Mots clés: Chimie 8e année. Toutes les formules et définitions, symboles grandeurs physiques, unités de mesure, préfixes pour désigner les unités de mesure, relations entre unités, formules chimiques, définitions de base, brièvement, tableaux, diagrammes.
1. Symboles, noms et unités de mesure
quelques grandeurs physiques utilisées en chimie
| Quantité physique | Désignation | Unité |
| Temps | t | Avec |
| Pression | p | Pa, kPa |
| Quantité de substance | ν | taupe |
| Masse de substance | m | kg, g |
| Fraction massique | ω | adimensionnelle |
| Masse molaire | M | kg/mole, g/mole |
| Volume molaire | Vn | m 3 /mol, l/mol |
| Volume de substance | V | m 3, je |
| Fraction volumique | adimensionnelle | |
| Masse atomique relative | Un r | adimensionnelle |
| M | adimensionnelle | |
| Densité relative du gaz A par rapport au gaz B | D B(A) | adimensionnelle |
| Densité de matière | R. | kg/m 3, g/cm 3, g/ml |
| constante d'Avogadro | N / A | 1/mole |
| Température absolue | T | K (Kelvin) |
| Température en Celsius | t | °C (degrés Celsius) |
| Effet thermique réaction chimique | Q | kJ/mole |
2. Relations entre unités de grandeurs physiques
3. Formules chimiques en 8e année
4. Définitions de base en 8e année
- Atome- la plus petite particule chimiquement indivisible d'une substance.
- Élément chimique- un certain type d'atome.
- Molécule- la plus petite particule d'une substance qui conserve sa composition et ses propriétés chimiques et est constituée d'atomes.
- Substances simples- les substances dont les molécules sont constituées d'atomes du même type.
- Substances complexes- des substances dont les molécules sont constituées d'atomes de différents types.
- Composition qualitative de la substance montre de quels atomes d'éléments il se compose.
- Composition quantitative de la substance montre le nombre d'atomes de chaque élément dans sa composition.
- Formule chimique- enregistrement conventionnel de la composition qualitative et quantitative d'une substance à l'aide de symboles et d'indices chimiques.
- Unité de masse atomique(amu) - une unité de mesure de masse atomique, égale à la masse de 1/12 d'un atome de carbone 12 C.
- Taupe- la quantité d'une substance contenant un nombre de particules égal au nombre d'atomes dans 0,012 kg de carbone 12 C.
- constante d'Avogadro (N / A = 6*10 23 mol -1) - le nombre de particules contenues dans une mole.
- Masse molaire d'une substance (M ) est la masse d'une substance prise à raison de 1 mole.
- Masse atomique relativeélément UN r - le rapport de la masse d'un atome d'un élément donné m 0 à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 C.
- Relatif masse moléculaire substances M r - le rapport de la masse d'une molécule d'une substance donnée à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 C. La masse moléculaire relative est égale à la somme des masses atomiques relatives éléments chimiques former un composé, en tenant compte du nombre d'atomes d'un élément donné.
- Fraction massiqueélément chimique ω(X) montre quelle partie de la masse moléculaire relative de la substance X est représentée par un élément donné.
ENSEIGNEMENT ATOMIQUE-MOLÉCULAIRE
1. Il existe des substances avec et sans molécule structure moleculaire.
2. Il existe des espaces entre les molécules, dont la taille dépend de l'état d'agrégation de la substance et de la température.
3. Les molécules sont en mouvement continu.
4. Les molécules sont constituées d’atomes.
6. Les atomes sont caractérisés par une certaine masse et taille.
À phénomènes physiques les molécules sont préservées, mais sont généralement détruites par des réactions chimiques. Les atomes se réorganisent lors de phénomènes chimiques, formant des molécules de nouvelles substances.
LOI DE LA COMPOSITION CONSTANTE DE LA MATIÈRE
Chacun est chimiquement substance pure structure moléculaire, quelle que soit la méthode de préparation, elle a une composition qualitative et quantitative constante.
VALENCE
Valence est la propriété d'un atome d'un élément chimique d'attacher ou de remplacer un certain nombre d'atomes d'un autre élément.
RÉACTION CHIMIQUE
Une réaction chimique est un phénomène par lequel d'autres substances se forment à partir d'une substance. Les réactifs sont des substances qui entrent dans une réaction chimique. Les produits de réaction sont des substances formées à la suite d'une réaction.
Signes de réactions chimiques :
1. Libération de chaleur (lumière).
2. Changement de couleur.
3. Une odeur apparaît.
4. Formation de sédiments.
5. Libération de gaz.
- Équation chimique- enregistrer une réaction chimique à l'aide de formules chimiques. Montre quelles substances et en quelles quantités réagissent et sont obtenues à la suite de la réaction.
LOI DE CONSERVATION DE MASSE
La masse de substances entrées dans une réaction chimique est égale à la masse de substances formées à la suite de la réaction. À la suite de réactions chimiques, les atomes ne disparaissent ni n’apparaissent, mais ils se réorganisent.
Les classes les plus importantes de substances inorganiques
Résumé de la leçon « Chimie 8e année. Toutes les formules et définitions."
Sujet suivant: "".
Une formule chimique reflète la composition d'une substance. Par exemple, H 2 O - deux atomes d'hydrogène sont connectés à un atome d'oxygène. Les formules chimiques contiennent également des informations sur la structure de la substance : par exemple, Fe(OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - ces formules indiquent certains groupes stables (OH, SO 4) qui font partie de la substance - son unités de molécule ou de formule.
Formule moléculaire indique le nombre d'atomes de chaque élément dans une molécule. Une formule moléculaire décrit des substances ayant une structure moléculaire (gaz, liquides et certains solides). La composition d'une substance à structure atomique ou ionique ne peut être décrite que par des unités de formule.
Unité de formule indique la relation la plus simple entre le nombre d'atomes de différents éléments dans une substance. Par exemple, l’unité de formule du benzène est CH, la formule moléculaire est C6H6.
Formule structurelle (graphique) indique l'ordre de connexion des atomes dans la molécule et dans l'unité de formule ainsi que le nombre de liaisons entre les atomes.
Valence
Écriture correcte de telles formules sont basées sur l'idée de valence(valentia - force) comme la capacité d'un atome d'un élément donné à s'attacher à lui-même un certain nombre d'autres atomes. En chimie moderne, trois types de valence sont considérés : stœchiométrique, électronique et structurale.
Valence stœchiométriqueélément chimique - c'est le nombre d'équivalents qu'un atome donné peut s'attacher à lui-même, ou le nombre d'équivalents dans un atome. Les équivalents sont déterminés par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés ou substitués, de sorte que la valence stoechiométrique est égale au nombre d'atomes d'hydrogène avec lesquels un atome donné interagit. Mais tous les éléments n’interagissent pas avec l’hydrogène, mais presque tous les éléments interagissent avec l’oxygène, donc la valence stoechiométrique peut être définie comme deux fois le nombre d’atomes d’oxygène attachés.
Par exemple, la valence stoechiométrique du soufre dans le sulfure d'hydrogène H 2 S est de 2, dans l'oxyde de SO 2 – 4, dans l'oxyde de SO 3 – 6.
Lors de la détermination de la valence stoechiométrique d'un élément à l'aide de la formule d'un composé binaire, il faut être guidé par la règle : la valence totale de tous les atomes d'un élément doit être égale à la valence totale de tous les atomes d'un autre élément.
Connaissant la valence des éléments et cette règle, vous pouvez créer la formule chimique du composé. Lors de la composition de formules, la procédure suivante doit être suivie.
1. Écrivez, par ordre d'électronégativité croissante, les symboles chimiques des éléments qui font partie du composé, par exemple :
2. Au-dessus des symboles des éléments chimiques, leur valence est indiquée (généralement désignée par des chiffres romains) :
I II III I III II
3. À l'aide de la règle ci-dessus, déterminez le plus petit commun multiple des nombres exprimant la valence stoechiométrique des deux éléments (2, 3 et 6, respectivement).
4) En divisant le plus petit commun multiple par la valence de l'élément correspondant, on obtient le nombre d'atomes dans la formule des composés :
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3
Exemple 15. Créez une formule pour l'oxyde de chlore, sachant que le chlore qu'il contient est heptavalent et que l'oxygène est divalent.
