Grundformeln chemischer Verbindungen. Chemische Formeln

Größe und ihre Dimension	Verhältnis
Atommasse des Elements X (relativ)
Seriennummer des Elements	Z= N(e –) = N(R +)
Massenanteil des Elements E im Stoff X, in Bruchteilen einer Einheit, in %)
Stoffmenge X, mol
Menge an Gassubstanz, Mol	V M= 22,4 l/mol (n.s.) Also. – R= 101 325 Pa, T= 273 K
Molmasse der Substanz X, g/mol, kg/mol
Masse der Substanz X, g, kg	M(X) = N(X) M(X)
Molares Gasvolumen, l/mol, m 3 /mol	V M= 22,4 l/mol bei N.S.
Gasvolumen, m 3	V = V M × N
Produktausbeute
Dichte der Substanz X, g/l, g/ml, kg/m3
Dichte der gasförmigen Substanz X durch Wasserstoff
Dichte des gasförmigen Stoffes X in Luft	M(Luft) = 29 g/mol
Vereinigtes Gasgesetz
Mendeleev-Clapeyron-Gleichung	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Volumenanteil eines gasförmigen Stoffes in einem Gasgemisch, in Bruchteilen einer Einheit oder in %
Molmasse eines Gasgemisches
Stoffmengenanteil einer Substanz (X) in einer Mischung
Wärmemenge, J, kJ	Q = N(X) Q(X)
Thermische Wirkung der Reaktion	Q =–H
Bildungswärme des Stoffes X, J/mol, kJ/mol
Geschwindigkeit chemische Reaktion(mol/ls)
Gesetz der Massenwirkung (für eine einfache Reaktion)	A A+ V B= Mit C + D D u = k Mit A(A) Mit V(B)
Van't Hoffs Regel
Löslichkeit des Stoffes (X) (g/100 g Lösungsmittel)
Massenanteil des Stoffes X im Gemisch A + X, in Bruchteilen einer Einheit, in %
Gewicht der Lösung, g, kg	M(rr) = M(X)+ M(H2O) M(rr) = V(rr)  (rr)
Massenanteil der gelösten Substanz in Lösung, in Bruchteilen einer Einheit, in %
Lösungsdichte
Lösungsvolumen, cm 3, l, m 3
Molare Konzentration, mol/l
Grad der Elektrolytdissoziation (X), in Bruchteilen einer Einheit oder %
Ionisches Produkt von Wasser	K(H2O) =
pH-Wert	pH = –lg

Hauptsächlich:

Kuznetsova N.E. usw.. Chemie. 8. Klasse-10. Klasse – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chemie.11. Klasse in 2 Teilen, 2005-2007.

Egorov A.S. Chemie. Ein neues Lehrbuch zur Vorbereitung auf das Hochschulstudium. Rostow n/d: Phoenix, 2004.– 640 S.

Egorov A.S. Chemie: ein moderner Kurs zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen. Rostow n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 S.

Egorov A.S. Selbstanleitung zur Lösung chemischer Probleme. – Rostow am Don: Phoenix, 2000. – 352 S.

Chemie-/Nachhilfehandbuch für Studienbewerber. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 S.

Chomtschenko G.P., Chomtschenko I.G.. Probleme der Chemie für Studienbewerber. M.: Handelshochschule. 2007.–302p.

Zusätzlich:

Vrublevsky A.I.. Lehr- und Schulungsmaterialien zur Vorbereitung auf zentrale Prüfungen in Chemie / K.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 S.

Vrublevsky A.I.. 1000 Probleme in der Chemie mit Transformationsketten und Kontrolltests für Schüler und Bewerber – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 S.

Egorov A.S.. Alle Arten von Rechenaufgaben in der Chemie zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 S.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typische Aufgaben und Übungen zur Vorbereitung auf die Chemieprüfung. – Rostow o. J.: Phoenix, 2005. – 448 S.

Einheitliches Staatsexamen 2007. Chemie. Lehr- und Schulungsmaterialien zur Vorbereitung von Studenten / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 S.

Einheitliches Staatsexamen 2011. Chemie. Bildungs- und Schulungskit ed. A.A. Kaverina. – M.: Nationale Bildung, 2011.

Die einzigen wirklichen Optionen für Aufgaben zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen. Einheitliches Staatsexamen 2007. Chemie/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Bundesprüfstelle, 2007.–151 S.

Kaverina A.A. Der optimale Aufgabenkatalog zur Vorbereitung der Studierenden. Einheitliches Staatsexamen 2012. Chemie. Anleitung./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medwedew, M.G. Snastina. – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 S.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Testaufgaben als Ergänzung zu Tests für Studierende von 10-monatigen Fernstudiengängen (methodische Anleitung). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chemie. Einheitliches Staatsexamen 2011. Trainingstests. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 S.

