Encontre o peso molecular médio da mistura, se conhecido. Encontramos a massa molar de uma mistura de gases usando a fórmula

2.10.1. Cálculo de massas relativas e absolutas de átomos e moléculas

As massas relativas de átomos e moléculas são determinadas usando aquelas fornecidas na tabela por D.I. Valores de massas atômicas de Mendeleev. Ao mesmo tempo, ao realizar cálculos para fins educacionais, os valores das massas atômicas dos elementos são geralmente arredondados para números inteiros (com exceção do cloro, cuja massa atômica é considerada igual a 35,5).

Exemplo 1. Massa atômica relativa de cálcio A r (Ca) = 40; massa atômica relativa da platina A r (Pt)=195.

A massa relativa de uma molécula é calculada como a soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem uma determinada molécula, levando em consideração a quantidade de sua substância.

Exemplo 2. Massa molar relativa de ácido sulfúrico:

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

As massas absolutas de átomos e moléculas são encontradas dividindo a massa de 1 mol de uma substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 3. Determine a massa de um átomo de cálcio.

Solução. A massa atômica do cálcio é A r (Ca) = 40 g/mol. A massa de um átomo de cálcio será igual a:

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

Exemplo 4. Determine a massa de uma molécula de ácido sulfúrico.

Solução. A massa molar do ácido sulfúrico é Mr (H 2 SO 4) = 98. A massa de uma molécula m (H 2 SO 4) é igual a:

m(H 2 SO 4) = Sr (H 2 SO 4) : NA = 98:6,02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 anos

2.10.2. Cálculo da quantidade de substância e cálculo do número de partículas atômicas e moleculares a partir de valores conhecidos de massa e volume

A quantidade de uma substância é determinada dividindo a sua massa, expressa em gramas, pela sua massa atómica (molar). A quantidade de uma substância no estado gasoso no nível zero é encontrada dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l).

Exemplo 5. Determine a quantidade de substância sódica n(Na) contida em 57,5 ​​g de sódio metálico.

Solução. A massa atômica relativa do sódio é igual a A r (Na) = 23. Encontramos a quantidade da substância dividindo a massa do sódio metálico pela sua massa atômica:

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

Exemplo 6. Determine a quantidade de substância nitrogenada se for seu volume em condições normais. é 5,6 litros.

Solução. A quantidade de substância nitrogenada n(N 2) encontramos dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l):

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

O número de átomos e moléculas em uma substância é determinado multiplicando a quantidade de átomos e moléculas da substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 7. Determine o número de moléculas contidas em 1 kg de água.

Solução. Encontramos a quantidade de substância água dividindo sua massa (1000 g) por sua massa molar (18 g/mol):

n(H2O) = 1000:18 = 55,5 mol.

O número de moléculas em 1000 g de água será:

N(H2O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Exemplo 8. Determine o número de átomos contidos em 1 litro (n.s.) de oxigênio.

Solução. A quantidade de substância oxigênio, cujo volume em condições normais é de 1 litro, é igual a:

n(O 2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10-2 mol.

O número de moléculas de oxigênio em 1 litro (n.s.) será:

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

Deve-se notar que 26,9 · 10 22 moléculas estarão contidas em 1 litro de qualquer gás em condições ambientais. Como a molécula de oxigênio é diatômica, o número de átomos de oxigênio em 1 litro será 2 vezes maior, ou seja, 5,38 · 10 22 .

2.10.3. Cálculo da massa molar média de uma mistura de gases e fração volumétrica
gases contidos nele

A massa molar média de uma mistura gasosa é calculada com base nas massas molares dos gases que compõem essa mistura e suas frações volumétricas.

Exemplo 9. Supondo que o conteúdo (em porcentagem por volume) de nitrogênio, oxigênio e argônio no ar seja 78, 21 e 1, respectivamente, calcule a massa molar média do ar.

Solução.

M ar = 0,78 · Sr. (N 2)+0,21 · Sr. (O 2)+0,01 · Mr (Ar)= 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

Ou aproximadamente 29 g/mol.

Exemplo 10. A mistura gasosa contém 12 l de NH 3, 5 l de N 2 e 3 l de H 2, medidos no no. Calcule as frações volumétricas dos gases nesta mistura e sua massa molar média.

Solução. O volume total da mistura gasosa é V=12+5+3=20 litros. As frações volumétricas dos gases j serão iguais:

φ(NH 3)= 12:20=0,6; φ(N 2)=5:20=0,25; φ(H 2)=3:20=0,15.

A massa molar média é calculada com base nas frações volumétricas dos gases que compõem esta mistura e seus pesos moleculares:

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. Cálculo da fração de massa de um elemento químico em um composto químico

A fração de massa ω de um elemento químico é definida como a razão entre a massa de um átomo de um determinado elemento X contido em uma determinada massa de uma substância e a massa dessa substância m. A fração de massa é uma quantidade adimensional. É expresso em frações da unidade:

ω(X) = m(X)/m(0<ω< 1);

ou como uma porcentagem

ω(X),%= 100 m(X)/m (0%<ω<100%),

onde ω(X) é a fração mássica do elemento químico X; m(X) – massa do elemento químico X; m é a massa da substância.

Exemplo 11. Calcule a fração de massa de manganês em óxido de manganês (VII).

Solução. As massas molares das substâncias são: M(Mn) = 55 g/mol, M(O) = 16 g/mol, M(Mn 2 O 7) = 2M(Mn) + 7M(O) = 222 g/mol . Portanto, a massa de Mn 2 O 7 com a quantidade de substância 1 mol é:

m(Mn 2 O 7) = M(Mn 2 O 7) · n(Mn 2 O 7) = 222 · 1= 222g.

Da fórmula Mn 2 O 7 segue-se que a quantidade de substância dos átomos de manganês é duas vezes maior que a quantidade de substância do óxido de manganês (VII). Significa,

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

m(Mn)= n(Mn) · M(Mn) = 2 · 55 = 110g.

Assim, a fração mássica de manganês no óxido de manganês (VII) é igual a:

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

2.10.5. Estabelecer a fórmula de um composto químico com base na sua composição elementar

A fórmula química mais simples de uma substância é determinada com base em valores conhecidos das frações de massa dos elementos incluídos na composição desta substância.

Digamos que exista uma amostra da substância Na x P y O z com massa de m o g. Vamos considerar como sua fórmula química é determinada se as quantidades da substância dos átomos dos elementos, suas massas ou frações de massa no. massa conhecida da substância é conhecida. A fórmula de uma substância é determinada pela relação:

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

Esta proporção não muda se cada termo for dividido pelo número de Avogadro:

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

Assim, para encontrar a fórmula de uma substância, é necessário conhecer a relação entre as quantidades de substâncias de átomos na mesma massa de substância:

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

Se dividirmos cada termo da última equação pela massa da amostra m o , obtemos uma expressão que nos permite determinar a composição da substância:

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

Exemplo 12. A substância contém 85,71% em peso. % de carbono e 14,29 em peso. % hidrogênio. Sua massa molar é 28 g/mol. Determine a fórmula química mais simples e verdadeira desta substância.

Solução. A relação entre o número de átomos em uma molécula C x H y é determinada dividindo as frações de massa de cada elemento por sua massa atômica:

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

Assim, a fórmula mais simples da substância é CH 2. A fórmula mais simples de uma substância nem sempre coincide com a sua verdadeira fórmula. Neste caso, a fórmula CH2 não corresponde à valência do átomo de hidrogênio. Para encontrar a verdadeira fórmula química, você precisa saber a massa molar de uma determinada substância. Neste exemplo, a massa molar da substância é 28 g/mol. Dividindo 28 por 14 (a soma das massas atômicas correspondentes à unidade da fórmula CH 2), obtemos a verdadeira relação entre o número de átomos em uma molécula:

Obtemos a verdadeira fórmula da substância: C 2 H 4 - etileno.

Em vez da massa molar para substâncias gasosas e vapores, a definição do problema pode indicar a densidade de algum gás ou ar.

No caso em consideração, a densidade do gás no ar é 0,9655. Com base neste valor, a massa molar do gás pode ser encontrada:

M = M ar · D ar = 29 · 0,9655 = 28.

Nesta expressão, M é a massa molar do gás C x H y, M ar é a massa molar média do ar, D ar é a densidade do gás C x H y no ar. O valor da massa molar resultante é usado para determinar a verdadeira fórmula da substância.

A definição do problema pode não indicar a fração de massa de um dos elementos. É encontrado subtraindo as frações de massa de todos os outros elementos da unidade (100%).

Exemplo 13. O composto orgânico contém 38,71% em peso. % de carbono, 51,61 em peso. % de oxigênio e 9,68 em peso. % hidrogênio. Determine a verdadeira fórmula desta substância se sua densidade de vapor para oxigênio for 1,9375.

Solução. Calculamos a razão entre o número de átomos em uma molécula 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.

A massa molar M de uma substância é igual a:

M = M(O2) · D(O2) = 32 · 1,9375 = 62.

A fórmula mais simples da substância é CH 3 O. A soma das massas atômicas para esta unidade de fórmula será 12 + 3 + 16 = 31. Divida 62 por 31 e obtenha a verdadeira razão entre o número de átomos em uma molécula:

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

Assim, a verdadeira fórmula da substância é C 2 H 6 O 2. Esta fórmula corresponde à composição do álcool diídrico - etilenoglicol: CH 2 (OH) - CH 2 (OH).