Solution. On trouve le plus petit multiple des nombres 2 et 7 - il est égal à 14. En divisant le plus petit commun multiple par la valence stoechiométrique de l'élément correspondant, on trouve le nombre d'atomes : chlore 14 : 7 = 2, oxygène 14 : 2 =7. Ainsi, la formule de l'oxyde est Cl 2 O 7.
État d'oxydation caractérise également la composition de la substance et est égale à la valence stoechiométrique avec un signe plus (pour un métal ou un élément plus électropositif de la molécule) ou moins.
1.B substances simples hache l'état d'oxydation des éléments est nul.
2. L'état d'oxydation du fluor dans tous les composés est -1. Les halogènes restants (chlore, brome, iode) avec les métaux, l'hydrogène et d'autres éléments plus électropositifs ont également un état d'oxydation de -1, mais lorsqu'ils sont combinés avec des éléments plus électronégatifs, ils ont des états d'oxydation positifs.
3. L'oxygène dans les composés a un état d'oxydation de -2 ; les exceptions sont le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 et ses dérivés (Na 2 O 2, BaO 2, etc., dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de -1, ainsi que le fluorure d'oxygène OF 2, dans lequel l'état d'oxydation de l'oxygène est +2.
4. Éléments alcalins (Li, Na, K, etc.) et éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe Tableau périodique(Be, Mg, Ca, etc.) ont toujours un état d'oxydation égal au numéro de groupe, c'est-à-dire respectivement +1 et +2.
5. Tous les éléments du troisième groupe, à l'exception du thallium, ont un état d'oxydation constant égal au numéro de groupe, c'est-à-dire +3.
6. Le degré d'oxydation le plus élevé d'un élément est égal au numéro de groupe du tableau périodique, et le plus bas est la différence : le numéro de groupe est 8. Par exemple, le degré d'oxydation le plus élevé de l'azote (il est situé dans le cinquième groupe) est de +5 (en acide nitrique et ses sels), et le plus bas est égal à -3 (en ammoniac et sels d'ammonium).
7. Les états d'oxydation des éléments d'un composé s'annulent de sorte que leur somme pour tous les atomes d'une molécule ou d'une unité de formule neutre est nulle, et pour un ion, c'est sa charge.
Ces règles peuvent être utilisées pour déterminer l'état d'oxydation inconnu d'un élément dans un composé si les états d'oxydation des autres sont connus, et pour construire des formules pour des composés multi-éléments.
Exemple 16. Déterminer le degré d'oxydation du chrome dans le sel K 2 CrO 4 et dans l'ion Cr 2 O 7 2 - .
Solution. L'état d'oxydation du potassium est +1 (règle 4) et celui de l'oxygène est -2 (règle 3). L'état d'oxydation du chrome est noté X. Pour l'unité de formule K 2 CrO 4 on a :
2∙(+1) + X + 4∙(-2) = 0,
par conséquent, l'état d'oxydation du chrome est X = +6.
Pour l'ion Cr 2 O 7 2 - nous avons : 2∙X + 7∙(-2) = -2, X = +6.
On voit que l’état d’oxydation du chrome est le même dans les deux cas.
Exemple 17. Déterminer le degré d'oxydation du phosphore dans les composés P 2 O 3 et PH 3.
Solution. Dans le composé P 2 O 3, l'état d'oxydation de l'oxygène est -2. Basé sur le fait que somme algébrique le degré d'oxydation de la molécule doit être égal à zéro, on retrouve le degré d'oxydation du phosphore : 2∙X + 3∙(-2) = 0, donc X = +3.
Dans le composé PH 3, l'état d'oxydation de l'hydrogène est +1, donc X + 3∙(+1) = 0, X = -3.
Exemple 18.Écrivez les formules des oxydes pouvant être obtenus par décomposition thermique des hydroxydes (bases et acides) suivants : Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, H 2 SiO 3, H 3 AsO 4, H 2 WO 4.
Solution. Fe(OH) 3 - la charge de l'ion hydroxyde est -1, donc l'état d'oxydation du fer est +3 et la formule de l'oxyde correspondant est Fe 2 O 3.
Cu(OH) 2 - puisqu'il existe deux ions hydroxyde dont la charge totale est -2, l'état d'oxydation du cuivre est +2 et la formule de l'oxyde est CuO.
H 2 SiO 3 . L'état d'oxydation de l'hydrogène est +1, de l'oxygène -2, du silicium - X. Équation algébrique: 2∙(+1) + X + 3∙(-2) = 0. X = +4. La formule de l'oxyde est SiO 2.
H 3 AsO 4 - l'état d'oxydation de l'arsenic dans l'acide est calculé à l'aide de l'équation :
3. (+1) + X + 4·(-2) = 0; X = +5.
Ainsi, la formule de l'oxyde est As 2 O 5.
H2WO4. L'état d'oxydation du tungstène, calculé de la même manière (vérifiez !) est de +6. La formule de l’oxyde correspondant est donc WO 3.
Les éléments chimiques sont divisés en éléments de valence constante et variable ; en conséquence, les premiers ont un état d'oxydation constant dans tout composé, et les seconds ont un état différent, qui dépend de la composition du composé/
Voyons comment, en utilisant le système périodique D.I. Mendeleïev peut déterminer les états d'oxydation des éléments.
Pour des états d'oxydation stables des éléments principaux sous-groupes Les modèles suivants sont observés.
1. Les éléments des groupes I-III n'ont que des états d'oxydation - positifs et égaux en valeur aux numéros de groupe, à l'exception du thallium, qui a des états d'oxydation +1 et +3.
2. Pour les éléments des groupes IV-VI, en plus du degré d'oxydation positif maximum correspondant au numéro de groupe, et le degré négatif, égal à la différence entre le chiffre 8 et le numéro de groupe, il existe également diplômes intermédiaires oxydation, différant généralement de 2 unités. Pour le groupe IV, les états d'oxydation sont +4, +2, -4, -2 ; pour le groupe V +5, +3, -3, -1 ; pour le groupe VI - +6, +4, -2.
3. Les éléments du groupe VII ont tous les états d'oxydation de +7 à -1, différant de deux unités, c'est-à-dire +7, +5, +3, +1 et -1. Mais dans ce groupe (halogènes), du fluor est libéré, qui n'a pas d'états d'oxydation positifs et, en combinaison avec d'autres éléments, n'existe que dans un état d'oxydation -1.
Note. Il existe plusieurs composés instables connus du chlore, du brome et de l'iode avec des états d'oxydation pairs +2, +4 et +6 (ClO, ClO 2, ClO 3, etc.).
Les éléments sous-groupes latéraux il n'existe pas de relation simple entre les états d'oxydation stables et le numéro de groupe. Pour les éléments les plus courants des éléments des sous-groupes secondaires, il convient simplement de rappeler les états d'oxydation stables. Ces éléments comprennent : le chrome Cr (+3 et +6), le manganèse Mn (+7, +6, +4 et +2), le fer Fe, le cobalt Co et le nickel Ni (+3 et +2), le cuivre Cu (+ 2 et +1), argent Ag (+1), or Au (+3 et +1), zinc Zn et cadmium Cd (+2), mercure Hg (+2 et +1).
Pour élaborer des formules pour des composés à trois et plusieurs éléments, il est nécessaire de connaître les états d'oxydation de tous les éléments. Dans ce cas, le nombre d'atomes d'éléments dans la formule est déterminé à partir de la condition selon laquelle la somme des états d'oxydation de tous les atomes est égale à zéro (dans une unité de formule) ou à une charge (dans un ion). Par exemple, si l'on sait que l'unité de formule contient des atomes de K, Cr et O avec des états d'oxydation égaux respectivement à +1, +6 et -2, alors les formules K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 et bien d'autres ; de même, cet ion de charge -2 contenant Cr +6 et O - 2 répondra aux formules CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 -, etc.
Valence électronique d'un élément est égal au nombre de liaisons chimiques formées par un atome de cet élément.
