pomocą liczenia ustnego, aby wiedza poprzez umiejętności została zastosowana automatycznie, to znaczy zamieniła się w umiejętności.

Za poprawną odpowiedź otrzymasz punkt, za ilość punktów otrzymasz ocenę.

1. Jaki jest wzór na wodór?
2. Jaka jest jego względna masa cząsteczkowa?
3. Jaka jest jego masa molowa?
4. Ile cząsteczek wodoru będzie w każdym przypadku?
5. Jaka objętość będzie zajęta w n.o.s. 3 g H2?
6. Ile waży 12 10 23 cząsteczek wodoru?
7. Jaką objętość zajmą te cząsteczki w każdym przypadku?

Teraz rozwiążmy zadania w grupach.

Zadanie 1

Próbka: Jaka jest objętość 0,2 mola N 2 w stanie n.o.?

1. Jaką objętość zajmuje 5 mol O 2 w stanie n.o.?
2. Jaką objętość zajmuje 2,5 mola H 2 w stanie n.o.?

Zadanie nr 2

Próbka: Ile substancji zawiera 33,6 litra wodoru w stanie n.o.?

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

1. Jaka ilość substancji zawiera tlen o objętości 0,224 litra w stanie n.o.?
2. Jaka ilość substancji zawiera dwutlenek węgla o objętości 4,48 litra w stanie n.o.?

Zadanie nr 3

Próbka: Jaką objętość zajmie 56 g CO2 w NS?

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

1. Jaką objętość zajmie 8 g gazowego O 2 w stanie n.o.?
2. Jaką objętość zajmie 64 g gazowego SO 2 w stanie N.O.?

Zadanie nr 4

Próbka: Jaka objętość zawiera 3 10 23 cząsteczek wodoru H 2 w stanie n.o.?

Zadania do samodzielnego rozwiązania

Rozwiąż zadania według podanego przykładu:

1. Jaka objętość zawiera 12,04 · 10 23 cząsteczek wodoru CO 2 w stanie n.o.?
2. Jaka objętość zawiera 3,01 10 23 cząsteczek wodoru O 2 w stanie n.o.?

Pojęcie gęstości względnej gazów należy podać na podstawie ich znajomości gęstości ciała: D = ρ 1 /ρ 2, gdzie ρ 1 to gęstość pierwszego gazu, ρ 2 to gęstość drugi gaz. Znasz wzór ρ = m/V. Zastępując w tym wzorze m przez M, a V przez V m , otrzymujemy ρ = M / V m . Następnie gęstość względną można wyrazić za pomocą prawej strony ostatniego wzoru:

re \u003d ρ 1 / ρ 2 \u003d M 1 / M 2.

Wniosek: gęstość względna gazów to liczba pokazująca, ile razy masa molowa jednego gazu jest większa niż masa molowa innego gazu.

Na przykład określ względną gęstość tlenu za pomocą powietrza, wodoru.

6. Podsumowanie.

Rozwiąż problemy do naprawy:

Znajdź masę (n.o.): a) 6 l. około 3; b) 14 l. gaz H2S?

Jaka jest objętość wodoru w stanie n.o. powstaje w wyniku interakcji 0,23 g sodu z wodą?

Jaka jest masa molowa gazu, jeśli 1 litr. jego masa wynosi 3,17 g? (Wskazówka! m = ρ V)

W chemii nie stosuje się wartości mas bezwzględnych cząsteczek, ale używa się wartości względnej masy cząsteczkowej. Pokazuje, ile razy masa cząsteczki jest większa niż 1/12 masy atomu węgla. Wartość ta jest oznaczona przez M r .

Względna masa cząsteczkowa jest równa sumie względnych mas atomowych atomów składowych. Oblicz względną masę cząsteczkową wody.

Wiesz, że cząsteczka wody zawiera dwa atomy wodoru i jeden atom tlenu. Wtedy jego względna masa cząsteczkowa będzie równa sumie iloczynów względnej masy atomowej każdego z nich pierwiastek chemiczny przez liczbę jego atomów w cząsteczce wody:

Znając względne masy cząsteczkowe substancji gazowych, można porównać ich gęstości, tj. obliczyć gęstość względną jednego gazu od drugiego - D (A / B). Względna gęstość gazu A do gazu B jest równa stosunkowi ich względnych mas cząsteczkowych:

Oblicz gęstość względną dwutlenek węgla dla wodoru:

Teraz obliczamy gęstość względną dwutlenku węgla dla wodoru:

D(wodór) = M r (wodór) : M r (wodór) = 44:2 = 22.