2.10.6. Determinação da massa molar de uma substância

A massa molar de uma substância pode ser determinada com base no valor de sua densidade de vapor em um gás com massa molar conhecida.

Exemplo 14. A densidade de vapor de um certo composto orgânico em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a massa molar deste composto.

Solução. A massa molar de uma substância desconhecida M x é igual ao produto da densidade relativa desta substância D pela massa molar da substância M, a partir da qual o valor da densidade relativa é determinado:

M x = D · M = 1,8125 · 32 = 58,0.

As substâncias com valor de massa molar encontrado podem ser acetona, propionaldeído e álcool alílico.

A massa molar de um gás pode ser calculada usando seu volume molar ao nível do solo.

Exemplo 15. Massa de 5,6 litros de gás ao nível do solo. é 5,046 g. Calcule a massa molar deste gás.

Solução. O volume molar do gás em zero é 22,4 litros. Portanto, a massa molar do gás desejado é igual a

M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.

O gás desejado é Ne neon.

A equação de Clapeyron-Mendeleev é usada para calcular a massa molar de um gás cujo volume é dado em condições diferentes do normal.

Exemplo 16. A uma temperatura de 40 o C e uma pressão de 200 kPa, a massa de 3,0 litros de gás é 6,0 g.

Solução. Substituindo quantidades conhecidas na equação de Clapeyron-Mendeleev obtemos:

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

O gás em questão é o acetileno C 2 H 2 .

Exemplo 17. A combustão de 5,6 litros (n.s.) de hidrocarboneto produziu 44,0 g de dióxido de carbono e 22,5 g de água. A densidade relativa do hidrocarboneto em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a verdadeira fórmula química do hidrocarboneto.

Solução. A equação de reação para combustão de hidrocarbonetos pode ser representada da seguinte forma:

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

A quantidade de hidrocarboneto é 5,6:22,4=0,25 mol. Como resultado da reação, formam-se 1 mol de dióxido de carbono e 1,25 mol de água, que contém 2,5 mol de átomos de hidrogênio. Quando um hidrocarboneto é queimado com uma quantidade de 1 mol da substância, obtêm-se 4 moles de dióxido de carbono e 5 moles de água. Assim, 1 mole de hidrocarboneto contém 4 moles de átomos de carbono e 10 moles de átomos de hidrogênio, ou seja, a fórmula química do hidrocarboneto é C 4 H 10. A massa molar deste hidrocarboneto é M = 4 · 12+10=58. Sua densidade relativa de oxigênio D=58:32=1,8125 corresponde ao valor dado na definição do problema, o que confirma a exatidão da fórmula química encontrada.

A quantidade de matéria é o número de elementos estruturais (moléculas, átomos, íons, etc.) contidos em um corpo ou sistema. A quantidade de uma substância é expressa em moles. Um mol é igual à quantidade de substância de um sistema contendo o mesmo número de elementos estruturais que o número de átomos em 0,012 kg do isótopo de carbono 12 C. A quantidade de substância de um corpo (sistema)

Onde N - a quantidade de elementos estruturais (moléculas, átomos, íons, etc.) que constituem o corpo (sistema). Constante de Avogrado N A =6,02 10 23 mol -1 .

Massa molar da substância,

Onde eu- massa de um corpo homogêneo (sistema);  é a quantidade de substância (número de moles) deste corpo (sistema). Expresso em unidades de g/mol (ou kg/mol).

Uma unidade de massa igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C é chamada de unidade de massa atômica (amu). As massas de átomos ou moléculas expressas em unidades de massa atômica são chamadas, respectivamente, de massa atômica relativa ou massa molecular relativa de uma substância. A massa molecular relativa de uma substância consiste nas massas atômicas relativas dos elementos químicos que constituem a molécula da substância. As massas atômicas relativas dos elementos químicos são fornecidas na tabela de D.I. Mendeleev (ver também tabela 8 do apêndice deste manual).

A massa molar de uma substância é numericamente igual à massa atômica ou molecular relativa de uma determinada substância, se a dimensão a.m.u. substitua pela dimensão g/mol.

Quantidade de substância em uma mistura de n gases

ou
,

onde v eu , N eu , eu eu ,  eu - respectivamente, a quantidade de substância, o número de moléculas, massa e massa molar eu o componente da mistura ( eu=1,2,…,n).

Mendeleev - equação de Clapeyron (equação de estado dos gases ideais)

,

Onde T - massa de gás,  - massa molar do gás, R - constante universal dos gases, ν - quantidade de substância, T - temperatura termodinâmica.

Leis experimentais dos gases, que são casos especiais da equação de Mendeleev-Clapeyron para isoprocessos:

a) Lei de Boyle-Mariotte (processo isotérmico: T=const, eu=const)

ou para dois estados de gás, designados 1 e 2,

,

b) Lei de Gay-Lussac (processo isobárico: R=const, eu=const)

ou para dois estados
,

c) Lei de Charles (processo isocórico: V=const, eu=const)

ou para dois estados
,

d) lei dos gases combinados ( eu=const)

ou para dois estados
.

Condições normais significam pressão p o =1 atm (1,013  10 5 Pa), temperatura 0 o C ( T=273 K).

Lei de Dalton determinando a pressão de uma mistura n gases

,

Onde p eu - pressões parciais dos componentes da mistura ( eu=1,2,…,n). Pressão parcial é a pressão do gás que esse gás produziria se estivesse sozinho no recipiente ocupado pela mistura.

Massa molar de uma mistura de n gases

.

Fração de massa eu o componente da mistura de gases (em frações de uma unidade ou porcentagem)

,

Onde T - massa da mistura.

Concentração molecular

,

Onde N - o número de moléculas contidas num determinado sistema;  - densidade da matéria no sistema; V- volume do sistema. A fórmula é válida não apenas para gases, mas também para qualquer estado agregado de uma substância.

Equação de Van der Waals para gás real

,

Onde a E b- coeficientes de van der Waals

Para um gás ideal, a equação de van der Waals se transforma na equação de Mendeleev-Clapeyron.

A equação básica da teoria cinética molecular dos gases

,

onde  p  é a energia cinética média do movimento de translação da molécula.

SEÇÃO I. QUÍMICA GERAL

Exemplos de resolução de problemas típicos

V. Determinação da massa molar média de uma mistura de gases

Fórmulas e conceitos utilizados:

onde M(mistura) é a massa molar média de uma mistura de gases,

M(A), M(B), M(B) são as massas molares dos componentes da mistura A, B e C,

χ(A), χ(B), χ(B) - frações molares dos componentes da mistura A, B e C,

φ(A), φ(B), φ(B) - frações volumétricas dos componentes da mistura A, B e C,

M(sur.) - massa molar do ar, g/mol,

Sr. (sur.) - massa molecular relativa do ar.

Problema 23. Calcule a massa molar de uma mistura na qual as frações volumétricas de metano e butano são 85 e 15%, respectivamente.

A massa molar de uma mistura é a massa de todos os seus componentes considerados em uma quantidade total de substância na mistura de 1 mol (M(CH4) = 16 g/mol, M(C4H10) = 58 g/mol). A massa molar média da mistura pode ser calculada usando a fórmula:

Resposta: M(mistura) = 22,3 g/mol.

Problema 24. Determine a densidade de uma mistura de gases com nitrogênio, na qual as frações volumétricas de óxido de carbono (IV), óxido de enxofre (IV) e óxido de carbono (II) são 35,25 e 40%, respectivamente.

1. Calcule a massa molar da mistura (M(CO 2) = 44 g/mol, M (SO 2) = 64 g/mol, M(CO) = 28 g/mol):

2. Calcule a densidade relativa da mistura com nitrogênio:

Resposta: D N2 (misturas) = ​​1,52.

Problema 25. A densidade da mistura de acetileno e buteno atrás do hélio é 11. Determine a fração volumétrica de acetileno na mistura.

1. Usando a fórmula, determinamos a massa molar da mistura (M(He) = 4 g/mol):

2. Suponha que temos 1 mol de mistura. Contém x mol C 2 H 2, então de acordo com

3. Vamos escrever a expressão para cálculo da massa molar média da mistura gasosa:

Vamos substituir todos os dados conhecidos: M(C 2 H 2) = 26 g/mol, M(C 4 H 8) = 56 g/mol:

4. Portanto, 1 mol da mistura contém 0,4 mol de C 2 H 2. Vamos calcular a fração molar χ(C 2 H 2):

Para gases φ(X) = χ(X). Portanto, φ(C 2 H 4) = 40%.

Determinação da massa molar média de uma mistura de gases - Exemplos de resolução de problemas típicos - Conceitos químicos básicos. Substância - QUÍMICA GERAL - QUÍMICA - Preparação abrangente para testes externos independentes De acordo com o programa atual do EIT - destinado à preparação para avaliação externa independente. Contém material teórico apresentado de acordo com o atual programa de química para escolas secundárias e o programa de Ensino Superior; exemplos de resolução de problemas típicos; tarefas de teste temáticas.

INTRODUÇÃO À QUÍMICA GERAL

Livro eletrônico
Moscou 2013

2. Conceitos básicos e leis da química. Ciência atômico-molecular

2.10. Exemplos de resolução de problemas

2.10.1. Cálculo de massas relativas e absolutas de átomos e moléculas

As massas relativas de átomos e moléculas são determinadas usando aquelas fornecidas na tabela por D.I. Valores de massas atômicas de Mendeleev. Ao mesmo tempo, ao realizar cálculos para fins educacionais, os valores das massas atômicas dos elementos são geralmente arredondados para números inteiros (com exceção do cloro, cuja massa atômica é considerada igual a 35,5).