Dans la plupart des composés, la valence électronique des éléments est égale à la valence stoechiométrique. Mais il existe de nombreuses exceptions. Par exemple, dans le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2, la valence stoechiométrique de l'oxygène est égale à un (pour chaque atome d'oxygène, il y a un atome d'hydrogène) et la valence électronique est deux, ce qui découle de la formule développée qui montre les liaisons chimiques de atomes : H–O–O–H . L'écart entre les valeurs de valence stoechiométriques et électroniques dans ce cas s'explique par le fait que les atomes d'oxygène sont liés non seulement aux atomes d'hydrogène, mais également entre eux.
Ainsi, il y a composants chimiques, dans lequel les valences stœchiométriques et électroniques ne coïncident pas. Il s'agit par exemple de composés complexes.
Valence structurelle (coordination), ou le numéro de coordination est déterminé par le nombre d'atomes voisins. Par exemple, dans la molécule de soufre SO3, le nombre d’atomes d’oxygène voisins est de 3 et la valence structurelle et le numéro de coordination sont de 3, tandis que la valence stoechiométrique est de 6.
Les valences électroniques et de coordination sont discutées plus en détail dans les chapitres « Liaison chimique » et « Composés complexes ».
Problèmes pour déterminer la formule matière organique Il en existe plusieurs types. Habituellement, résoudre ces problèmes n'est pas particulièrement difficile, mais les diplômés perdent souvent des points sur ce problème. Il existe plusieurs raisons:
- Conception incorrecte ;
- La solution n’est pas mathématique, mais par force brute ;
- Formule générale incorrecte de la substance ;
- Erreurs dans l'équation de réaction impliquant une substance écrite en vue générale.
Types de tâches dans la tâche C5.
- Déterminer la formule d'une substance par fractions massiques d'éléments chimiques ou par la formule générale d'une substance ;
- Détermination de la formule d'une substance à base de produits de combustion ;
- Déterminer la formule d'une substance en fonction de ses propriétés chimiques.
Informations théoriques nécessaires.
- Fraction massique d'un élément dans une substance.
La fraction massique d'un élément est sa teneur dans une substance en pourcentage en masse.
Par exemple, une substance de composition C 2 H 4 contient 2 atomes de carbone et 4 atomes d'hydrogène. Si l'on prend 1 molécule d'une telle substance, alors son poids moléculaire sera égal à :
M.(C 2 H 4) = 2 12 + 4 1 = 28 amu et il contient 2 12 amu. carbone.Pour trouver la fraction massique de carbone dans cette substance, vous devez diviser sa masse par la masse de la substance entière :
ω(C) = 12 2 / 28 = 0,857 ou 85,7 %.
Si une substance a la formule générale C x H y O z, alors les fractions massiques de chacun de ses atomes sont également égales au rapport de leur masse à la masse de la substance entière. La masse x des atomes de C est - 12x, la masse des atomes de H est y, la masse z des atomes d'oxygène est 16z.
Alors
ω(C) = 12 x / (12x + y + 16z)Si on écrit cette formule sous forme générale, on obtient l'expression suivante :
- Formule moléculaire et la plus simple d'une substance.
La formule moléculaire (vraie) est une formule qui reflète le nombre réel d'atomes de chaque type inclus dans la molécule d'une substance.
Par exemple, C 6 H 6 est la vraie formule du benzène.
La formule la plus simple (empirique) montre le rapport des atomes dans une substance.
Par exemple, pour le benzène, le rapport C:H = 1:1, c'est-à-dire La formule la plus simple pour le benzène est CH.
La formule moléculaire peut être la même que la plus simple ou en être un multiple.Exemples.
Si seules les fractions massiques des éléments sont données dans le problème, alors lors du processus de résolution du problème, il est possible de calculer uniquement la formule la plus simple de la substance. Pour obtenir la vraie formule, des données supplémentaires sont généralement fournies dans le problème - masse molaire, densité relative ou absolue de la substance, ou d'autres données avec lesquelles vous pouvez déterminer la masse molaire de la substance.
- Densité relative du gaz X au gaz Y - D à Y (X).
La densité relative D est une valeur qui montre combien de fois le gaz X est plus lourd que le gaz Y. Elle est calculée comme le rapport des masses molaires des gaz X et Y :
D par Y (X) = M (X) / M (Y)
Souvent utilisé pour les calculs densités relatives des gaz pour l'hydrogène et l'air.
Densité relative du gaz X par rapport à l'hydrogène :
D par H 2 = M (gaz X) / M (H 2) = M (gaz X) / 2
L'air est un mélange de gaz, seule sa masse molaire moyenne peut donc être calculée. Sa valeur est estimée à 29 g/mol (sur la base de la composition moyenne approximative).
C'est pourquoi:
D par voie aérienne = M (gaz X) / 29 - Densité absolue du gaz dans des conditions normales.
La densité absolue d'un gaz est la masse de 1 litre de gaz dans des conditions normales. Habituellement, pour les gaz, elle est mesurée en g/l.
ρ = m (gaz) / V (gaz)
Si l'on prend 1 mole de gaz, alors :
ρ = M / Vm,
et la masse molaire d'un gaz peut être trouvée en multipliant la densité par le volume molaire. - Formules générales de substances de différentes classes.
Souvent, pour résoudre les problèmes liés aux réactions chimiques, il est pratique d'utiliser un produit non standard. formule générale, mais une formule dans laquelle une liaison multiple ou un groupe fonctionnel est mis en évidence séparément.Cours bio Formule moléculaire générale Formule avec liaison multiple et groupe fonctionnel mis en évidence Alcanes C n H 2n+2 — Alcènes CnH2n C n H 2n+1 -CH=CH 2 Alcynes C n H 2n−2 C n H 2n+1 -C≡CH Diènes C n H 2n−2 — Homologues du benzène C n H 2n−6 C 6 H 5 -C n H 2n+1 Alcools monohydriques saturés CnH2n+2O C n H 2n+1 -OH Alcools polyhydriques CnH2n+2Ox C n H 2n+2−x (OH) x Aldéhydes saturés CnH2nO Esters CnH2nO2
Détermination des formules de substances par les fractions massiques des atomes entrant dans sa composition.
La solution à de tels problèmes se compose de deux parties :
- Premièrement, le rapport molaire des atomes dans la substance est trouvé - il correspond à sa formule la plus simple. Par exemple, pour une substance de composition A x B y, le rapport des quantités de substances A et B correspond au rapport du nombre de leurs atomes dans la molécule :
x : y = n(A) : n(B); - puis, en utilisant la masse molaire de la substance, sa véritable formule est déterminée.
Exemple 1.
Déterminer la formule d'une substance si elle contient 84,21 % de C et 15,79 % de H et a une densité relative dans l'air égale à 3,93.
Solution à l'exemple 1.
- Supposons que la masse de la substance soit de 100 g. Alors la masse de C sera égale à 84,21 g et la masse de H sera de 15,79 g.
- Trouvons la quantité de substance de chaque atome :
ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 mole,
ν(H) = 15,79 / 1 = 15,79 mol. - Nous déterminons le rapport molaire des atomes de C et H :
C : H = 7,0175 : 15,79 (réduire les deux nombres par le plus petit nombre) = 1 : 2,25 (multiplier par 4) = 4 : 9.
Ainsi, la formule la plus simple est C 4 H 9. - En utilisant la densité relative, nous calculons la masse molaire :
M = D (air) 29 = 114 g/mol.
La masse molaire correspondant à la formule la plus simple C 4 H 9 est de 57 g/mol, soit 2 fois inférieure à la vraie masse molaire.
Cela signifie que la vraie formule est C 8 H 18.
Il existe une méthode beaucoup plus simple pour résoudre ce problème, mais malheureusement, je n'obtiendrai pas la note maximale. Mais cela convient pour vérifier la vraie formule, c'est-à-dire vous pouvez l'utiliser pour vérifier votre solution.
Méthode 2 : Nous trouvons la vraie masse molaire (114 g/mol), puis trouvons les masses des atomes de carbone et d'hydrogène dans cette substance par leurs fractions massiques.
m(C) = 114 0,8421 = 96 ; ceux. nombre d'atomes de C 96/12 = 8
m(H) = 114 0,1579 = 18 ; c'est-à-dire que le nombre d'atomes d'hydrogène est 18/1 = 18.