Tak więc dwutlenek węgla jest 22 razy cięższy niż wodór.

Jak wiecie, prawo Avogadra dotyczy tylko substancji gazowych. Ale chemicy muszą mieć pojęcie o liczbie cząsteczek i porcjach substancji płynnych lub stałych. Dlatego, aby porównać liczbę cząsteczek w substancjach, chemicy wprowadzili wartość - masa cząsteczkowa .

Masa molowa jest oznaczona M jest liczbowo równa względnej masie cząsteczkowej.

Nazywa się stosunek masy substancji do jej masy molowej ilość materii .

Ilość substancji jest oznaczona N. Jest to charakterystyka ilościowa porcji substancji wraz z masą i objętością. Ilość substancji mierzy się w molach.

Słowo „kret” pochodzi od słowa „molekuła”. Liczba cząsteczek w równych ilościach substancji jest taka sama.

Zostało eksperymentalnie ustalone, że 1 mol substancji zawiera cząstki (na przykład cząsteczki). Ta liczba nazywa się liczbą Avogadra. A jeśli dodasz do tego jednostkę miary - 1 / mol, to tak będzie wielkość fizyczna- stała Avogadra, którą oznaczamy N A.

Masę molową mierzy się wg/mol. Fizyczne znaczenie masy molowej polega na tym, że ta masa to 1 mol substancji.

Zgodnie z prawem Avogadra 1 mol dowolnego gazu zajmie tę samą objętość. Objętość jednego mola gazu nazywana jest objętością molową i oznaczana jest przez Vn.

W normalnych warunkach (a to jest 0 ° C i normalne ciśnienie - 1 atm. Lub 760 mm Hg lub 101,3 kPa) objętość molowa wynosi 22,4 l / mol.

Następnie ilość substancji gazowej w n.o. można obliczyć jako stosunek objętości gazu do objętości molowej.

ZADANIE 1. Jaka ilość substancji odpowiada 180 g wody?

ZADANIE 2. Obliczmy objętość w n.o., którą zajmie dwutlenek węgla w ilości 6 moli.

Bibliografia

1. Zbiór zadań i ćwiczeń z chemii: klasa 8: do podręcznika P.A. Orzhekovsky i inni „Chemia, klasa 8” / P.A. Orżekowski, NA Titov, F.F. Hegla. - M.: AST: Astrel, 2006. (s. 29-34)
2. Uszakowa O.V. zeszyt ćwiczeń z chemii: klasa 8: do podręcznika P.A. Orzhekovsky i inni „Chemia. klasa 8” / O.V. Ushakova, PI Bespałow, PA Orżekowski; pod. wyd. prof. rocznie Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 27-32)
3. Chemia: klasa 8: podręcznik. dla generała instytucje / PA Orżekowski, LM Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
4. Chemia: inorg. chemia: podręcznik. na 8 komórek. instytucja ogólna / GE Rudzitis, F.G. Feldmana. - M .: Edukacja, JSC „Podręczniki moskiewskie”, 2009. (§§ 10, 17)
5. Encyklopedia dla dzieci. Tom 17. Chemia / Rozdział. pod redakcją V.A. Wołodin, prowadzący. naukowy wyd. I. Leensona. - M.: Avanta +, 2003.

1. Pojedyncza kolekcja cyfrowa zasoby edukacyjne ().
2. Elektroniczna wersja czasopisma „Chemia i życie” ().
3. Testy chemiczne (online) ().

Praca domowa

1.s. 69 nr 3; s.73 nr 1, 2, 4 z podręcznika „Chemia: klasa 8” (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 ze Zbioru zadań i ćwiczeń z chemii: klasa 8: do podręcznika P.A. Orzhekovsky i inni „Chemia, klasa 8” / P.A. Orżekowski, NA Titov, F.F. Hegla. - M.: AST: Astrel, 2006.

Cel:
Zapoznanie studentów z pojęciami „ilość substancji”, „masa molowa”, aby dać wyobrażenie o stałej Avogadra. Wskazać zależność między ilością substancji, liczbą cząstek a stałą Avogadro oraz zależność między masą molową, masą i ilością substancji. Naucz się wykonywać obliczenia.