Exemplo 1. Massa atômica relativa de cálcio A r (Ca) = 40; massa atômica relativa da platina A r (Pt) = 195.

A massa relativa de uma molécula é calculada como a soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem uma determinada molécula, levando em consideração a quantidade de sua substância.

Exemplo 2. Massa molar relativa de ácido sulfúrico:

As massas absolutas de átomos e moléculas são encontradas dividindo a massa de 1 mol de uma substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 3. Determine a massa de um átomo de cálcio.

Solução. A massa atômica do cálcio é A r (Ca) = 40 g/mol. A massa de um átomo de cálcio será igual a:

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

Exemplo 4. Determine a massa de uma molécula de ácido sulfúrico.

Solução. A massa molar do ácido sulfúrico é Mr (H 2 SO 4) = 98. A massa de uma molécula m (H 2 SO 4) é igual a:

2.10.2. Cálculo da quantidade de substância e cálculo do número de partículas atômicas e moleculares a partir de valores conhecidos de massa e volume

A quantidade de uma substância é determinada dividindo a sua massa, expressa em gramas, pela sua massa atómica (molar). A quantidade de uma substância no estado gasoso no nível zero é encontrada dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l).

Exemplo 5. Determine a quantidade de substância sódica n(Na) contida em 57,5 ​​g de sódio metálico.

Solução. A massa atômica relativa do sódio é igual a A r (Na) = 23. Encontramos a quantidade da substância dividindo a massa do sódio metálico pela sua massa atômica:

Exemplo 6. Determine a quantidade de substância nitrogenada se seu volume em condições normais. é 5,6 litros.

Solução. A quantidade de substância nitrogenada n(N 2) é encontrada dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l):

O número de átomos e moléculas em uma substância é determinado multiplicando a quantidade de átomos e moléculas da substância pelo número de Avogadro.

Exemplo 7. Determine o número de moléculas contidas em 1 kg de água.

Solução. Encontramos a quantidade de substância água dividindo sua massa (1000 g) por sua massa molar (18 g/mol):

O número de moléculas em 1000 g de água será:

N(H2O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Exemplo 8. Determine o número de átomos contidos em 1 litro (n.s.) de oxigênio.

Solução. A quantidade de substância oxigênio, cujo volume em condições normais é de 1 litro, é igual a:

n(O 2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10-2 mol.

O número de moléculas de oxigênio em 1 litro (n.s.) será:

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

Deve-se notar que 26,9 · 10 22 moléculas estarão contidas em 1 litro de qualquer gás em condições ambientais. Como a molécula de oxigênio é diatômica, o número de átomos de oxigênio em 1 litro será 2 vezes maior, ou seja, 5,38 · 10 22 .

2.10.3. Cálculo da massa molar média de uma mistura de gases e fração volumétrica
gases contidos nele

A massa molar média de uma mistura gasosa é calculada com base nas massas molares dos gases que compõem essa mistura e suas frações volumétricas.

Exemplo 9. Supondo que o conteúdo (em porcentagem por volume) de nitrogênio, oxigênio e argônio no ar seja 78, 21 e 1, respectivamente, calcule a massa molar média do ar.

Solução.

M ar = 0,78 · Sr. (N 2)+0,21 · Sr. (O 2)+0,01 · Mr (Ar)= 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

ou aproximadamente 29 g/mol.

Exemplo 10. A mistura gasosa contém 12 l de NH 3, 5 l de N 2 e 3 l de H 2, medidos no no. Calcule as frações volumétricas dos gases nesta mistura e sua massa molar média.

Solução. O volume total da mistura gasosa é V=12+5+3=20 litros. As frações volumétricas j dos gases serão iguais:

A massa molar média é calculada com base nas frações volumétricas dos gases que compõem esta mistura e seus pesos moleculares:

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. Cálculo da fração de massa de um elemento químico em um composto químico

A fração de massa ω de um elemento químico é definida como a razão entre a massa de um átomo de um determinado elemento X contido em uma determinada massa de uma substância e a massa dessa substância m. A fração de massa é uma quantidade adimensional. É expresso em frações da unidade:

ω(X) = m(X)/m (0 o C e uma pressão de 200 kPa, a massa de 3,0 litros de gás é 6,0 g. Determine a massa molar deste gás.

Solução. Substituindo quantidades conhecidas na equação de Clapeyron-Mendeleev obtemos:

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

O gás em questão é o acetileno C 2 H 2 .

Exemplo 17. A combustão de 5,6 litros (n.s.) de hidrocarboneto produziu 44,0 g de dióxido de carbono e 22,5 g de água. A densidade relativa do hidrocarboneto em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a verdadeira fórmula química do hidrocarboneto.

Solução. A equação de reação para combustão de hidrocarbonetos pode ser representada da seguinte forma:

A quantidade de hidrocarboneto é 5,6:22,4=0,25 mol. Como resultado da reação, formam-se 1 mol de dióxido de carbono e 1,25 mol de água, que contém 2,5 mol de átomos de hidrogênio. Quando um hidrocarboneto é queimado com uma quantidade de 1 mol de substância, obtêm-se 4 moles de dióxido de carbono e 5 moles de água. Assim, 1 mole de hidrocarboneto contém 4 moles de átomos de carbono e 10 moles de átomos de hidrogênio, ou seja, a fórmula química do hidrocarboneto é C 4 H 10. A massa molar deste hidrocarboneto é M = 4 · 12+10=58. Sua densidade relativa de oxigênio D=58:32=1,8125 corresponde ao valor dado na definição do problema, o que confirma a exatidão da fórmula química encontrada.

INTRODUÇÃO À QUÍMICA GERAL

INTRODUÇÃO À QUÍMICA GERAL Livro eletrônico Moscou 2013 2. Conceitos básicos e leis da química. Ciência atômico-molecular 2.10. Exemplos de resolução de problemas 2.10.1. Cálculo do relativo

Se os gases ideais estão em cilindros comunicantes separados por uma torneira, quando a torneira é aberta, os gases nos cilindros se misturam e cada um deles preenche o volume de ambos os cilindros.

Para um gás ideal (ou dois gases diferentes) localizado em cilindros comunicantes, ao abrir a torneira, alguns parâmetros tornam-se iguais:

• A pressão do gás (ou mistura de gases) após a abertura da torneira é equalizada:

• o gás (ou mistura de gases) após a abertura da torneira ocupa todo o volume que lhe é fornecido, ou seja, volume de ambos os vasos:

onde V 1 é o volume do primeiro cilindro; V 2 - volume do segundo cilindro;

• a temperatura do gás (ou mistura de gases) após a abertura da torneira é equalizada:

• A densidade do gás ρ e sua concentração n em ambos os cilindros tornam-se iguais:

ρ = const, n = const,

Se os cilindros tiverem o mesmo volume, então as massas de gás (ou mistura de gases) em cada cilindro após a abertura da torneira tornam-se as mesmas:

m ′ 1 = m ′ 2 = m ′ = m 1 + m 2 2,

onde m′ 1 é a massa de gás (ou mistura de gases) no primeiro cilindro após a abertura da torneira; m′ 2 - massa de gás (ou mistura de gases) no segundo cilindro após abertura da torneira; m′ - massa de gás (ou mistura de gases) em cada cilindro após abertura da torneira; m 1 - massa de gás no primeiro cilindro antes de abrir a torneira; m 2 é a massa de gás no segundo cilindro antes de abrir a torneira.

A massa de gás transferida de um recipiente para outro como resultado da abertura da torneira é determinada pelas seguintes expressões:

• mudança na massa de gás no primeiro cilindro

Δ m 1 = | m′ 1 − m 1 | = | m 1 + m 2 2 − m 1 | = | m 2 - m 1 | 2;

• mudança na massa de gás no segundo cilindro

Δ m 2 = | m′ 2 − m 2 | = | m 1 + m 2 2 − m 2 | = | m 1 − m 2 | 2.

As mudanças na massa do gás (ou mistura de gases) em ambos os cilindros são as mesmas:

Δ m 1 = Δ m 2 = Δ m = | m 2 - m 1 | 2,

aqueles. quanto gás saiu do cilindro com maior massa de gás - a mesma quantidade de gás entrou no cilindro com maior massa.

Se os cilindros tiverem o mesmo volume, então as quantidades de gás (ou mistura de gases) em cada cilindro após a abertura da torneira tornam-se as mesmas:

ν ′ 1 = ν ′ 2 = ν ′ = ν 1 + ν 2 2 ,

onde ν ′ 1 é a quantidade de gás (ou mistura de gases) no primeiro cilindro após a abertura da torneira; ν ′ 2 - a quantidade de gás (ou mistura de gases) no segundo cilindro após a abertura da torneira; ν′ - quantidade de gás (ou mistura de gases) em cada cilindro após abertura da torneira; ν 1 - quantidade de gás no primeiro cilindro antes de abrir a torneira; ν 2 - a quantidade de gás no segundo cilindro antes de abrir a torneira.

A quantidade de gás transferida de um recipiente para outro como resultado da abertura da torneira é determinada pelas seguintes expressões:

• mudança na quantidade de gás no primeiro cilindro

Δν 1 = | ν ′ 1 − ν 1 | = | ν 1 + ν 2 2 − ν 1 | = | ν 2 − ν 1 | 2;

• mudança na quantidade de gás no segundo cilindro

Δν 2 = | ν ′ 2 − ν 2 | = | ν 1 + ν 2 2 − ν 2 | = | ν 1 − ν 2 | 2.