La formule de la substance est C 8 H 18.
Réponse : C 8 H 18.
Exemple 2.
Déterminez la formule d’un alcyne ayant une densité de 2,41 g/l dans des conditions normales.
Solution à l'exemple 2.
Formule générale de l'alcyne C n H 2n−2
Étant donné la densité d’un alcyne gazeux, comment peut-on connaître sa masse molaire ? La densité ρ est la masse de 1 litre de gaz dans des conditions normales.
Puisque 1 mole d'une substance occupe un volume de 22,4 litres, vous devez savoir combien pèsent 22,4 litres d'un tel gaz :
M = (densité ρ) (volume molaire V m) = 2,41 g/l 22,4 l/mol = 54 g/mol.
Créons ensuite une équation reliant la masse molaire et n :
14 n − 2 = 54, n = 4.
Cela signifie que l'alcyne a la formule C 4 H 6.
Réponse : C 4 H 6.
Exemple 3.
Déterminez la formule de l'aldéhyde saturé si l'on sait que 3 10 22 molécules de cet aldéhyde pèsent 4,3 g.
Solution à l'exemple 3.
Dans ce problème, le nombre de molécules et la masse correspondante sont donnés. Sur la base de ces données, nous devons retrouver la masse molaire de la substance.
Pour ce faire, vous devez vous rappeler combien de molécules sont contenues dans 1 mole d'une substance.
C'est le nombre d'Avogadro : N a = 6,02 10 23 (molécules).
Cela signifie que vous pouvez trouver la quantité de substance aldéhyde :
ν = N / Na = 3 10 22 / 6,02 10 23 = 0,05 mole,
et masse molaire :
M = m / n = 4,3 / 0,05 = 86 g/mol.
Ensuite, comme dans l'exemple précédent, nous composons une équation et trouvons n.
La formule générale de l'aldéhyde saturé est C n H 2n O, c'est-à-dire M = 14n + 16 = 86, n = 5.
Réponse : C 5 H 10 O, pentanal.
Exemple 4.
Déterminer la formule d'un dichloroalcane contenant 31,86 % de carbone.
Solution à l'exemple 4.
La formule générale d'un dichloroalcane est : C n H 2n Cl 2, il y a 2 atomes de chlore et n atomes de carbone.
Alors la fraction massique de carbone est égale à :
ω(C) = (nombre d'atomes de C dans la molécule) (masse atomique de C) / (masse moléculaire du dichloroalcane)
0,3186 = n 12 / (14n + 71)
n = 3, substance – dichloropropane.
Réponse : C 3 H 6 Cl 2, dichloropropane.
Détermination de formules de substances à base de produits de combustion.
Dans les problèmes de combustion, la quantité de substances élémentaires incluses dans la substance étudiée est déterminée par les volumes et les masses de produits de combustion - gaz carbonique, eau, azote et autres. Le reste de la solution est la même que dans le premier type de problème.
Exemple 5.
448 ml (n.s.) d'hydrocarbures non cycliques saturés gazeux ont été brûlés et les produits de réaction ont été passés dans un excès d'eau de chaux, ce qui a entraîné la formation de 8 g de précipité. Quel hydrocarbure a été prélevé ?
Solution à l'exemple 5.
- La formule générale de l'hydrocarbure non cyclique saturé gazeux (alcane) est C n H 2n+2
Le diagramme de la réaction de combustion ressemble alors à ceci :C n H 2n+2 + O 2 → CO 2 + H 2 O
Il est facile de voir que lorsqu’une mole d’alcane est brûlée, n moles de dioxyde de carbone seront libérées.On trouve la quantité d'une substance alcane par son volume (n'oubliez pas de convertir les millilitres en litres !) :
ν(C n H 2n+2) = 0,488 / 22,4 = 0,02 mol.
- Lorsque le dioxyde de carbone traverse l'eau de chaux, Ca(OH) 2, un précipité de carbonate de calcium précipite :
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
La masse du précipité de carbonate de calcium est de 8 g, la masse molaire du carbonate de calcium est de 100 g/mol.
Cela signifie que sa quantité de substance
ν(CaCO 3) = 8/100 = 0,08 mol.
La quantité de dioxyde de carbone est également de 0,08 mole. - La quantité de dioxyde de carbone est 4 fois supérieure à celle de l'alcane, ce qui signifie que la formule de l'alcane est C 4 H 10.
Réponse : C 4 H 10.
Exemple 6.
Densité de vapeur relative composé organique pour l'azote, il est égal à 2. Lorsque 9,8 g de ce composé sont brûlés, il se forme 15,68 litres de dioxyde de carbone (n.o.) et 12,6 g d'eau. Sortir formule moléculaire composé organique.
Solution à l'exemple 6.
Puisqu'une substance lors de la combustion se transforme en dioxyde de carbone et en eau, cela signifie qu'elle est constituée d'atomes C, H et, éventuellement, O. Par conséquent, sa formule générale peut s'écrire sous la forme C x H y O z.
- On peut écrire le diagramme de réaction de combustion (sans arranger les coefficients) :
C x H y O z + O 2 → CO 2 + H 2 O
Tout le carbone de la substance d'origine passe en dioxyde de carbone et tout l'hydrogène en eau.
- Nous trouvons les quantités de substances CO 2 et H 2 O et déterminons combien de moles d'atomes C et H elles contiennent :
ν(CO 2) = V / V m = 15,68 / 22,4 = 0,7 mol.
Pour une molécule de CO 2 il y a un atome C, ce qui signifie qu'il y a autant de moles de carbone que de CO 2 .ν(C) = 0,7 mole
Une molécule d'eau contient deux atome H, signifie la quantité d'hydrogène deux fois plus que l'eau.
ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol. - Nous vérifions la présence d'oxygène dans la substance. Pour ce faire, les masses de C et H doivent être soustraites de la masse de la substance de départ entière.
m(C) = 0,7 12 = 8,4 g, m(H) = 1,4 1 = 1,4 g
La masse de la substance totale est de 9,8 g.
m(O) = 9,8 − 8,4 − 1,4 = 0, c'est-à-dire qu'il n'y a pas d'atomes d'oxygène dans cette substance.
Si de l'oxygène était présent dans une substance donnée, alors, grâce à sa masse, il serait possible de trouver la quantité de substance et de calculer la formule la plus simple basée sur la présence de trois atomes différents. - Les prochaines étapes vous sont déjà familières : la recherche des formules les plus simples et les plus vraies.
S : H = 0,7 : 1,4 = 1 : 2
La formule la plus simple est CH 2. - On recherche la vraie masse molaire par la densité relative du gaz par rapport à l'azote (n'oubliez pas que l'azote est constitué de diatomique molécules N 2 et sa masse molaire 28 g/mol) :
Source M = D par N 2 M (N 2) = 2 28 = 56 g/mol.
La vraie formule est CH2, sa masse molaire est de 14.
56 / 14 = 4.
La vraie formule est C 4 H 8.
Réponse : C 4 H 8.
Exemple 7.
Déterminer la formule moléculaire d'une substance dont la combustion de 9 g a produit 17,6 g de CO 2, 12,6 g d'eau et de l'azote. La densité relative de cette substance par rapport à l'hydrogène est de 22,5. Déterminer la formule moléculaire d'une substance.
Solution à l'exemple 7.
- La substance contient Atomes C, H et N. La masse d'azote dans les produits de combustion n'étant pas indiquée, elle devra être calculée sur la base de la masse de toute la matière organique.
Schéma de réaction de combustion :
C x H y N z + O 2 → CO 2 + H 2 O + N 2 - Nous trouvons les quantités de substances CO 2 et H 2 O et déterminons combien de moles d'atomes C et H elles contiennent :
ν(CO 2) = m / M = 17,6 / 44 = 0,4 mol.
ν(C) = 0,4 mole.
ν(H 2 O) = m / M = 12,6 / 18 = 0,7 mol.
ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol. - Trouvez la masse d'azote dans la substance de départ.
Pour ce faire, les masses de C et H doivent être soustraites de la masse de la substance de départ entière.M(C) = 0,4 12 = 4,8 g,
m(H) = 1,4 1 = 1,4gLa masse de la substance totale est de 9,8 g.