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

Ilość substancji to wielkość fizyczna oznaczająca pewną liczbę elementów strukturalnych (cząsteczek, atomów, jonów) Oznaczona n (en) mierzona w międzynarodowym układzie jednostek (Ci) mol
Liczba Avogadra - pokazuje liczbę cząstek w 1 molu substancji Oznaczona NA mierzona w mol-1 ma wartość liczbową 6,02*10^23
Masa molowa substancji jest liczbowo równa jej względnej masie cząsteczkowej. Masa molowa - wielkość fizyczna, która pokazuje masę w 1 molu substancji. Jest oznaczony przez M mierzone wg / mol M \u003d m / n
Objętość molowa - wielkość fizyczna, która pokazuje objętość, jaką zajmuje dowolny gaz przy ilości substancji 1 mol Jest to oznaczone przez Vm mierzone w l / mol Vm \u003d V / n Vm=22,4 l/mol
KRET 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 cząsteczek H 2 O,

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

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

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

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

Zadania:
1) Ile moli tlenu zawiera 128 g tlenu?

2) Podczas wyładowań atmosferycznych w atmosferze zachodzi następująca reakcja: N 2 + O 2 ® NO 2. Wyrównaj odpowiedź. Ile moli tlenu będzie potrzebnych do całkowitego przekształcenia 1 mola azotu w NO2? Ile to będzie gramów tlenu? Ile gramów NO2 powstaje?

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

4) Zmieszaj 4 g wodoru i 64 g tlenu. Mieszanka została wysadzona w powietrze. Ile gramów wody otrzymałeś? Ile gramów tlenu pozostaje niewykorzystanych?

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

Objętość molowa substancji gazowych.
Cel: edukacyjne - usystematyzowanie wiedzy uczniów o pojęciach ilości substancji, liczby Avogadra, masy molowej, na ich podstawie wyrobić sobie wyobrażenie o objętości molowej substancji gazowych; ujawnić istotę prawa Avogadra i jego praktyczne zastosowanie;

rozwijanie - kształtowanie umiejętności odpowiedniej samokontroli i poczucia własnej wartości; rozwijać umiejętność logicznego myślenia, stawiania hipotez, wyciągania przemyślanych wniosków.

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

3.Aktualizacja podstawowa wiedza
4. Rozwiązywanie problemów

Prawo Avogadra- to jedno z najważniejszych praw chemii (sformułowane przez Amadeo Avogadro w 1811 r.), stwierdzające, że „w równych objętościach różnych gazów, które są pobierane pod tym samym ciśnieniem i w tej samej temperaturze, zawarta jest taka sama liczba cząsteczek”.

Objętość molowa gazów to objętość gazu zawierającego 1 mol cząstek tego gazu.

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

Odpowiedz na pytania:

1. Co nazywamy atomem? (Atom jest najmniejszą chemicznie niepodzielną częścią pierwiastka chemicznego, która jest nośnikiem jego właściwości).

2. Co to jest kret? (Mol to ilość substancji równa 6,02,10 ^ 23 jednostkom strukturalnym tej substancji - cząsteczkom, atomom, jonom. Jest to ilość substancji zawierającej tyle cząstek, ile jest atomów w 12 g węgiel).

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 wg/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 101,3 kPa, objętość 1 mola gazu wynosi 22,4 litra. Ta objętość nazywana jest objętością molową gazu Vm. Wartość tę można przeliczyć na inne temperatury i ciśnienia za pomocą równania Mendelejewa-Clapeyrona (Rysunek 3).

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

2. Masa molowa pierwszego gazu jest równa iloczynowi masy molowej drugiego gazu i gęstości względnej drugiego z pierwszego gazu. Stanowisko to miało ogromne znaczenie dla rozwoju chemii, gdyż. umożliwiła wyznaczenie ciężaru cząstkowego ciał, które są w stanie przejść w stan pary lub gazu. Dlatego 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 jest wielkością fizyczną, która pokazuje ..............., oznaczoną przez .............. .., mierzoną w ..... ......... .

2. Zapisz wzór przez regułę.

Objętość substancji gazowej (V) jest równa iloczynowi objętości molowej

(Vm) o ilość substancji (n) ....................... .

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

a) objętość substancji gazowej.

b) objętość molowa.