As alterações na quantidade de gás (ou mistura de gases) em ambos os cilindros são iguais:

Δν 1 = Δ ν 2 = Δ ν = | ν 2 − ν 1 | 2,

aqueles. quanto gás saiu do cilindro com uma grande quantidade de gás - a mesma quantidade de gás entrou no cilindro com uma quantidade menor.

Para um gás ideal (ou dois gases diferentes) localizado em cilindros comunicantes, quando a torneira é aberta, a pressão torna-se a mesma:

e é determinado pela lei de Dalton (para uma mistura de gases) -

onde p 1, p 2 são as pressões parciais dos componentes da mistura.

As pressões parciais dos componentes da mistura podem ser calculadas da seguinte forma:

• utilizando a equação de Mendeleev-Clapeyron; então a pressão é determinada pela fórmula

p = (ν 1 + ν 2) R T V 1 + V 2,

onde ν 1 é a quantidade de substância do primeiro componente da mistura; ν 2 - a quantidade da substância do segundo componente da mistura; R é a constante universal dos gases, R ≈ 8,31 J/(mol ⋅ K); T - temperatura da mistura; V 1 - volume do primeiro cilindro; V 2 - volume do segundo cilindro;

• utilizando a equação básica da teoria cinética molecular; então a pressão é determinada pela fórmula

p = (N 1 + N 2) k T V 1 + V 2,

onde N 1 é o número de moléculas do primeiro componente da mistura; N 2 é o número de moléculas do segundo componente da mistura; k é a constante de Boltzmann, k = 1,38 ⋅ 10 −23 J/K.

Exemplo 26. Determine a massa molar média de uma mistura de gases composta por 3,0 kg de hidrogênio, 1,0 kg de hélio e 8,0 kg de oxigênio. As massas molares de hidrogênio, hélio e oxigênio são 2,0, 4,0 e 32 g/mol, respectivamente.

Solução. A massa molar média da mistura é determinada pela fórmula

onde m é a massa da mistura; ν é a quantidade de substância na mistura.

Encontramos a massa da mistura como a soma das massas -

onde m 1 é a massa de hidrogênio; m 2 - massa de hélio; m 3 é a massa de oxigênio.

Da mesma forma, encontramos a quantidade de substância -

onde ν 1 é a quantidade de hidrogênio na mistura, ν 1 = m 1 / M 1 ; M 1 - massa molar de hidrogênio; ν 2 - a quantidade de hélio na mistura, ν 2 = m 2 / M 2; M 2 - massa molar do hélio; ν 3 - a quantidade de oxigênio na mistura, ν 3 = m 3 / M 3; M 3 - massa molar de oxigênio.

Substituir expressões para a massa e quantidade de uma substância na fórmula original dá

〈M〉 = m 1 + m 2 + m 3 ν 1 + ν 2 + ν 3 = m 1 + m 2 + m 3 m 1 M 1 + m 2 M 2 + m 3 M 3 .

〈M〉 = 3,0 + 1,0 + 8,0 3,0 2,0 ⋅ 10 − 3 + 1,0 4,0 ⋅ 10 − 3 + 8,0 32 ⋅ 10 − 3 =

6,0 ⋅ 10 − 3 kg/mol = 6,0 g/mol.

Exemplo 27. A densidade de uma mistura de gases constituída por hélio e hidrogénio, a uma pressão de 3,50 MPa e a uma temperatura de 300 K, é 4,50 kg/m 3. Determine a massa de hélio em 4,00 m 3 da mistura. As massas molares do hidrogênio e do hélio são 0,002 e 0,004 kg/mol, respectivamente.

Solução. Para encontrar a massa de hélio m2 no volume indicado, é necessário determinar a densidade do hélio na mistura:

onde ρ 2 é a densidade do hélio; V é o volume da mistura gasosa.

A densidade da mistura é determinada como a soma das densidades de hidrogênio e hélio:

onde ρ 1 é a densidade do hidrogênio.

No entanto, a fórmula escrita contém duas quantidades desconhecidas - as densidades do hidrogênio e do hélio. Para determinar esses valores, é necessária outra equação, que inclui as densidades do hidrogênio e do hélio.

Vamos escrever a lei de Dalton para a pressão de uma mistura gasosa:

onde p 1 é a pressão do hidrogênio; p 2 - pressão do hélio.

Para determinar as pressões dos gases, escrevemos a equação de estado na seguinte forma:

p 1 = ρ 1 R T M 1 ,

p 2 = ρ 2 R T M 2 ,

onde R é a constante universal dos gases, R ≈ 8,31 J/(mol ⋅ K); T - temperatura da mistura; M 1 - massa molar de hidrogênio; M 2 - massa molar do hélio.

Substituindo as expressões para as pressões de hidrogênio e hélio na lei de Dalton dá

p = ρ 1 R T M 1 + ρ 2 R T M 2 .

Outra equação foi obtida com duas quantidades desconhecidas - a densidade do hidrogênio e a densidade do hélio.

As fórmulas para calcular a densidade e pressão da mistura formam um sistema de equações:

ρ = ρ 1 + ρ 2 , p = ρ 1 R T M 1 + ρ 2 R T M 2 , >

que precisa ser resolvido em relação à densidade do hélio.

Para fazer isso, expressamos as densidades do hidrogênio da primeira e da segunda equações

ρ 1 = ρ − ρ 2 , ρ 1 = M 1 R T (p − ρ 2 R T M 2) >

e igualar seus lados direitos:

ρ − ρ 2 = M 1 R T (p − ρ 2 R T M 2) .

ρ 2 = M 2 M 2 − M 1 (ρ − p M 1 R T) .

Vamos substituir a expressão resultante na fórmula de cálculo da massa do hélio

m 2 = M 2 V M 2 − M 1 (ρ − p M 1 R T)

e vamos fazer o cálculo:

m 2 = 0,004 ⋅ 4,00 0,004 - 0,002 (4,50 - 3,50 ⋅ 10 6 0,002 8,31 ⋅ 300) ≈ 13,6 kg.

A massa de hélio no volume indicado da mistura é de 13,6 kg.

Como encontrar a massa molar média de uma mistura de gases

Se os gases ideais estão em cilindros comunicantes separados por uma torneira, quando a torneira é aberta, os gases nos cilindros se misturam e cada um deles preenche o volume de ambos os cilindros. Para

O peso molecular médio é um valor convencional e refere-se a um gás homogêneo no qual o número de moléculas e a massa total são iguais ao número de moléculas e à massa da mistura de gases.

Se o valor da constante da mistura gasosa for conhecido, então

Substituindo as constantes dos gases R 1, R 2, ..., R n pelos seus valores da equação de Clapeyron, obtemos uma expressão para o peso molecular médio se a mistura for dada por frações de massa:

(3-8)

Se a mistura for dada por frações volumétricas, então, como segue na equação (3-6),

Porque o Que

O peso molecular médio de uma mistura de gases é igual à soma dos produtos das frações volumétricas e dos pesos moleculares dos gases individuais que constituem a mistura.

Pressões parciais

A pressão parcial de um gás pode ser determinada através das frações de massa da equação de Clapeyron se os parâmetros básicos do gás forem conhecidos:

(3-10)

Para encontrar a pressão parcial de cada gás ao especificar a mistura por frações de volume, pode-se usar a lei de Boyle-Mariotte, da qual se segue que a uma temperatura constante

(3-11)

A pressão parcial de cada gás é igual ao produto da pressão total da mistura de gases e sua fração volumétrica.

A equação (3-11) é normalmente usada em cálculos técnicos e em testes de instalações térmicas. As frações volumétricas dos gases são determinadas por dispositivos especiais - analisadores de gases.

A entalpia específica, ou seja, entalpia por 1 kg, é denotada pela letra i e é, por definição, uma função complexa da forma

O diferencial de entalpia di é a quantidade elementar de calor envolvida no processo a pressão constante. Todo o calor no processo a pressão constante é gasto em mudanças de entalpia:

(5-15)

Da equação (5-12) segue-se que

(5-16)

A entalpia é maior que o calor externo pela quantidade de trabalho vdp, que é representado no diagrama pv pela área elementar abed (Fig. 5-11). Obviamente, toda a praça. ABCD é dado por

, que é chamado de trabalho disponível ou útil.

A mudança na entalpia é completamente determinada pelos estados inicial e final do fluido de trabalho e não depende de estados intermediários. A mudança na entalpia do gás em ciclos é zero, ou seja,

Como a entalpia é uma função dos principais parâmetros do estado, di é o diferencial total desta função para quaisquer variáveis ​​​​independentes que caracterizam o estado gás;

(5-17)

A mudança na entalpia em todos os processos que ocorrem entre dois pontos A e B será a mesma (Fig. 5-12).

O significado físico da entalpia ficará claro no exemplo a seguir. Um peso pesando t kg é colocado sobre um pistão em movimento em um cilindro contendo 1 kg de gás (Fig. 5-13). Área do pistão /; energia interna do fluido de trabalho e. A energia potencial do peso é igual ao produto da massa t do peso t e da altura S. Como a pressão do gás p é equilibrada pela massa do peso, sua energia potencial pode ser para expressá-lo de forma diferente:

O produto /S é o volume específico do gás. Daqui

O produto da pressão e do volume é o trabalho que deve ser despendido para introduzir no ambiente externo um gás de volume v com pressão p. Assim, o trabalho pv é a energia potencial do gás, dependendo das forças que atuam no pistão. Quanto maiores forem essas forças externas, maior será a pressão p e maior será a energia potencial da pressão pv.