M(N) = 9 − 4,8 − 1,4 = 2,8 g,
ν(N) = m /M = 2,8 / 14 = 0,2 mol. - C : H : N = 0,4 : 1,4 : 0,2 = 2 : 7 : 1
La formule la plus simple est C 2 H 7 N.
Masse molaire vraie
M = D par H 2 M(H 2) = 22,5 2 = 45 g/mol.
Elle coïncide avec la masse molaire calculée pour la formule la plus simple. Autrement dit, c'est la véritable formule de la substance.
Réponse : C 2 H 7 N.
Exemple 8.
La substance contient C, H, O et S. Lors de la combustion de 11 g de celle-ci, 8,8 g de CO 2, 5,4 g de H 2 O ont été libérés et le soufre a été complètement transformé en sulfate de baryum, dont la masse s'est avérée être être 23,3 g Déterminer la formule de la substance.
Solution à l'exemple 8.
La formule d'une substance donnée peut être représentée par C x H y S z O k. Lorsqu'il est brûlé, il produit du dioxyde de carbone, de l'eau et du dioxyde de soufre, qui sont ensuite transformés en sulfate de baryum. En conséquence, tout le soufre de la substance d'origine est converti en sulfate de baryum.
- On retrouve les quantités de substances dioxyde de carbone, eau et sulfate de baryum et les éléments chimiques correspondants de la substance étudiée :
ν(CO 2) = m/M = 8,8/44 = 0,2 mol.
ν(C) = 0,2 mole.
ν(H 2 O) = m / M = 5,4 / 18 = 0,3 mol.
ν(H) = 0,6 mole.
ν(BaSO 4) = 23,3 / 233 = 0,1 mol.
ν(S) = 0,1 mole. - Nous calculons la masse estimée d'oxygène dans la substance de départ :
M(C) = 0,2 12 = 2,4g
m(H) = 0,6 1 = 0,6g
m(S) = 0,1 32 = 3,2g
m(O) = m substance − m(C) − m(H) − m(S) = 11 − 2,4 − 0,6 − 3,2 = 4,8 g,
ν(O) = m / M = 4,8 / 16 = 0,3 mole - On retrouve le rapport molaire des éléments dans la substance :
C : H : S : O = 0,2 : 0,6 : 0,1 : 0,3 = 2 : 6 : 1 : 3
La formule de la substance est C 2 H 6 SO 3.
Il convient de noter que nous avons ainsi obtenu uniquement la formule la plus simple.
Cependant, la formule résultante est vraie, puisqu'en essayant de doubler cette formule (C 4 H 12 S 2 O 6), il s'avère que pour 4 atomes de carbone, en plus du soufre et de l'oxygène, il y a 12 atomes de H, et ceci est impossible.
Réponse : C 2 H 6 SO 3.
Déterminer les formules de substances en fonction de leurs propriétés chimiques.
Exemple 9.
Déterminez la formule de l'alcadien si 80 g d'une solution de brome à 2% peuvent le décolorer.
Solution à l'exemple 9.
- La formule générale des alcadiènes est C n H 2n−2.
Écrivons l'équation de la réaction du brome ajouté à l'alcadien, sans oublier que dans la molécule diène deux doubles liaisons et, par conséquent, 2 moles de brome réagiront avec 1 mole de diène :
C n H 2n−2 + 2Br 2 → C n H 2n−2 Br 4 - Puisque le problème donne la masse et le pourcentage de concentration de la solution de brome qui a réagi avec le diène, nous pouvons calculer la quantité de substance bromée ayant réagi :
M(Br 2) = m solution ω = 80 0,02 = 1,6 g
ν(Br 2) = m / M = 1,6 / 160 = 0,01 mol. - Puisque la quantité de brome qui a réagi est 2 fois supérieure à celle de l'alcadiène, on peut trouver la quantité de diène et (puisque sa masse est connue) sa masse molaire :
0,005 0,01 C n H 2n−2 + 2Br 2 → C n H 2n−2 Br 4 M diène = m / ν = 3,4 / 0,05 = 68 g/mol.
- On retrouve la formule de l'alcadien à l'aide de ses formules générales, exprimant la masse molaire en fonction de n :
14n − 2 = 68
n = 5.Il s'agit du pentadiène C5H8.
Réponse : C 5 H 8.
Exemple 10.
Lorsque 0,74 g d'alcool monohydrique saturé interagissait avec le sodium métallique, de l'hydrogène était libéré en quantité suffisante pour hydrogéner 112 ml de propène (n.o.). De quel type d'alcool s'agit-il ?
Solution à l'exemple 10.
- La formule de l'alcool monohydrique saturé est C n H 2n+1 OH. Ici, il est pratique d'écrire l'alcool sous une forme dans laquelle il est facile de construire l'équation de la réaction - c'est-à-dire avec un groupe OH séparé.
- Créons des équations de réaction (il ne faut pas oublier la nécessité d'égaliser les réactions) :
2C n H 2n+1 OH + 2Na → 2C n H 2n+1 ONa + H 2
C3H6 + H2 → C3H8 - Vous pouvez trouver la quantité de propène et, à partir de celle-ci, la quantité d'hydrogène. Connaissant la quantité d'hydrogène, on trouve la quantité d'alcool issue de la réaction :
ν(C 3 H 6) = V / V m = 0,112 / 22,4 = 0,005 mol => ν(H 2) = 0,005 mol,
ν alcool = 0,005 2 = 0,01 mol. - Trouver la masse molaire de l'alcool et n :
M alcool = m / ν = 0,74 / 0,01 = 74 g/mol,
14n + 18 = 74
14n = 56
n = 4.Alcool - butanol C 4 H 7 OH.
Réponse : C 4 H 7 OH.
Exemple 11.
Définir la formule ester, par hydrolyse de 2,64 g dont 1,38 g d'alcool et 1,8 g de monobasique sont libérés acide carboxylique.
Solution à l'exemple 11.
- La formule générale d'un ester constitué d'un alcool et d'un acide avec différents numéros les atomes de carbone peuvent être représentés comme suit :
C n H 2n+1 COOC m H 2m+1
En conséquence, l'alcool aura la formule
C m H 2m+1 OH,
et acide
C n H 2n+1 COOH .
Équation d'hydrolyse des esters :
C n H 2n+1 COOC m H 2m+1 + H 2 O → C m H 2m+1 OH + C n H 2n+1 COOH - Selon la loi de conservation de la masse des substances, la somme des masses des substances de départ et la somme des masses des produits de réaction sont égales.
Par conséquent, à partir des données du problème, vous pouvez trouver la masse d’eau :M H 2 O = (masse d'acide) + (masse d'alcool) − (masse d'éther) = 1,38 + 1,8 − 2,64 = 0,54 g
ν H 2 O = m / M = 0,54 / 18 = 0,03 moleEn conséquence, les quantités de substances acides et alcooliques sont également égales aux taupes.
Vous pouvez trouver leurs masses molaires :Acide M = m / ν = 1,8 / 0,03 = 60 g/mol,
Alcool M = 1,38 / 0,03 = 46 g/mol.On obtient deux équations à partir desquelles on trouve m et n :
M C n H 2n+1 COOH = 14n + 46 = 60, n = 1 - acide acétique
M C m H 2m+1 OH = 14m + 18 = 46, m = 2 - éthanol.Ainsi, l'ester que nous recherchons est l'ester éthylique de l'acide acétique, l'acétate d'éthyle.
Réponse : CH 3 COOC 2 H 5.
Exemple 12.
Déterminez la formule d'un acide aminé si, lorsqu'il est exposé à 8,9 g de celui-ci avec un excès d'hydroxyde de sodium, 11,1 g du sel de sodium de cet acide peuvent être obtenus.
Solution à l'exemple 12.
- La formule générale d'un acide aminé (en supposant qu'il ne contient aucun autre groupe fonctionnel à l'exception d'un groupe amino et d'un groupe carboxyle) :
NH2-CH(R)-COOH.