Zadanie domowe: akapit 16, np. 1-5

Rozwiązywanie zadań do obliczania ilości materii, masy i objętości.

Uogólnienie i usystematyzowanie wiedzy na temat „Proste substancje”
Cel: uogólnić i usystematyzować wiedzę studentów na temat głównych klas związków
Postęp:

1) Moment organizacyjny

2) Uogólnienie badanego materiału:

a) Ankieta ustna na temat lekcji

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

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

3. Mocowanie ( niezależna praca)

5. Praca domowa

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

Jakie substancje nazywamy prostymi?

Na jakie dwie grupy dzielą się substancje proste?

Jakie substancje nazywane są złożonymi?

Który złożone substancje znany?

Jakie substancje nazywamy tlenkami?

Jakie substancje nazywamy zasadami?

Jakie substancje nazywamy kwasami?

Jakie substancje nazywamy solami?

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

KOH, SO 2, HCl, BaCI 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)
Napisz wzory na tlenki odpowiadające zasadom i kwasom:

Wodorotlenek potasu - tlenek potasu

Wodorotlenek żelaza(III) - tlenek żelaza(III).

Kwas fosforowy-tlenek fosforu(V).

Kwas siarkowy-tlenek siarki(VI).

Napisz wzór na sól azotanu baru; za pomocą ładunków jonowych zapisuje się stopnie utlenienia pierwiastków

wzory odpowiednich wodorotlenków, tlenków, proste substancje.

1. Stopień utlenienia siarki wynosi +4 w związku:

2. Tlenki obejmują substancję:

3. Formuła kwasu siarkawego:

4. Podstawą jest substancja:

5. Sól K 2 CO 3 nazywa się:

1- krzemian potasu

węglan 2-potasu

3-węglik potasu

4- węglan wapnia

6. W roztworze jakiej substancji papierek lakmusowy zmieni kolor na czerwony:

2- w alkaliach

3- w kwasie

Zadanie domowe: powtórz akapity 13-16

Test №2
„Proste substancje”

Stan utlenienia: związki dwuskładnikowe

Cel: nauczenie sporządzania wzorów cząsteczkowych substancji składających się z dwóch pierwiastków w zależności od stopnia utlenienia. kontynuować utrwalanie umiejętności określania stopnia utlenienia pierwiastka za pomocą wzoru.
1. Stopień utlenienia (s.o.) toładunek warunkowy atomów pierwiastka chemicznego w substancji złożonej, obliczony przy założeniu, że składa się ona z prostych jonów.

Powinien wiedzieć!

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

Dla metali z głównych podgrup pierwszych trzech grup Z. O. stały:
Metale grupy IA - str. O. = +1,
Metale grupy IIA - str. O. = +2,
Metale grupy IIIA - str. O. = +3.
4) Dla atomów wolnych i substancji prostych p. O. = 0.
5) Razem s. O. wszystkie pierwiastki w związku = 0.

2. Metoda formowania nazw związki dwuelementowe (binarne).

3.

Zadania:
Twórz wzory substancji według nazw.

Ile cząsteczek zawiera 48 g tlenku siarki (IV)?

Stopień utlenienia manganu w związku K2MnO4 to:

Chlor wykazuje maksymalny stopień utlenienia w związku, którego wzór to:

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

tlenki. Lotne związki wodoru.
Cel: kształtowanie wiedzy studentów o najważniejszych klasach związków podwójnych - tlenkach i lotnych związkach wodoru.

Pytania:
Jakie substancje nazywane są binarnymi?
Jaki jest stopień utlenienia?
Jaki stopień utlenienia będą miały pierwiastki, jeśli oddają elektrony?
Jaki stopień utlenienia będą miały pierwiastki, jeśli przyjmą elektrony?
– Jak określić, ile elektronów odda lub odbierze pierwiastki?
– Jaki stopień utlenienia będą miały pojedyncze atomy lub cząsteczki?
- Jak będą się nazywać związki, jeśli siarka jest na drugim miejscu we wzorze?
- Jak będą się nazywać związki, jeśli chlor jest na drugim miejscu we wzorze?
- Jak będą się nazywać związki, jeśli we wzorze na drugim miejscu będzie wodór?
- Jak będą się nazywać związki, jeśli azot będzie na drugim miejscu we wzorze?
- Jak będą się nazywać związki, jeśli tlen jest na drugim miejscu we wzorze?
Uczenie się nowy temat:
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 szeroko rozpowszechnionych w przyrodzie związki nieorganiczne. Tlenki obejmują takie dobrze znane związki jak:

Piasek (dwutlenek krzemu SiO2 z niewielką ilością zanieczyszczeń);

Woda (tlenek wodoru H2O);

Dwutlenek węgla (dwutlenek węgla CO2 IV);

Tlenek węgla (CO II tlenek węgla);

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

Większość rud żelaza zawiera tlenki, takie jak czerwona ruda żelaza - Fe2O3 i magnetyczna ruda żelaza - Fe3O4.

Lotne związki wodoru- najbardziej praktyczna 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, halogenowodory. Wiele lotnych związków wodoru występuje w postaci roztworów w wodach glebowych, w składzie organizmów 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 sole:

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

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

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

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

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

Podwaliny.
Cel:
zapoznanie studentów ze składem, klasyfikacją i przedstawicielami klasy podstawowej

kontynuować tworzenie wiedzy o jonach na przykładzie złożonych jonów wodorotlenkowych

kontynuować kształtowanie wiedzy o stopniu utlenienia pierwiastków, wiązań chemicznych w substancjach;

podać pojęcie jakościowych reakcji i wskaźników;

kształtowanie umiejętności posługiwania się szklanym naczyniem chemicznym i odczynnikami;

wykształcić troskliwą postawę wobec własnego zdrowia.

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

Podwaliny - Są to złożone substancje 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. Dlatego skład bazy można zapisać ogólna formuła: M(OH)n, gdzie M to metal, m to liczba grup OH i jednocześnie ładunek jonowy (stan utlenienia) metalu.

Nazwy zasad składają się ze słowa wodorotlenek i nazwy metalu. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu. Ca(OH)2 - wodorotlenek wapnia.
Jeżeli metal wykazuje zmienny stopień utlenienia, to jego wartość, jak dla związków dwuskładnikowych, oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie i wymawia na końcu nazwy zasady, np.: CuOH - wodorotlenek miedzi (I), czytać „wodorotlenek miedzi jeden”; Cr (OH), - wodorotlenek miedzi (II), brzmi „wodorotlenek miedzi dwa”.

W stosunku do wody zasady dzielą się na dwie grupy: rozpuszczalny NaOH, Ca(OH) 2, K0H, Ba(OH)? i nierozpuszczalny Cr(OH)7, Re(OH)2. Rozpuszczalne zasady są również nazywane alkaliami. 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, a zatem rozpływająca się w powietrzu; dobrze rozpuszcza się w wodzie i uwalnia ciepło. Roztwór wodorotlenku sodu w wodzie jest mydlany w dotyku i bardzo żrący. Powoduje korozję skóry, tekstyliów, 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 dostały się na ubranie, buty, a tym bardziej na dłonie i twarz. Na skórze z tej substancji powstają rany, które nie goją się przez długi czas. NaOH jest używany w przemyśle mydlanym, skórzanym i farmaceutycznym.

Wodorotlenek potasu KOH- również stała biała substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, z wydzielaniem dużej ilości ciepła. Roztwór wodorotlenku potasu, podobnie jak roztwór sody kaustycznej, jest mydlany w dotyku i bardzo żrący. Dlatego wodorotlenek potasu jest inaczej nazywany potażem żrącym. Stosowany jest jako dodatek w produkcji mydła, szkła ogniotrwałego.

Wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2 lub wapno gaszone jest sypkim białym proszkiem, słabo rozpuszczalnym w wodzie (w tabeli rozpuszczalności przy wzorze Ca(OH)a znajduje się litera M, co oznacza substancję słabo rozpuszczalną). Otrzymuje się go w wyniku interakcji wapna palonego CaO z wodą. Ten proces nazywa się hartowaniem. Wodorotlenek wapnia stosowany jest w budownictwie przy murowaniu i tynkowaniu ścian, do bielenia drzew, w celu uzyskania wybielacza, który działa dezynfekująco.

Klarowny roztwór wodorotlenku wapnia nazywa się wodą wapienną. Kiedy CO2 przepuszcza się przez wodę wapienną, staje się ona mętna. To doświadczenie służy rozpoznaniu dwutlenku węgla.