Se considerarmos o gás no cilindro e o pistão com carga como um sistema, que chamaremos de sistema estendido, então a energia total E deste sistema consiste na energia interna do gás e na energia potencial do pistão com uma carga, igual a pv:

A partir disso fica claro que a entalpia i é igual à energia do sistema estendido - o corpo e o meio ambiente. Este é o significado físico da entalpia.

Os valores de entalpia para vapores, gases e misturas de gases são fornecidos na literatura técnica e de referência. Utilizando esses dados, é possível determinar a quantidade de calor envolvida no processo a pressão constante. A entalpia ganhou grande importância e aplicação nos cálculos de unidades térmicas e de refrigeração e, como parâmetro do estado do fluido de trabalho, simplifica significativamente os cálculos térmicos. Permite [a utilização de métodos gráficos no estudo de todos os tipos de processos e ciclos termodinâmicos.

É especialmente aconselhável usar a entalpia quando p e T são tomados como parâmetros principais. Isso pode ser visto claramente se a entalpia i for comparada com a energia interna i. Em v = const, a equação da primeira lei da termodinâmica dq = = du + pdv se transforma em dq v = du, ou q v - u 2 -u 1 e em p = const q p = i 3 - i 1.

A entalpia de um gás ideal, assim como a energia interna, é função da temperatura e não depende de outros parâmetros. Na verdade, para um gás ideal.

portanto (já que ambos os termos dependem apenas da temperatura), i = f(T).

Então, por analogia com a energia interna, teremos

isto é, em qualquer processo de mudança no estado de um gás ideal, a derivada da mudança na entalpia em relação à temperatura será uma derivada completa.

Os valores numéricos das entalpias dos gases ideais são apresentados no apêndice, tabela. XIII.

Massa molar é a massa de um mol de qualquer substância, ou seja, seu número, que contém 6,022 * 10^23 partículas elementares. Numericamente, a massa molar coincide com a massa molecular, expressa em unidades de massa nuclear (amu), mas a sua dimensão é diferente – grama/mol.

Instruções

1. Se você calculasse o molar massa qualquer gás, você pegaria a massa nuclear do nitrogênio e multiplicaria pelo índice 2. O resultado seria 28 gramas/mol. Mas como calcular o molar massa misturas gases? Este problema pode ser resolvido de forma elementar. Você só precisa saber quais gases e em que proporções estão incluídos na composição misturas .

2. Considere um exemplo específico. Vamos imaginar que você tem uma mistura de gases que consiste em 5% (em massa) de hidrogênio, 15% de nitrogênio, 40% de dióxido de carbono, 35% de oxigênio e 5% de cloro. Qual é a sua massa molar? Use a fórmula para misturas, consistindo em x componentes: Mcm = M1N1 + M2N2 + M3N3 +...+ MxNx, onde M é a massa molar do componente e N é sua fração de massa (porcentagem de saturação).

3. Você aprenderá as massas molares dos gases lembrando os valores dos pesos nucleares dos elementos (aqui você precisará da Tabela Periódica). Suas frações mássicas são conhecidas de acordo com as condições do problema. Substituindo os valores na fórmula e fazendo os cálculos, obtém-se: 2*0,05 + 28*0,15 + 44*0,40 + 32*0,35 + 71*0,05 = 36,56 gramas/mol. Esta é a massa molar do indicado misturas .

4. É possível resolver o problema usando outro método? Sim definitivamente. Vamos imaginar que você tem a mesma mistura, encerrada em um recipiente lacrado com volume V à temperatura ambiente. Como calcular seu valor molar em laboratório? massa? Para fazer isso, primeiro você precisa pesar a embarcação em uma balança precisa. Rotule-o massa como M.

5. Em seguida, com o apoio de um manômetro conectado, meça a pressão P no interior do vaso. Depois disso, usando uma mangueira conectada a uma bomba de vácuo, bombeie um pouco misturas. É fácil perceber que a pressão dentro do vaso diminuirá. Após fechar a válvula, aguarde aproximadamente 30 minutos para que a mistura dentro do recipiente retorne à temperatura ambiente. Depois de verificar isso com um termômetro, meça a pressão misturas Medidor de pressão. Rotule-o como P1. Pese a embarcação, marque uma nova massa como M1.

7. Segue-se que m = (M – M1)RT/ (P – P1)V. E m é a mesma massa molar misturas gases que você precisa saber. Ao substituir quantidades conhecidas na fórmula, você obterá o resultado.

A massa molar de uma substância, denotada por M, é a massa que 1 mol de uma determinada substância química possui. A massa molar é medida em kg/mol ou g/mol.

Instruções

1. Para determinar a massa molar de uma substância, é necessário conhecer sua composição qualitativa e quantitativa. A massa molar expressa em g/mol é numericamente igual à massa molecular relativa da substância – Sr.

2. Massa molecular é a massa de uma molécula de uma substância, expressa em unidades de massa nuclear. O peso molecular também é chamado de peso molecular. Para determinar a massa molecular de uma molécula é necessário somar as massas relativas de todos os átomos que compõem sua composição.

3. A massa nuclear relativa é a massa de um átomo expressa em unidades de massa nuclear. A unidade de massa nuclear é uma unidade de medida aceita para massas nucleares e moleculares, igual a 1/12 da massa de um átomo neutro de 12C, um isótopo de carbono particularmente comum.

4. As massas nucleares de todos os elementos químicos presentes na crosta terrestre são apresentadas na tabela periódica. Ao somar as massas nucleares relativas de todos os elementos que compõem uma substância ou molécula química, você encontrará a massa molecular da substância química, que será igual à massa molar expressa em g/mol.

5. Além disso, a massa molar de uma substância é igual à razão entre a massa da substância m (medida em quilogramas ou gramas) e o número da substância? (medido em moles).

Vídeo sobre o tema

Observação!
Considerando que o valor da massa molar de uma substância depende da sua qualidade e composição quantitativa, ou seja, é definida como a soma das massas relativas dos elementos incluídos na sua composição, diferentes substâncias químicas, expressa pelo mesmo número de moles, têm massas diferentes m (kg ou g).

As massas dos átomos ou moléculas são extremamente pequenas, portanto na física molecular, ao invés das massas das moléculas e dos próprios átomos, costuma-se utilizar, segundo a proposta de Dalton, seus valores relativos, comparando massa molécula ou átomo com 1/12 da massa de um átomo de carbono. O número de substâncias que contém o mesmo número de moléculas ou átomos que existem em 12 gramas de carbono é chamado de mol. A massa molar de uma substância (M) é a massa de um mol. A massa molar é uma quantidade escalar que é medida no sistema internacional SI em quilogramas divididos por moles.

Instruções

1. Para calcular o molar massa basta saber duas quantidades: massa substância (m), expressa em quilogramas, e o número de substância (v), medido em moles, substituindo-os na fórmula: M = m/v Exemplo. Digamos que precisamos determinar o molar massa 100 g de água em 3 moles. Para fazer isso, você deve primeiro traduzir massaágua de gramas a quilogramas – 100g = 0,01kg. A seguir, substitua os valores na fórmula para calcular a massa molar: M=m/v=0,01kg/3mol=0,003kg/mol.

2. Se na equação M=m/ ? substitua outra identidade conhecida: ?=N/Nа, onde N é o número de moléculas ou átomos de uma substância, Nа é Avogadro contínuo, igual a 6*10 elevado à 23ª potência, então a massa molar é calculada usando uma fórmula diferente: M=m0*Na. Ou seja, existe outra fórmula para calcular a massa molar Exemplo 2. A massa de uma molécula de uma substância é 3 * 10 (elevado à potência de menos 27) kg. Detectar molar massa substâncias. Conhecendo o valor do número de Avogadro contínuo, resolva a fórmula: M=3*10(elevado a menos 27ª potência)kg*6*10 (elevado a 23ª potência)1/mol=18*10(elevado a menos 4ª potência) kg/mol.

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No curso escolar de química, encontramos um termo como saturação molar. Também está presente em livros didáticos de química preparados para estudantes universitários. Saber o que é massa molar e como calculá-la é necessário tanto para escolares e alunos que desejam passar facilmente no exame de química, quanto para aqueles que decidiram escolher esta ciência como futura profissão.

Instruções

1. Durante experimentos de química analítica, a amostragem é extremamente comum. Em todas as revisões, entre outros parâmetros, é determinada a quantidade da substância ingerida. Na maioria dos problemas de química analítica encontramos conceitos como mol, número de substância, massa molar e saturação. As concentrações químicas são expressas por vários métodos. Existem concentrações molares, de massa e de volume. A concentração molar é a razão entre o número de substâncias e o volume da solução. Essa ideia é encontrada nos cursos de química do 10º e 11º anos. É expresso como a fórmula: c (X) = n(X) / V, onde n (X) é o número de soluto X; V é o volume da solução. Na maioria das vezes, o cálculo da concentração molar é realizado em relação às soluções, uma vez que as soluções consistem em água e uma substância dissolvida, concentração que precisa ser determinado. A unidade de medida da concentração molar é mol/l.

2. Conhecendo a fórmula da concentração molar, você pode preparar uma solução. Se a saturação molar for conhecida, então a seguinte fórmula é usada para adquirir a solução: Cb = mb/Mb * Vp Usando esta fórmula, a massa da substância mb é calculada e Vp não muda (Vp = const). Depois disso, uma substância de alguma massa é misturada lentamente com água e uma solução é obtida.