Cela pourrait être écrit de différentes manières, mais pour faciliter l'écriture de l'équation de réaction, il est préférable de séparer les groupes fonctionnels séparément dans la formule des acides aminés. - Vous pouvez créer une équation pour la réaction de cet acide aminé avec l'hydroxyde de sodium :
NH 2 -CH(R)-COOH + NaOH → NH 2 -CH(R)-COONa + H 2 O
Les quantités de substance acide aminé et de son sel de sodium sont égales. Cependant, nous ne pouvons trouver la masse d’aucune des substances dans l’équation de réaction. Par conséquent, dans de tels problèmes, il est nécessaire d’exprimer les quantités de substances d’un acide aminé et de son sel par des masses molaires et de les assimiler :M(acides aminés NH 2 -CH(R)-COOH) = 74 + M R
M(sels NH 2 -CH(R)-COONa) = 96 + M R
ν acides aminés = 8,9 / (74 + M R),
ν sel = 11,1 / (96 + M R)
8,9 / (74 + MR) = 11,1 / (96 + MR)
MR = 15Il est facile de voir que R = CH 3.
Cela peut être fait mathématiquement si nous supposons que R - C n H 2n+1 .
14n + 1 = 15, n = 1. Établir la formule d'un acide carboxylique monobasique saturé dont le sel de calcium contient 30,77 % de calcium.Partie 2. Détermination de la formule d'une substance à base de produits de combustion.
2-1. La densité relative de vapeur d'un composé organique pour le dioxyde de soufre est de 2. Lorsque 19,2 g de cette substance sont brûlés, 52,8 g de dioxyde de carbone (n.s.) et 21,6 g d'eau se forment. Dériver la formule moléculaire d’un composé organique.
2-2. Lors de la combustion de matière organique pesant 1,78 g d'oxygène en excès, 0,28 g d'azote, 1,344 l (n.s.) de CO 2 et 1,26 g d'eau ont été obtenus. Déterminez la formule moléculaire de la substance, sachant que l'échantillon indiqué de la substance contient 1,204 10 22 molécules.
2-3. Le dioxyde de carbone obtenu en brûlant 3,4 g d'hydrocarbure a été passé à travers un excès de solution d'hydroxyde de calcium pour obtenir 25 g de sédiment. Dérivez la formule la plus simple pour un hydrocarbure.
2-4. Lors de la combustion de matières organiques contenant du C, de l'H et du chlore, 6,72 litres (n.s.) de dioxyde de carbone, 5,4 g d'eau et 3,65 g de chlorure d'hydrogène ont été libérés. Déterminez la formule moléculaire de la substance brûlée.
2-5. (USE-2011) Lorsque l'amine brûlait, 0,448 l (n.s.) de dioxyde de carbone, 0,495 g d'eau et 0,056 l d'azote étaient libérés. Déterminez la formule moléculaire de cette amine.
Partie 3. Détermination de la formule d'une substance en fonction de ses propriétés chimiques.
3-1. Déterminez la formule d'un alcène si l'on sait que 5,6 g de celui-ci, ajoutés à de l'eau, forment 7,4 g d'alcool.
3-2. Pour oxyder 2,9 g d'aldéhyde saturé en acide, il fallait 9,8 g d'hydroxyde de cuivre (II). Déterminez la formule de l’aldéhyde.
3-3. Un acide monoaminé monobasique pesant 3 g avec un excès de bromure d'hydrogène forme 6,24 g de sel. Déterminez la formule des acides aminés.
3-4. Lorsqu'un alcool diatomique saturé pesant 2,7 g interagit avec un excès de potassium, 0,672 litre d'hydrogène sont libérés. Déterminez la formule de l’alcool.
3-5. (USE-2011) L'oxydation d'un alcool monohydrique saturé avec de l'oxyde de cuivre (II) a donné 9,73 g d'aldéhyde, 8,65 g de cuivre et de l'eau. Déterminez la formule moléculaire de cet alcool.
Réponses et commentaires aux problèmes pour une solution indépendante.
1-2. C 3 H 6 (NH 2) 2
1-3. C2H4(COOH)2
1-5. (HCOO) 2 Ca - formiate de calcium, sel d'acide formique
2-1. C8H16O
2-2. C 3 H 7 NON
2-3. C 5 H 8 (on trouve la masse d'hydrogène en soustrayant la masse de carbone de la masse d'hydrocarbure)
2-4. C 3 H 7 Cl (n'oubliez pas que les atomes d'hydrogène sont contenus non seulement dans l'eau, mais aussi dans HCl)
3-2. C 3 H 6 O
3-3. C 2 H 5 NON 2
Classification substances inorganiques et leur nomenclature est basée sur la caractéristique la plus simple et la plus constante dans le temps -composition chimique, qui montre les atomes des éléments qui forment une substance donnée dans leur rapport numérique. Si une substance est constituée d'atomes d'un élément chimique, c'est-à-dire est la forme d'existence de cet élément sous forme libre, alors on l'appelle simple substance ; si la substance est composée de deux atomes ou pluséléments, alors on l'appellesubstance complexe. Toutes les substances simples (sauf les substances monoatomiques) et toutes les substances complexes sont généralement appeléescomposants chimiques, puisqu'en eux des atomes d'éléments identiques ou différents sont connectés les uns aux autres liaisons chimiques.
La nomenclature des substances inorganiques se compose de formules et de noms.Formule chimique- représentation de la composition d'une substance à l'aide de symboles d'éléments chimiques, d'indices numériques et de quelques autres signes.Nom chimique- image de la composition d'une substance à l'aide d'un mot ou d'un groupe de mots. La construction des formules et des noms chimiques est déterminée par le systèmerègles de nomenclature.
Les symboles et noms des éléments chimiques sont donnés dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleïev. Les éléments sont classiquement divisés en métaux et non-métaux . Les non-métaux comprennent tous les éléments du groupe VIIIA (gaz rares) et du groupe VIIA (halogènes), les éléments du groupe VIA (sauf le polonium), les éléments azote, phosphore, arsenic (groupe VA) ; carbone, silicium (groupe IVA) ; le bore (groupe IIIA), ainsi que l'hydrogène. Les éléments restants sont classés comme métaux.
Lors de la compilation des noms de substances, les noms d'éléments russes sont généralement utilisés, par exemple dioxygène, difluorure de xénon, sélénate de potassium. Traditionnellement, pour certains éléments, les racines de leurs noms latins sont introduites dans des termes dérivés :
Les éléments suivants sont utiliséspréfixes numériques:
1 - mono
7 - hepta
2 - di
3 - trois
9 - non
4 - tétra
5 - penta
6 - hexagone
Un nombre indéfini est indiqué par un préfixe numérique n-poly.
Pour certaines substances simples, ils utilisent également spécial des noms tels que O 3 - ozone, P4 - du phosphore blanc.
Formules chimiquessubstances complexes composé de la notationélectropositif(cations conditionnelles et réelles) etélectronégatif(anions conditionnels et réels), par exemple CuSO 4 (ici Cu 2+ - vrai cation, DONC 4 2- - vrai anion) et PCl 3 (ici P +III - cation conditionnel, Cl-JE - anion conditionnel).
Noms de substances complexes composé selon des formules chimiques de droite à gauche. Ils sont composés de deux mots - les noms de composants électronégatifs (au nominatif) et de composants électropositifs (dans le cas génitif), Par exemple:
CuSO4 - sulfate de cuivre(II)
PCl 3 - trichlorure de phosphore
LaCl 3 - chlorure de lanthane(III)
CO - monoxyde de carboneLe nombre de composants électropositifs et électronégatifs dans les noms est indiqué par les préfixes numériques donnés ci-dessus (méthode universelle), ou par les états d'oxydation (s'ils peuvent être déterminés par la formule) en utilisant des chiffres romains entre parenthèses (le signe plus est omis). Dans certains cas, la charge des ions est indiquée (pour les cations et anions de composition complexe), à l'aide de chiffres arabes avec le signe correspondant.