Reakcje, które rozpoznają pewne substancje chemiczne nazywane są reakcjami jakościowymi.

W przypadku zasad istnieją również reakcje jakościowe, za pomocą których roztwory zasad można rozpoznać wśród roztworów innych substancji. Są to reakcje alkaliów ze specjalnymi substancjami - wskaźnikami (łac. „wskaźniki”). Jeśli kilka kropel roztworu wskaźnika zostanie dodanych do roztworu alkalicznego, zmieni on kolor.

Zadanie domowe: akapit 19, ćwiczenia 2-6, tabela 4

Ilość substancji. Masa cząsteczkowa. Objętość molowa gazu. Prawo Avogadra
Z toku fizyki wiemy o takich wielkościach fizycznych jak masa, objętość i gęstość. Za pomocą tych wielkości łatwo jest scharakteryzować substancje. Na przykład idziemy do sklepu i kupujemy 1 kg cukru lub litrową butelkę. woda mineralna. Okazuje się jednak, że te wielkości nie wystarczą, jeśli trzeba rozpatrywać materię z punktu widzenia liczby cząstek. Ile cząsteczek cukru znajduje się w 1 kg cukru? Ile cząsteczek wody znajduje się w litrowej butelce? A w jednej kropli? Odpowiedź na to pytanie można uzyskać, jeśli znasz inną wielkość fizyczną, którą nazywa się ilością materii. Trudno jest obliczyć dokładną liczbę cząsteczek, ale jeśli policzysz nie w kawałkach, ale w porcjach, zadanie jest uproszczone. Na przykład nigdy nie kupujemy zapałek w sklepie na sztuki, ale kupując jedną porcję zapałek - pudełek wiemy, że jest ich 100 sztuk. I nie kupujemy też serwetek na sztuki, ale kupując paczkę serwetek, czyli porcję, będziemy wiedzieć na pewno, ile sztuk serwetek kupiliśmy.
Ilość substancji to część substancji o określonej liczbie cząstek strukturalnych. Ilość substancji jest zwykle oznaczana grecką literą ν [nu]. W układzie SI jednostką miary ilości substancji jest mol. Jeden mol substancji zawiera tyle cząstek strukturalnych, ile jest atomów w 12 g węgla, czyli 6 * 1023 cząstek. Ta wielkość 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 ilość substancji, która odpowiada 3*1023 atomom żelaza, można łatwo obliczyć za pomocą tego wzoru.
Przekształcając pierwotną formułę, łatwo jest określić liczbę cząstek strukturalnych ze znanej ilości substancji: N = v * NA
Stała ta otrzymała swoją nazwę na cześć Amedeo Avogadro, który w 1811 roku przyjął założenie, które następnie zostało potwierdzone eksperymentalnie i nosi obecnie nazwę Prawa Avogadra. Prawo Avogadro: „Równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają taką samą liczbę cząsteczek”.
Z prawa Avogadra wynika, że ​​w tych samych warunkach masy gazów zawierające taką samą liczbę cząstek strukturalnych zajmą tę samą objętość. Przy ciśnieniu 1 atmosfery i temperaturze 0 stopni Celsjusza 1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość równą 22,4 litra. Objętość ta nazywana jest objętością molową. A warunki to normalne warunki. Objętość molowa, oznaczona Vm, wskazuje objętość gazu w ilości 1 mola. W normalnych warunkach jest to wartość stała.
W normalnych warunkach ilość substancji to stosunek objętości do objętości molowej.
Korzystając z tego wzoru, możesz określić objętość substancji, jeśli jej ilość jest znana: V = ν * Vm
Masa substancji o ilości 1 mola nazywana jest masą molową, oznaczoną literą M. Masa molowa jest liczbowo równa względnej masie cząsteczkowej. Jednostka masy molowej g/mol.
Znając masę substancji, łatwo jest określić ilość substancji.