3. Na química analítica, ao resolver problemas sobre soluções, a saturação molar e a fração mássica de uma substância estão inter-relacionadas. A fração de massa wb de um soluto é a razão entre sua massa mb e a massa da solução mp:wb = mb/mp, onde mp = mb + H2O (a solução consiste em água e um soluto). A saturação molar é igual ao produto da fração mássica pela densidade da solução dividida pela massa molar: сb = wb Pp-pa/ Mb

Para determinar a concentração molar de uma solução, determine o número de substâncias em mols que estão presentes por unidade de volume da solução. Para fazer isso, encontre a massa e a fórmula química da substância dissolvida, encontre seu número em moles e divida pelo volume da solução.

Você vai precisar

• cilindro graduado, escalas, tabela periódica.

Instruções

1. Com o apoio de uma balança precisa, descubra a massa do soluto em gramas. Determine sua fórmula química. Depois disso, usando a tabela periódica, encontre as massas nucleares de todas as partículas incluídas na molécula da substância inicial e some-as. Se houver várias partículas idênticas em uma molécula, multiplique a massa nuclear de uma partícula pelo seu número. O número resultante será igual à massa molar da substância em gramas por mol. Encontre o número de substâncias solutas em mols dividindo a massa da substância por sua massa molar.

2. Dissolva a substância em um solvente. Pode ser água, álcool, éter ou outro líquido. Certifique-se de que não restam partículas sólidas na solução. Despeje a solução em um cilindro graduado e encontre seu volume pelo número de divisões da escala. Você mede o volume em cm? ou mililitros. Para determinar a concentração molar simples, divida o número de soluto em moles pelo volume da solução em cm². O resultado será em moles por cm?.

3. Se a solução já estiver pronta, na maioria dos casos sua saturação é determinada em frações de massa. Para determinar a concentração molar, calcule a massa do soluto. Use uma escala para determinar a massa da solução. Multiplique a porcentagem conhecida de soluto pela massa da solução e divida por 100%. Por exemplo, se você sabe que existe uma solução de sal de cozinha a 10%, é necessário multiplicar a massa da solução por 10 e dividir por 100.

4. Determine a forma química do soluto e, utilizando a metodologia já descrita, determine sua massa molar. Depois disso, encontre o número de soluto em moles dividindo a massa calculada pela massa molar. Usando um cilindro graduado, encontre o volume de cada solução e divida o número de substâncias em moles por esse volume. O resultado será a saturação molar da substância nesta solução.

Vídeo sobre o tema

O nitrogênio é um elemento com número nuclear 7 na tabela periódica dos elementos químicos, que foi descoberto por D. I. Mendeleev. O nitrogênio é designado pelo símbolo N e tem a fórmula N2. Em condições típicas, o nitrogênio é um gás diatômico incolor, inodoro e insípido. É este elemento que constitui três quartos da atmosfera da nossa Terra.

Instruções

1. Hoje, o nitrogênio é amplamente utilizado em diversos tipos de produção. Assim, compostos contendo esse elemento são utilizados na criação de corantes, explosivos, medicamentos e outras indústrias químicas.

2. O gás nitrogênio tem boas propriedades que evitam o apodrecimento, a decomposição e a oxidação dos materiais. É usado para purgar diversas tubulações e encher câmaras de pneus de carros e aeronaves. Além disso, o nitrogênio é usado para a produção de amônia, fertilizantes nitrogenados especiais, na produção de coque, etc.

3. Como detectar massa azoto conhece, é claro, apenas químicos e físicos especialistas, e as fórmulas fornecidas logo abaixo permitirão que você subtraia e descubra massa esta substância mesmo aos alunos ou estudantes mais inexperientes.

4. Acontece que é famoso que a molécula azoto tem a fórmula N2, a massa nuclear ou a chamada massa molar é 14,00674 a. em (g/mol) e, conseqüentemente, a massa de cor da molécula azoto será igual a 14,00674? 2 = 28,01348, arredonde para obter 28.

5. Se você precisar determinar massa moléculas azoto em quilogramas, isso pode ser feito usando o seguinte método: 28?1 a. em = 28? 1.6605402 (10) ? 10? 27kg = 46,5? 10–27 kg = 438. Determinação da massa azoto permitirá no futuro calcular facilmente fórmulas contendo massa moléculas azoto, bem como encontrar os componentes necessários, que, por exemplo, são desconhecidos em um problema químico ou físico.

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Observação!
Na indústria, o nitrogênio é usado principalmente para comprar amônia e também para fornecer um ambiente inerte em vários processos químicos, muitas vezes em plantas metalúrgicas ao bombear líquidos inflamáveis. O nitrogênio líquido é amplamente utilizado como refrigerante devido às suas propriedades de “congelamento”, é ativamente utilizado na medicina, exclusivamente em cosmetologia.

O peso molecular é o peso molecular, que também pode ser chamado de valor de massa de uma molécula. A massa molecular é expressa em unidades de massa nuclear. Se analisarmos o valor da massa molecular em partes, verifica-se que a soma das massas de todos os átomos que compõem a molécula representa a sua massa molecular massa. Se falamos de unidades de medida de massa, então todas as medidas são preferencialmente feitas em gramas.

Instruções

1. A representação do peso molecular em si está relacionada à representação da molécula. Mas é impossível dizer que esta condição só pode ser aplicada a substâncias em que a molécula, digamos, hidrogênio, está localizado separadamente. Para os casos em que as moléculas não estão separadas das demais, mas em uma conexão estreita, todos os dados e definições acima também são válidos.

2. Para começar, para determinar massa hidrogênio, você precisará de alguma substância que contenha hidrogênio e da qual possa ser facilmente isolada. Pode ser algum tipo de solução alcoólica ou outra mistura, alguns dos componentes dos quais, sob certas condições, mudam de estado e libertam facilmente a solução da sua presença. Encontre uma solução a partir da qual você possa evaporar substâncias necessárias ou desnecessárias por meio de aquecimento. Este é o método mais fácil. Agora decida se você irá evaporar uma substância desnecessária ou se será hidrogênio, um composto molecular massa que você planeja medir. Se uma substância obscena evapora, tudo bem, o principal é que não seja tóxica. em caso de evaporação da substância desejada, é necessário preparar o equipamento para que toda a evaporação seja preservada no frasco.

3. Depois de separar tudo o que é indecente da composição, comece a medir. Para isso, o número Avogadro é adequado para você. É com o seu apoio que você poderá calcular as relações nucleares e moleculares relativas massa hidrogênio. Encontre todas as opções que você precisa hidrogênio que estão presentes em todas as tabelas, determine a densidade do gás resultante, pois ele se enquadrará em uma das fórmulas. Depois disso, substitua todos os resultados resultantes e, se necessário, altere a unidade de medida para gramas, conforme discutido acima.

4. A representação do peso molecular é especialmente relevante quando se trata de polímeros. É para eles que é mais significativo introduzir a representação do peso molecular médio, devido à heterogeneidade das moléculas incluídas na sua composição. Além disso, pelo peso molecular médio, pode-se avaliar quão alto é o grau de polimerização de uma determinada substância.

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Em química, o mol é usado como unidade numérica de uma substância. Uma substância possui três agrupamentos: massa, massa molar e número de substância. Massa molar é a massa de um mol de uma substância.

Instruções

1. Um mol de uma substância é o número que contém tantas unidades estruturais quantos átomos existem em 0,012 kg de um isótopo de carbono comum (não radioativo). As unidades estruturais da matéria incluem moléculas, átomos, íons e elétrons. Quando, nas condições de um problema, é dada uma substância com massa nuclear relativa Ar, a partir da fórmula da substância, dependendo da formulação do problema, ou a massa de um mol da mesma substância ou sua massa molar é encontrado realizando cálculos. A massa nuclear relativa de Ar é um valor igual à razão entre a massa média de um isótopo de um elemento e 1/12 da massa do carbono.

2. Tanto as substâncias orgânicas quanto as inorgânicas têm massa molar. Por exemplo, calcule este parâmetro em relação à água H2O e ao metano CH3. Primeiro, encontre a massa molar da água:M(H2O)=2Ar(H)+Ar(O)=2*1+16=18 g/molO metano é um gás de origem orgânica. Isso significa que sua molécula contém átomos de hidrogênio e carbono. Cada molécula deste gás contém três átomos de hidrogênio e um átomo de carbono. Calcule a massa molar desta substância da seguinte forma: M(CH3)=Ar(C)+2Ar(H)=12+3*1=15 g/mol Da mesma forma, calcule as massas molares de quaisquer outras substâncias.

3. Além disso, a massa de um mol de uma substância ou a massa molar é encontrada conhecendo-se a massa e o número da substância. Neste caso, a massa molar é calculada como a razão entre a massa de uma substância e o seu número. A fórmula é assim: M=m/?, onde M é a massa molar, m é a massa, ? – o número de uma substância A massa molar de uma substância é expressa em gramas ou quilogramas por mol. Se a massa de uma molécula de uma substância for conhecida, então, conhecendo o número de Avogadro, é possível determinar a massa de um mol de uma substância da seguinte forma: Mr = Na*ma, onde Mr é a massa molar, Na é o número de Avogadro, ma é a massa da molécula Então, digamos, conhecendo a massa de um átomo de carbono, é possível determinar a massa molar desta substância: Mr=Na*ma=6,02*10^23*1,993*. 10^-26=12g/mol

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O que é saturação molar? Este é um valor que mostra quantos moles de uma substância existem em um litro de solução. O método para encontrar a massa molar depende das condições do problema.