Les noms spéciaux suivants sont utilisés pour les cations et anions multiéléments courants :
NH 4 + - ammonium
HF2 - - hydrodifluorure
Pour un petit nombre de substances bien connues, il est également utilisé noms spéciaux :
Cendre 3 - arsine
HN3 - azoture d'hydrogène
B 2 H 6 - borane
H2 S - sulfure d'hydrogène
1. Hydroxydes acides et basiques. Sels
Les hydroxydes sont un type de substances complexes qui contiennent des atomes de certains éléments E (à l'exception du fluor et de l'oxygène) et des groupes hydroxyle OH ; formule générale des hydroxydes E(OH) n, où n = 1÷6. Forme d'hydroxydes E(OH) n est appelé ortho-forme ; à n > L'hydroxyde 2 peut également être trouvé dans méta -forme, qui comprend, en plus des atomes E et des groupes OH, des atomes d'oxygène O, par exemple E(OH) 3 et EO(OH), E(OH) 4 et E(OH) 6 et EO 2 (OH) 2.
Les hydroxydes sont divisés en deux groupes aux propriétés chimiques opposées : les hydroxydes acides et basiques.
Hydroxydes acidescontiennent des atomes d'hydrogène, qui peuvent être remplacés par des atomes métalliques soumis à la règle de valence stoechiométrique. La plupart des hydroxydes d'acide se trouvent dans méta -forme, et les atomes d'hydrogène dans les formules des hydroxydes acides sont placés en premier lieu, par exemple H 2 SO 4, HNO 3 et H 2 CO 3, pas SO 2 (OH) 2, NO 2 (OH) et CO (OH) 2 . La formule générale des hydroxydes d'acide est H x EO y , où la composante électronégative EO oui x- appelé résidu acide. Si tous les atomes d’hydrogène ne sont pas remplacés par un métal, ils restent alors dans le résidu acide.
Les noms des hydroxydes d'acide courants se composent de deux mots : le nom propre avec la terminaison « aya » et le mot de groupe « acide ». Nous présentons les formules et les noms propres des hydroxydes d'acides courants et de leurs résidus acides (un tiret signifie que l'hydroxyde n'est connu ni sous forme libre ni sous forme acide. solution aqueuse):
HAsO2 - métaarsenic
AsO 2 - - métaarsénite
H3AsO3 - orthoarsenic
AsO 3 3- - orthoarsénite
H 3 AsO 4 - arsenic
AsO 4 3- - arséniate
-
B 4 O 7 2- - tétraborate
-
ВiО 3 - - bismuthate
H 2 CrO 4 - chromé
CrO 4 2- - chromate
-
НCrO 4 - - hydrochromate
H 2 Cr 2 O 7 - dichromique
Cr 2 O 7 2- - dichromate
-
FeO 4 2- - ferrate
HIO 3 - iode
IO 3 - - iodate
HIO 4 - métaiode
IO 4 - - métapériode
H 5 IO 6 - orthoiode
IO 6 5- - orthopériodate
HMnO 4 - manganèse
MnO 4 - - permanganate
HNO 2 - azoté
NO 2 - - nitrite
HNO 3 - azote
NO 3 - - nitrate
HPO3 - métaphosphorique
PO 3 - - métaphosphate
H3PO4 - orthophosphorique
PO 4 3- - orthophosphate
НPO 4 2- - hydroorthophosphate
H 2 PO 4 - - dihydroothophosphate
H 4 P 2 O 7 - diphosphorique
P 2 O 7 4- - diphosphate
Les hydroxydes d'acides moins courants sont nommés selon les règles de nomenclature pour composés complexes, Par exemple:
Les noms des résidus acides sont utilisés pour construire les noms des sels.
Hydroxydes basiquescontiennent des ions hydroxyde, qui peuvent être remplacés par des résidus acides soumis à la règle de valence stoechiométrique. Tous les hydroxydes basiques se trouvent dans ortho -forme; leur formule générale est M(OH) n, où n = 1,2 (moins souvent 3,4) et M n +- cation métallique. Exemples de formules et noms d'hydroxydes basiques :
La propriété chimique la plus importante des hydroxydes basiques et acides est leur interaction les uns avec les autres pour former des sels (réaction de formation de sel), Par exemple:
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O
Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4 ) 2 + 2H 2 O
2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O
Les sels sont un type de substances complexes contenant des cations M m+ et résidus acides*.
Sels de formule générale M x (EO y) n sont appelés moyens sels et sels avec des atomes d'hydrogène non substitués - aigre sels. Parfois, les sels contiennent également des ions hydroxyde et/ou oxyde ; ces sels sont appelés principal sels. Voici des exemples et des noms de sels :
CuCO3
Carbonate de cuivre(II)
Ti(NO3)2O
Dinitrate d'oxyde de titane
Les sels acides et basiques peuvent être convertis en sels moyens par réaction avec l'hydroxyde basique et acide approprié, par exemple :
Ca(HSO 4 ) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H2 Ô
Californie2 DONC4 (OH)2 +H2 DONC4 =Ca2 DONC4 + 2H2 Ô
Il existe également des sels contenant deux cations différents : ils sont souvent appeléssels doubles, Par exemple:
2. Oxydes acides et basiques
Oxydes EXÀ PROPOSà- produits de déshydratation complète des hydroxydes :
Hydroxydes d'acide (H2 DONC4 , H2 CO3 ) répondre oxydes d'acide (DONC3 , CO2 ) et les hydroxydes basiques (NaOH, Ca(OH)2 ) - oxydes basiques(N / A2 O, CaO), et l'état d'oxydation de l'élément E ne change pas lors du passage de l'hydroxyde à l'oxyde. Exemple de formules et noms d'oxydes :
DONC3 - trioxyde de soufre
N / A2 O - oxyde de sodium
P.4 Ô10 - décaoxyde de tétraphosphore
ThO2 - oxyde de thorium(IV)
Les oxydes acides et basiques conservent les propriétés salifiantes des hydroxydes correspondants lorsqu'ils interagissent avec des hydroxydes de propriétés opposées ou entre eux :
N2 Ô5 + 2NaOH = 2NaNO3 +H2 Ô
3CaO + 2H3 P.O.4 =Ca3 (B.P.4 ) 2 + 3H2 Ô
La2 Ô3 +3SO3 = La2 (DONC4 ) 3
3. Oxydes et hydroxydes amphotères
Amphotéricitéhydroxydes et oxydes - une propriété chimique consistant en la formation de deux rangées de sels par eux, par exemple pour l'hydroxyde d'aluminium et l'oxyde d'aluminium :
(a) 2Al(OH)3 +3SO3 = Al2 (DONC4 ) 3 + 3H2 Ô
Al2 Ô3 + 3H2 DONC4 = Al2 (DONC4 ) 3 + 3H2 Ô
(b) 2Al(OH)3 +Na2 O = 2NaAlO2 + 3H2 Ô
Al2 Ô3 + 2NaOH = 2NaAlO2 +H2 Ô
Ainsi, l'hydroxyde et l'oxyde d'aluminium dans les réactions (a) présentent les propriétésprincipalles hydroxydes et les oxydes, c'est-à-dire réagir avec les hydroxydes et l'oxyde acides, formant le sel correspondant - le sulfate d'aluminium Al2 (DONC4 ) 3 , alors que dans les réactions (b), ils présentent également des propriétésacideles hydroxydes et les oxydes, c'est-à-dire réagir avec l'hydroxyde et l'oxyde basiques, formant un sel - dioxoaluminate de sodium (III) NaAlO2 . Dans le premier cas, l'élément aluminium présente les propriétés d'un métal et fait partie du composant électropositif (Al3+ ), dans le second - la propriété d'un non-métal et fait partie du composant électronégatif de la formule du sel (AlO2 - ).
Si ces réactions se produisent dans une solution aqueuse, alors la composition des sels résultants change, mais la présence d'aluminium dans le cation et l'anion demeure :
2Al(OH)3 + 3H2 DONC4 = 2 (DONC4 ) 3
Al(OH)3 + NaOH = Na
Ici, les ions complexes sont mis en évidence entre crochets3+ - le cation hexaaqua aluminium(III),- - l'ion tétrahydroxoaluminate(III).