Znajdź ilość substancji 5,6 g żelaza.
Aby znaleźć masę substancji ze znanej ilości, przekształcamy wzór: m = ν * M
Materiał referencyjny
Ilość substancji ν [nu] jest wielkością fizyczną charakteryzującą liczbę jednostek strukturalnych tego samego typu (dowolnych cząstek tworzących substancję - atomy, cząsteczki, jony itp.) Zawartych w substancji. Jednostką miary ilości substancji w Międzynarodowym Układzie Jednostek (SI) jest mol.
Mol jest jednostką miary ilości substancji. Jeden mol substancji zawiera tyle cząstek strukturalnych, ile jest atomów w 12 g węgla.
Masa molowa (M) - masa substancji w ilości jednego mola. Jednostka miary g/mol.
Warunki normalne (n.c.) – warunki fizyczne określone ciśnieniem 101325 Pa (atmosfera normalna) i temperaturą 273,15 K (0°C).
Objętość molowa (Vm) - objętość substancji o ilości jednego mola. jednostka l/mol; w n.o. Vm = 22,4 l/mol
Prawo Avogadra - równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają taką samą liczbę cząsteczek.
Stała Avogadro (NA) pokazuje liczbę cząstek strukturalnych w substancji o ilości jednego mola.

Masa 1 mola substancji nazywana jest masą molową. Jak nazywa się objętość 1 mola substancji? Oczywiście nazywa się to również objętością molową.

Jaka jest objętość molowa wody? Kiedy mierzyliśmy 1 mol wody, nie odważyliśmy na wadze 18 g wody - jest to niewygodne. Użyliśmy naczyń pomiarowych: cylindra lub zlewki, ponieważ wiedzieliśmy, że gęstość wody wynosi 1 g/ml. Zatem objętość molowa wody wynosi 18 ml/mol. W przypadku cieczy i ciał stałych objętość molowa zależy od ich gęstości (ryc. 52, a). Kolejna rzecz dla gazów (ryc. 52, b).

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

Jeśli weźmiemy 1 mol wodoru H 2 (2 g), 1 mol tlenu O 2 (32 g), 1 mol ozonu O 3 (48 g), 1 mol dwutlenku węgla CO 2 (44 g), a nawet 1 mol pary wodnej H 2 O (18 g) w tych samych warunkach, na przykład normalne (w chemii zwyczajowo nazywa się warunki normalne (n.a.) temperaturę 0 ° C i ciśnienie 760 mm Hg lub 101,3 kPa), okazuje się, że 1 mol dowolnego gazu zajmie tę samą objętość, równą 22,4 litra, i będzie zawierał taką samą liczbę cząsteczek - 6 × 10 23.

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

gdzie V jest objętością gazu. Stąd

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

Objętość molową substancji gazowych wyraża się w l/mol. Vm - 22,4 l/mol. Objętość jednego kilomola nazywana jest kilomolem i jest mierzona w m 3 / kmol (Vm = 22,4 m 3 / kmol). W związku z tym objętość milimolowa wynosi 22,4 ml/mmol.

Zadanie 1. Znajdź masę 33,6 m 3 amoniaku NH 3 (b.d.).

Zadanie 2. Znajdź masę i objętość (n.s.), które mają 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 wykonać przy użyciu mmol, ml/mmol i mg/mmol.

Słowa kluczowe i frazy

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

Praca z komputerem

1. Zapoznaj się z wnioskiem elektronicznym. Przestudiuj materiał lekcji i wykonaj zaproponowane zadania.
2. Wyszukaj w Internecie adresy e-mail, które mogą służyć jako dodatkowe źródła ujawniające treść słów kluczowych i fraz akapitu. Zaoferuj nauczycielowi swoją pomoc w przygotowaniu nowej lekcji - sporządź sprawozdanie na temat kluczowych słów i zwrotów następnego akapitu.

Pytania i zadania

1. Znajdź masę i liczbę cząsteczek w n. y. na: a) 11,2 litra tlenu; b) 5,6 m3 azotu; c) 22,4 ml chloru.
2. Znajdź objętość, która w n. y. zajmie: a) 3 g wodoru; b) 96 kg ozonu; c) 12 × 10 20 cząsteczek azotu.
3. Znajdź gęstości (masę 1 litra) argonu, chloru, tlenu i ozonu w punkcie n. y. Ile cząsteczek każdej substancji znajdzie się w 1 litrze w tych samych warunkach?
4. Oblicz masę 5 l (b.d.): a) tlenu; b) ozon; c) dwutlenek węgla CO2.
5. Określ, co jest cięższe: a) 5 litrów dwutlenku siarki (SO 2) czy 5 litrów dwutlenku węgla (CO 2); b) 2 litry dwutlenku węgla (CO 2) lub 3 litry tlenku węgla (CO).