Você vai precisar

• – balanças de precisão;
• – recipiente de medição;
• – tabela de solubilidade do sal;
• - Tabela Mendeleev.

Instruções

1. Digamos que você tenha uma tarefa: determinar qual é a saturação molar de uma solução de 71 gramas de sulfato de sódio contida em 450 mililitros de solução.

2. Antes de todo mundo, escreva a fórmula exata do sulfato de sódio: Na2SO4. Anote os pesos nucleares de todos os elementos que compõem a molécula desta substância: Na – 23, S – 32, O -16. Não se esqueça de multiplicar pelos índices! Os pesos nucleares finais são: Na – 46, S – 32, O – 64. Consequentemente, o peso molecular do sulfato de sódio é 142.

3. Dividindo a massa real do sulfato de sódio pela massa molar, descubra quantos mols desse sal estão na solução. Isso é feito da seguinte forma: 71/142 = 0,5 mol.

4. Se 71 gramas de sulfato de sódio estivessem contidos em 1000 ml de solução, seria uma solução 0,5 molar. Mas você tem 450 mililitros, portanto, precisa recalcular: 0,5 * 1000/450 = 1,111 ou solução arredondada de 1,1 molar. O problema está resolvido.

5. Bem, e se você recebesse (digamos, em uma oficina de química de laboratório) uma quantidade desconhecida de alguma substância, digamos, cloreto de sódio, um recipiente com uma quantidade desconhecida de água, e lhe pedissem para determinar o molar? concentração solução, aquela que ainda não foi obtida? E não há nada complicado aqui.

6. Pese cuidadosamente o cloreto de sódio, de preferência em uma balança precisa (de laboratório, de preferência analítica). Anote ou lembre-se do resultado.

7. Despeje a água em um recipiente medidor (um copo graduado de laboratório ou uma proveta graduada), defina seu volume e, consequentemente, sua massa, com base no fato de que a densidade da água é igual a 1.

8. Certifique-se, usando a tabela de solubilidade do sal, que cada cloreto de sódio se dissolverá naquela quantidade de água à temperatura ambiente.

9. Dissolva o sal em água e novamente, usando um recipiente medidor, defina o volume exato da solução resultante. Calcular molar concentração solução de acordo com a fórmula: m * 1000 / (M * V), onde m é a massa real do cloreto de sódio, M é a sua massa molar (aproximadamente 58,5), V é o volume da solução em mililitros.

10. Digamos que a massa de cloreto de sódio fosse de 12 gramas, o volume da solução fosse de 270 ml 12.000 / (58,5 * 270) = 0,7597. (Solução aproximadamente 0,76 molar).

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Massa molar é a massa de um mol de uma substância, ou seja, um valor que indica quanto de uma substância contém 6,022 * 10 (elevado à potência de 23) partículas (átomos, moléculas, íons). E se não estivermos falando de uma substância pura, mas de uma mistura de substâncias? Digamos que o ar de que uma pessoa necessita é vital; é uma mistura de uma grande variedade de gases. Como calcular sua massa molar?

Você vai precisar

• – balanças de laboratório de precisão;
• – frasco de fundo redondo com moedor e torneira;
• - Bomba de vácuo;
• – manômetro com duas torneiras e mangueiras de conexão;
• – termômetro.

Instruções

1. Antes de todo mundo, pense nos possíveis erros de cálculo. Se você não precisa de alta precisão, limite-se apenas aos três componentes mais significativos: nitrogênio, oxigênio e argônio, e tome valores “arredondados” para suas concentrações. Se precisar de um resultado mais preciso, use dióxido de carbono nos cálculos e você poderá fazer isso sem arredondamentos.

2. Vamos imaginar que você esteja satisfeito com a 1ª opção. Escreva os pesos moleculares destes componentes e suas concentrações de massa no ar: - nitrogênio (N2). Peso molecular 28, saturação de massa 75,50% - oxigênio (O2). Peso molecular 32, saturação de massa 23,15% - argônio (Ar). Peso molecular 40, saturação de massa 1,29%.

3. Para simplificar os cálculos, arredonde os valores de concentração: - para nitrogênio - até 76%; - para oxigênio - até 23%; - para argônio - até 1,3%.

4. Faça um cálculo simples: 28* 0,76 + 32* 0,23 + 40*0,013 = 29,16 gramas/mol.

5. O valor resultante é muito próximo do indicado nos livros de referência: 28,98 gramas/mol. A discrepância se deve ao arredondamento.

6. Você pode determinar a massa molar do ar com a ajuda de uma simples habilidade de laboratório. Para fazer isso, meça a massa do frasco com o ar contido nele.

7. Anote o resultado. Em seguida, conectando a mangueira do frasco ao manômetro, abra a torneira e, ligando a bomba, comece a bombear o ar do frasco.

8. Espere um pouco (para que o ar do frasco aqueça até a temperatura ambiente), registre as leituras do manômetro e do termômetro. Em seguida, fechando a torneira do frasco, desconecte a mangueira do manômetro e pese o frasco com uma nova quantidade (reduzida) de ar. Anote o resultado.

9. Então a equação universal de Mendeleev-Clapeyron virá em seu auxílio: PVm = MRT Escreva em uma forma ligeiramente modificada: ?PVm = ?MRT, e você conhecerá tanto a metamorfose da pressão do ar?P quanto a metamorfose da massa de ar?M. . A massa molar do ar m é facilmente calculada: m = ?MRT/?PV.

Conselho util
A equação de Mendeleev-Clapeyron descreve o estado de um gás perfeito, que o ar, obviamente, não é. Mas em valores de pressão e temperatura próximos do normal, os erros são tão insignificantes que podem ser desprezados.

A massa molar é a combinação mais importante de qualquer substância, incluindo o oxigênio. Conhecendo a massa molar é possível fazer cálculos de reações químicas, processos físicos, etc. Este valor pode ser determinado usando a tabela periódica ou a equação de estado de um gás imaculado.

Você vai precisar

• – tabela periódica de elementos químicos;
• - escalas;
• - Medidor de pressão;
• – termômetro.

Instruções

1. Se for verdade que o gás em estudo é o oxigênio, identifique o elemento correspondente na tabela periódica dos elementos químicos (tabela mental). Encontre o elemento oxigênio, designado pela letra latina O, aquele localizado no número 8.

2. Sua massa nuclear é 15,9994. Como esta massa é indicada levando-se em consideração a presença de isótopos, tomemos então o átomo de oxigênio mais conhecido, cuja massa nuclear relativa será 16.

3. Considere o fato de que a molécula de oxigênio é diatômica, portanto a massa molecular relativa do gás oxigênio será igual a 32. É numericamente igual à massa molar do oxigênio. Ou seja, a massa molar do oxigênio será 32 g/mol. Para converter esse valor em quilogramas por mol, divida por 1000 e você obtém 0,032 kg/mol.

4. Se for verdade que o gás em questão é o oxigênio, determine sua massa molar usando a equação de estado de um gás imaculado. Nos casos em que não existem temperaturas ultra-altas ou ultra-baixas e alta pressão, quando o estado agregado de uma substância pode mudar, o oxigênio pode ser considerado um gás ideal. Bombeie o ar de um cilindro selado equipado com um manômetro, cujo volume é conhecido. Pese em uma balança.

5. Encha-o com gás e pese-o novamente. A diferença de massa entre um cilindro vazio e um cilindro cheio de gás será igual à massa do próprio gás. Expresse em gramas. Usando um manômetro, determine a pressão do gás no cilindro em Pascal. Sua temperatura será igual à temperatura do ar ambiente. Meça com um termômetro e converta para Kelvin adicionando 273 ao valor em graus Celsius.

6. Calcule a massa molar do gás multiplicando sua massa m pela temperatura T e pelo gás universal contínuo R (8.31). Divida o número resultante passo a passo pelos valores de pressão P e volume V (M=m 8,31 T/(P V)). O resultado deve ficar próximo de 32 g/mol.

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A massa de 1 mol de uma substância é chamada de massa molar e é designada pela letra M. As unidades de medida da massa molar são g/mol. O método de cálculo deste valor depende das condições dadas.

Você vai precisar

• – tabela periódica de elementos químicos D.I. Tabela periódica (tabela periódica);
• - calculadora.

Instruções

1. Se a fórmula química de uma substância for conhecida, então seu valor molar massa pode ser calculado usando a tabela periódica. A massa molar de uma substância (M) é igual à sua massa molecular relativa (Mr). Para calculá-lo, encontre na tabela periódica as massas nucleares de todos os elementos que compõem a substância (Ar). Tradicionalmente, este é o número escrito no canto inferior direito da célula do elemento correspondente sob o seu número de série. Digamos que a massa nuclear do hidrogênio seja 1 – Ar (H) = 1, a massa nuclear do oxigênio seja 16 – Ar (O) = 16, a massa nuclear do enxofre seja 32 – Ar (S) = 32.