Litvinova T.N.. Chemie. Tests für das Einheitliche Staatsexamen. Rostow o. J.: Phoenix, 2012. - 284 S.

Litvinova T.N.. Chemie. Gesetze, Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen. Rostow o. J.: Phoenix, 2012. - 156 S.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemie in Aufgaben für Hochschulbewerber – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir und Education Publishing House LLC, 2009. – 832 S.

Pädagogischer und methodischer Komplex in der Chemie für Studierende medizinischer und biologischer Studiengänge, hrsg. T. N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chemie. Einheitliches Staatsexamen 2008. Aufnahmetests, Lehrmittel / Hrsg. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legion, 2008.– 271 S.

Liste der Websites zum Thema Chemie:

1. Alhimik. http:// www. alhimik. ru

2. Chemie für alle. Elektronisches Nachschlagewerk für ein komplettes Chemiestudium.

http:// www. informika. ru/ Text/ Datenbank/ Chemie/ START. html

3. Schulchemie – Nachschlagewerk. http:// www. Schulchemie. von. ru

4. Nachhilfelehrer für Chemie. http://www. chemie.nm.ru

Internetressourcen

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemie für alle. Elektronisches Nachschlagewerk für ein komplettes Chemiestudium.

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Schulchemie – Nachschlagewerk. http:// www. Schulchemie. von. ru

http://www.classchem.narod.ru

Nachhilfelehrer für Chemie. http://www.

chemie.nm.ru http://www.alleng.ru/edu/chem.htm

- Bildungs-Internetressourcen zum Thema Chemie http://schoolchemistry.by.ru/ - Schulchemie. Diese Seite bietet die Möglichkeit, Online-Tests zu verschiedenen Themen durchzuführen Demo-Optionen

Einheitliches Staatsexamen http:// www. Chemie und Leben – 21. Jahrhundert: populärwissenschaftliches Magazin.. ru

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mehrere Grundkonzepte und Formeln.

Alle Stoffe haben unterschiedliche Masse, Dichte und Volumen. Ein Stück Metall aus einem Element kann ein Vielfaches wiegen als ein genau gleich großes Stück eines anderen Metalls. Mol

(Anzahl der Mol) Bezeichnung: Mol , international: Mol - eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der enthaltenen Stoffmenge N / A. Teilchen (Moleküle, Atome, Ionen) Daher wurde eine universelle Größe eingeführt - Anzahl der Mol. Eine häufig in Aufgaben vorkommende Phrase ist „erhalten...“

- eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der enthaltenen Stoffmenge Mol Substanz“

- eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der enthaltenen Stoffmenge= 6,02 1023 - Avogadros Nummer. Auch „eine Nummer nach Vereinbarung“. Wie viele Atome befinden sich in der Spitze eines Bleistifts? Ungefähr tausend. Es ist nicht bequem, mit solchen Mengen zu arbeiten. Daher waren sich Chemiker und Physiker auf der ganzen Welt einig: Bezeichnen wir 6,02 × 1023 Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) als 1 Mol.

Substanzen

1 Mol = 6,02 · 1023 Teilchen

Dies war die erste der Grundformeln zur Lösung von Problemen.

Molmasse einer Substanz Molmasse Substanz ist die Masse von Eins.

Mol Substanz

Bezeichnet als Mr. Sie wird nach dem Periodensystem ermittelt – sie ist einfach die Summe der Atommassen eines Stoffes. Zum Beispiel wird uns gegeben Schwefelsäure
- H2SO4. Berechnen wir die Molmasse eines Stoffes: Atommasse H = 1, S-32, O-16.

Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

Die zweite notwendige Formel zur Lösung von Problemen lautet:

Stoffmassenformel

Das heißt, um die Masse einer Substanz zu ermitteln, müssen Sie die Anzahl der Mol (n) kennen, und wir ermitteln die Molmasse aus dem Periodensystem. Massenerhaltungssatz -

Die Masse der Stoffe, die eine chemische Reaktion eingehen, ist immer gleich der Masse der resultierenden Stoffe.

Wenn wir die Masse(n) der reagierenden Stoffe kennen, können wir die Masse(n) der Produkte dieser Reaktion ermitteln. Und umgekehrt.

Die dritte Formel zur Lösung von Problemen in der Chemie lautet:

Volumen der Substanz

Leider entspricht dieses Bild nicht unseren Richtlinien. Um mit der Veröffentlichung fortzufahren, löschen Sie bitte das Bild oder laden Sie ein anderes hoch. Woher kommt die Zahl 22,4? Aus:

Avogadros Gesetz

Gleiche Volumina verschiedener Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck enthalten die gleiche Anzahl an Molekülen. Nach dem Avogadro-Gesetz 1 Mol unter normalen Bedingungen (n.s.) hat das gleiche Volumen Vm= 22,413 996(39) l

Das heißt, wenn das Problem vorliegt, das uns gestellt wird normale Bedingungen Wenn wir dann die Anzahl der Mol (n) kennen, können wir das Volumen der Substanz ermitteln.