Les éléments qui présentent des propriétés métalliques et non métalliques dans les composés sont appelés amphotères. Ceux-ci incluent les éléments des groupes A du tableau périodique - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po, etc., comme ainsi que la plupart des éléments des groupes B - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au, etc. Les oxydes amphotères sont appelés de la même manière que les oxydes basiques, par exemple :
Si un élément amphotère dans un composé a plusieurs états d'oxydation, alors l'amphotéricité des oxydes et hydroxydes correspondants (et, par conséquent, l'amphotéricité de l'élément lui-même) sera exprimée différemment. Pour les états d'oxydation faibles, les hydroxydes et les oxydes ont une prédominance de propriétés basiques, et l'élément lui-même a des propriétés métalliques, il est donc presque toujours inclus dans la composition des cations. Pour diplômes élevés oxydation, au contraire, dans les hydroxydes et les oxydes il y a une prédominance propriétés acides, et l'élément lui-même a des propriétés non métalliques, il est donc presque toujours inclus dans la composition des anions. Ainsi, l'oxyde et l'hydroxyde de manganèse(II) ont des propriétés basiques dominantes, et le manganèse lui-même fait partie des cations du type2+ , tandis que l'oxyde et l'hydroxyde de manganèse (VII) ont des propriétés acides dominantes et que le manganèse lui-même fait partie de l'anion de type MnO.4 - . Hydroxydes amphotères avec une grande prédominance de propriétés acides, les formules et les noms sont attribués au modèle des hydroxydes acides, par exemple HMnVIIÔ4 - l'acide permanganique.
Ainsi, la division des éléments en métaux et non-métaux est conditionnelle ; entre les éléments (Na, K, Ca, Ba, etc.) avec des éléments purement métalliques et les éléments (F, O, N, Cl, S, C, etc.) avec des éléments purement métalliques propriétés non métalliques Il existe un grand groupe d’éléments aux propriétés amphotères.
4. Composés binaires
Un grand type de substances complexes inorganiques sont les composés binaires. Il s'agit tout d'abord de tous les composés à deux éléments (à l'exception des oxydes basiques, acides et amphotères), par exemple H2 O, KBr, H2 S, Cs2 (S.2 ), N2 O,NH3 ,HN3 ,CaC2 , SiH4 . Les composants électropositifs et électronégatifs des formules de ces composés comprennent des atomes individuels ou des groupes d'atomes liés du même élément.
Les substances multiéléments, dans les formules dont l'un des composants contient des atomes non liés de plusieurs éléments, ainsi que des groupes d'atomes mono-éléments ou multi-éléments (à l'exception des hydroxydes et des sels), sont considérés comme des composés binaires, par exemple CSO, IO2 F3 , SBrO2 F, CrO(O2 ) 2 ,PSI3 , (CaTi)O3 , (FéCu)S2
Pb(N3 ) 2 - azoture de plomb(II)
Pour certains composés binaires, des noms spéciaux sont utilisés, dont une liste a été donnée précédemment.
Propriétés chimiques Les composés binaires sont très divers, ils sont donc souvent divisés en groupes appelés anions, c'est-à-dire sont considérés séparément les halogénures, les chalcogénures, les nitrures, les carbures, les hydrures, etc.. Parmi les composés binaires, il y a aussi ceux qui présentent certaines caractéristiques d'autres types de substances inorganiques. Ainsi, les composés CO, NO, NO2 , et (FeIIFe2 III)Ô4 les oxydes dont les noms sont construits à partir du mot oxyde ne peuvent pas être classés parmi les oxydes (acides, basiques, amphotères). Monoxyde de carbone CO, monoxyde d'azote NO et dioxyde d'azote NO2 n'ont pas d'hydroxydes d'acide correspondants (bien que ces oxydes soient formés par des non-métaux C et N), et ils ne forment pas de sels dont les anions incluraient des atomes de CII, NIIet nIV. Double oxyde (FeIIFe2 III)Ô4 - oxyde de difer(III)-fer(II), bien qu'il contienne des atomes de l'élément amphotère - du fer dans la composante électropositive, mais en deux différents degrés oxydation, à la suite de laquelle, lorsqu'il interagit avec des hydroxydes acides, il ne forme pas un, mais deux sels différents.
Composés binaires tels que AgF, KBr, Na2 S, Ba(HS)2 ,NaCN,NH4 Cl et Pb(N3 ) 2 , sont construits, comme les sels, à partir de vrais cations et anions, c'est pourquoi on les appellesemblable à du selcomposés binaires (ou simplement sels). Ils peuvent être considérés comme des produits du remplacement des atomes d'hydrogène dans les composés HF, HCl, HBr, H.2 S, НCN et НN3 . Ces derniers en solution aqueuse ont une fonction acide, et donc leurs solutions sont appelées acides, par exemple HF (aqua) - acide fluorhydrique, H2 S(aqua) - acide hydrosulfure. Cependant, ils n’appartiennent pas au type d’hydroxydes d’acide et leurs dérivés n’appartiennent pas aux sels de la classification des substances inorganiques.
La grandeur et sa dimension
Rapport
Masse atomique de l'élément X (relative)
Numéro de série de l'élément
Z= N(e –) = N(R. +)
Fraction massique de l'élément E dans la substance X, en fractions d'unité, en %)
Quantité de substance X, mol
Quantité de substance gazeuse, mol
V m= 22,4 l/mol (n.s.)Bien. – R.= 101 325 Pa, T= 273 Ko
Masse molaire de la substance X, g/mol, kg/mol
Masse de substance X, g, kg
m(X) = n(X) M(X)
Volume molaire de gaz, l/mol, m 3 /mol
V m= 22,4 l/mol en Nouvelle-Écosse
Volume de gaz, m 3
V = V m × n
Rendement du produit
Densité de la substance X, g/l, g/ml, kg/m3
Densité substance gazeuse X sur l'hydrogène
Densité de la substance gazeuse X dans l'air
M(air) = 29 g/mol
Combiné loi sur le gaz
Équation de Mendeleïev-Clapeyron
PV = nRT, R.= 8,314 J/mol×K
Fraction volumique d'une substance gazeuse dans un mélange de gaz, en fractions d'unité ou en %
Masse molaire d'un mélange de gaz
Fraction molaire d'une substance (X) dans un mélange
Quantité de chaleur, J, kJ
Q = n(X) Q(X)
Effet thermique de la réaction
Q =–H
Chaleur de formation de la substance X, J/mol, kJ/mol
Vitesse de réaction chimique (mol/lsec)
Loi de l'action de masse
(pour une simple réaction)
un A+ V B = Avec C+ d D
toi = k Avec un(A) Avec V(B)
La règle de Van't Hoff
Solubilité de la substance (X) (g/100 g de solvant)
Fraction massique de la substance X dans le mélange A + X, en fractions d'unité, en %
Poids de la solution, g, kg
m(rr) = m(X)+ m(H2O)
m(rr) = V(rr) (rr)
Fraction massique de substance dissoute en solution, en fractions d'unité, en %
Densité de la solution
Volume de solution, cm 3, l, m 3
Concentration molaire, mol/l
Degré de dissociation électrolytique (X), en fractions d'unité ou %
Produit ionique de l'eau
K(H2O) =
PH
pH = –lg
Principal:
Kouznetsova N.E. et etc. Chimie. 8e-10e année – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.
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Chimie. Examen d'État unifié 2008. Tests d'entrée, support pédagogique / éd. V.N. Doronkina. – Rostov n/a : Légion, 2008.– 271 p.
Liste des sites internet sur la chimie :
1. Alhimik. http:// www. alhimik. ru
2. La chimie pour tous. Ouvrage de référence électronique pour cours complet chimie.
http:// www. informika. ru/ texte/ base de données/ chimie/ COMMENCER. HTML
3. Chimie scolaire - ouvrage de référence. http:// www. chimie scolaire. par. ru
4. Tuteur de chimie. http://www. chimie.nm.ru
Ressources Internet
Alhimik. http:// www. alhimik. ru
La chimie pour tous. Ouvrage de référence électronique pour un cours complet de chimie.
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Chimie scolaire - ouvrage de référence. http:// www. chimie scolaire. par. ru
http://www.classchem.narod.ru
Professeur de chimie. http://www. chimie.nm.ru
http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- ressources Internet pédagogiques sur la chimie
http://schoolchemistry.by.ru/- chimie scolaire. Ce site a la possibilité de passer des tests en ligne sur divers sujets, ainsi que options de démonstration Examen d'État unifié
Chimie et vie – XXIe siècle : revue de vulgarisation scientifique. http:// www. hij. ru