2. Para descobrir as moléculas moleculares e molares massa substância, é necessário somar as massas nucleares relativas dos elementos nela incluídos, levando em consideração o número de seus átomos. Senhor = Ar1n1+Ar2n2+…+Arxnx. Assim, a massa molar da água (H2O) é igual à soma da massa nuclear do hidrogênio (H) multiplicada por 2 e da massa nuclear do oxigênio (O). M(H2O) = Ar(H)?2 + Ar(O) = 1?2 +16=18(g/mol). A massa molar do ácido sulfúrico (H2SO4) é igual à soma da massa nuclear do hidrogênio (H) multiplicada por 2, da massa nuclear do enxofre (S) e da massa nuclear do oxigênio (O) multiplicada por 4. M ( H2SO4) = Ar (H) ?2 + Ar(S) + Ar(O)?4=1?2 + 32 + 16?4 = 98(g/mol). A massa molar de substâncias primitivas constituídas por um elemento é calculada da mesma forma. Digamos que a massa molar do gás oxigênio (O2) seja igual à massa nuclear do elemento oxigênio (O) multiplicada por 2. M (O2) = 16–2 = 32 (g/mol).

3. Se a fórmula química de uma substância não é familiar, mas seu número e massa são conhecidos, sua massa molar massa pode ser detectado usando a fórmula: M=m/n, onde M é a massa molar, m é a massa da substância, n é o número da substância. Digamos que se saiba que 2 moles de uma substância possuem massa 36 g, então sua massa molar é M= m/n=36 g? 2 mol = 18 g/mol (provavelmente cada um é água H2O). Se 1,5 mol de uma substância tiver massa 147 g, então sua massa molar é M = m/n = 147 g? 1,5 mol = 98 g/mol (provavelmente é ácido sulfúrico H2SO4).

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A massa molar equivalente mostra a massa de um mol de uma substância. É designado grande pela letra M. 1 mol é o número de uma substância que contém o número de partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons livres) igual ao número de Avogadro (valor contínuo). O número de Avogadro é aproximadamente 6,0221 · 10 ^ 23 (partículas).

Instruções

1. Para descobrir o molar massa substâncias, multiplicar massa uma molécula de uma determinada substância por número de Avogadro: M = m(1 molécula) N(A).

2. A massa molar tem a dimensão [g/mol]. Então, anote o total nessas unidades de medida.

3. Massa molar equivalenteé numericamente igual ao seu peso molecular relativo. A massa molecular relativa de uma substância é denotada como M(r). Mostra a razão entre a massa de uma molécula da substância especificada e 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono (com número nuclear 12).

4. 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono (12) tem o símbolo – 1 a.m.u.:1 a.m.u. = 1/12m(C) ? 1,66057 · 10^(-27)kg? 1,66057 10^(-24)g.

5. Deve ser entendido que a massa molecular relativa é uma quantidade adimensional, portanto, é impossível colocar um sinal de identidade entre ela e a massa molar;

6. Se você quiser encontrar um molar massa elemento individual, consulte a tabela de elementos químicos D.I. Mendeleiev. A massa molar de um elemento será igual à massa relativa de um átomo desse elemento, que geralmente está indicada na parte inferior de cada célula. O hidrogênio tem uma energia nuclear relativa massa 1, hélio – 4, lítio – 7, berílio – 9, etc. Se o problema não exigir alta precisão, utilize o valor de massa arredondado.

7. Digamos que a massa molar do elemento oxigênio seja aproximadamente 16 (em uma tabela isso poderia ser escrito como 15,9994).

8. Se você precisar calcular o molar massa substância gasosa simples, cuja molécula possui dois átomos (O2, H2, N2), multiplique o nuclear massa elemento por 2:M(H2) = 1 2 = 2 (g/mol);

9. A massa molar de uma substância difícil é a soma das massas molares de cada um dos seus componentes constituintes. Neste caso, o número nuclear que você encontra na tabela periódica é multiplicado pelo índice correspondente do elemento na substância.

10. Por exemplo, a água tem a fórmula H(2)O. Massa molar de hidrogênio na água: M(H2) = 2 (g/mol); ; Massa molar de cada molécula de água: M(H(2)O) = 2 + 16 = 18 (g/mol).

11. O bicarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) tem a fórmula NaHCO(3).M(Na) = 23 (g/mol);M(H) = 1 (g/mol);M(C) = 12 (g/mol); M (O3) = 16 3 = 48 (g/mol); M(NaHCO3) = 23 + 1 + 12 + 48 = 84 (g/mol);

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A saturação molar é um valor que mostra quantos mols de uma substância existem em 1 litro de solução. Digamos que um litro de solução contenha exatamente 58,5 gramas de sal de cozinha - cloreto de sódio. Como o valor molar desta substância é exatamente 58,5 g/mol, podemos dizer que neste caso você tem uma solução salina de um molar. (Ou, como está escrito, solução 1M).

Você vai precisar

• – tabela de solubilidade de substâncias.

Instruções

1. A solução para este problema depende de certas condições. Se você conhece a massa exata da substância e o volume exato da solução, então a solução é muito primitiva. Digamos que 15 gramas de cloreto de bário estejam contidos em 400 mililitros de solução. Qual é a sua saturação molar?

2. Comece lembrando a fórmula exata deste sal: BaCl2. Usando a tabela periódica, determine as massas nucleares dos elementos incluídos em sua composição. E, levando em consideração o índice 2 do cloro, obtém-se o peso molecular: 137 + 71 = 208. Consequentemente, a massa molar do cloreto de bário é 208 g/mol.

3. E de acordo com as condições do problema, a solução contém 15 gramas dessa substância. Quanto é isso em moles? Dividir 15 por 208 dá: aproximadamente 0,072 moles.

4. Agora é preciso levar em consideração que o volume da solução é de 1 litro e cada um é de 0,4. Dividir 0,072 por 0,4 dá o resultado: 0,18. Ou seja, você tem aproximadamente uma solução 0,18 molar de cloreto de bário.

5. Vamos complicar um pouco a solução do problema. Vamos imaginar que você começaria a dissolver em 100 mililitros de água em temperatura ambiente o já citado sal de cozinha, que lhe é muito familiar - o cloreto de sódio. Você adicionou em pequenas porções, mexendo bem e esperando até que estivesse completamente dissolvido. E então chegou o momento em que outra pequena fração não se dissolveu completamente, apesar da intensa agitação. É necessário determinar qual é a saturação molar da solução resultante.

6. Antes de todo mundo, você precisa descobrir as tabelas de solubilidade das substâncias. Eles estão na maioria dos livros de referência química; você também pode encontrar esses dados na Internet. Você pode determinar facilmente que à temperatura ambiente o limite de saturação (ou seja, o limite de solubilidade) do cloreto de sódio é 31,6 gramas/100 gramas de água.

7. De acordo com as condições do problema, você dissolveu sal em 100 mililitros de água, mas no chá sua densidade é na verdade igual a 1. Então vamos resumir: a solução resultante contém aproximadamente 31,6 gramas de cloreto de sódio. Um pequeno excesso não dissolvido, bem como alguma alteração no volume ao dissolver o sal, pode ser desprezado e o erro será pequeno;

8. Assim, 1 litro de solução conteria 10 vezes mais sal - 316 gramas. Considerando que a massa molar do cloreto de sódio, como dito no início, é 58,5 g/mol, você encontrará facilmente o resultado: 316/58,5 = solução 5,4 molar.

Massa molar substâncias– esta é a massa de um mol, ou seja, seu número, que contém 6,022 * 10^23 partículas elementares - átomos, íons ou moléculas. Sua unidade de medida é grama/mol.

Instruções

1. Para calcular o molar massa, você só precisa da tabela periódica, conhecimentos básicos de química e conhecimento para fazer cálculos, é claro. Digamos que uma substância amplamente conhecida seja o ácido sulfúrico. É tão amplamente utilizado em uma ampla variedade de indústrias que leva justamente o nome de “o sangue da química”. Qual é o seu peso molecular?

2. Escreva a fórmula exata do ácido sulfúrico: H2SO4. Agora pegue a tabela periódica e veja quais são as massas nucleares de todos os elementos que a compõem. Existem três desses elementos - hidrogênio, enxofre e oxigênio. A massa nuclear do hidrogênio é 1, enxofre – 32, oxigênio – 16. Consequentemente, a massa molecular total do ácido sulfúrico, levando em consideração os índices, é igual a: 1*2 + 32 + 16*4 = 98 amu (nuclear unidades de massa).

3. Agora vamos lembrar outra definição de toupeira: este é o número substâncias, cuja massa em gramas é numericamente igual à sua massa expressa em unidades nucleares. Assim, verifica-se que 1 mol de ácido sulfúrico pesa 98 gramas. Esta é a sua massa molar. O problema está resolvido.

4. Vamos imaginar que você receba os seguintes dados: existem 800 mililitros de uma solução 0,2 molar (0,2 M) de algum sal, e sabe-se que na forma seca esse sal pesa 25 gramas. É necessário calcular seu molar massa .

5. Primeiro, lembre-se da definição de uma solução 1 molar (1M). Esta é uma solução, da qual 1 litro contém 1 mol de algum substâncias. Conseqüentemente, 1 litro de solução 0,2 M conteria 0,2 mol substâncias. Mas você não tem 1 litro, mas 0,8 litro. Conseqüentemente, na realidade você tem 0,8 * 0,2 = 0,16 moles substâncias .

6. E então tudo fica mais fácil do que nunca. Se 25 gramas de sal de acordo com as condições do problema equivalem a 0,16 moles, que número é igual a um mol? Após realizar o cálculo em uma única etapa, você encontrará: 25/0,16 = 156,25 gramas. A massa molar do sal é 156,25 gramas/mol. O problema está resolvido.

7. Em seus cálculos, você usou valores arredondados dos pesos nucleares de hidrogênio, enxofre e oxigênio. Se você precisar fazer cálculos com alta precisão, o arredondamento é inaceitável.