Also, Grundformeln zur Lösung von Problemen in der Chemie

Avogadros Nummer- eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der enthaltenen Stoffmenge

6,02 1023 Teilchen

Stoffmenge n (mol)

n=V\22,4 (l\mol)

Masse an Substanz m (g)

Volumen der Substanz V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Volumen der Substanz

Das sind Formeln. Um Probleme zu lösen, muss man oft zunächst die Reaktionsgleichung aufstellen und (erforderlich!) die Koeffizienten anordnen – ihr Verhältnis bestimmt das Molverhältnis im Prozess.

Schlüsselwörter: Chemie 8. Klasse. Alle Formeln und Definitionen, Symbole physikalischer Größen, Maßeinheiten, Präfixe zur Bezeichnung von Maßeinheiten, Beziehungen zwischen Einheiten, chemische Formeln, grundlegende Definitionen, kurz, Tabellen, Diagramme.

1. Symbole, Namen und Maßeinheiten
einige physikalische Größen, die in der Chemie verwendet werden

Physikalische Größe	Bezeichnung	Maßeinheit
Zeit	T	Mit
Druck	P	Pa, kPa
Stoffmenge	ν	Bezeichnung:
Masse an Substanz	M	kg, g
Massenanteil	ω	Dimensionslos
Molmasse einer Substanz	M	kg/mol, g/mol
Molares Volumen	Vn	m 3 /mol, l/mol
Substanzvolumen	V	m 3, l
Volumenanteil		Dimensionslos
Relative Atommasse	Ein r	Dimensionslos
	Herr	Dimensionslos
Relative Dichte von Gas A zu Gas B	D B (A)	Dimensionslos
Dichte der Materie	R	kg/m3, g/cm3, g/ml
Avogadros Konstante	N / A	1/mol
Absolute Temperatur	T	K (Kelvin)
Temperatur in Celsius	T	°C (Grad Celsius)
Thermischer Effekt einer chemischen Reaktion	Q	kJ/mol

2. Beziehungen zwischen Einheiten physikalischer Größen

3. Chemische Formeln in der 8. Klasse

4. Grundlegende Definitionen in der 8. Klasse

Atom- das kleinste chemisch unteilbare Teilchen einer Substanz.
Chemisches Element- eine bestimmte Art von Atom.
Molekül- das kleinste Teilchen eines Stoffes, das seine Zusammensetzung und chemischen Eigenschaften behält und aus Atomen besteht.
Einfache Substanzen- Stoffe, deren Moleküle aus gleichartigen Atomen bestehen.
Komplexe Substanzen- Stoffe, deren Moleküle aus Atomen unterschiedlicher Art bestehen.
Qualitative Zusammensetzung des Stoffes zeigt an, aus welchen Atomen der Elemente es besteht.
Quantitative Zusammensetzung des Stoffes zeigt die Anzahl der Atome jedes Elements in seiner Zusammensetzung.
Chemische Formel- eine konventionelle Erfassung der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung eines Stoffes anhand chemischer Symbole und Indizes.
Atomare Masseneinheit(amu) – Maßeinheit der Atommasse, gleiche Masse 1/12 Kohlenstoffatom 12 C.
Alle Stoffe haben unterschiedliche Masse, Dichte und Volumen. Ein Stück Metall aus einem Element kann ein Vielfaches wiegen als ein genau gleich großes Stück eines anderen Metalls.- die Menge eines Stoffes, die eine Anzahl von Teilchen enthält, die der Anzahl der Atome in 0,012 kg Kohlenstoff 12 C entspricht.
Avogadros Konstante (N / A = 6*10 23 mol -1) – die Anzahl der in einem Mol enthaltenen Teilchen.
Dies war die erste der Grundformeln zur Lösung von Problemen. (M ) ist die Masse einer Substanz in einer Menge von 1 Mol.
Relative Atommasse Element A R - das Verhältnis der Masse eines Atoms eines gegebenen Elements m 0 zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12 C.
Relatives Molekulargewicht Substanzen M R - das Verhältnis der Masse eines Moleküls einer bestimmten Substanz zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12 C. Die relative Molekülmasse ist gleich der Summe der relativen Atommassen chemische Elemente Bildung einer Verbindung unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome eines bestimmten Elements.
Massenanteil chemisches Element ω(X) zeigt, welchen Anteil der relativen Molekülmasse der Substanz X ein bestimmtes Element ausmacht.

ATOMIC-MOLEKULARE LEHRE
1. Es gibt Stoffe mit molekularer und nichtmolekularer Struktur.
2. Zwischen den Molekülen gibt es Lücken, deren Größe davon abhängt Aggregatzustand Substanzen und Temperaturen.
3. Moleküle sind in ständiger Bewegung.
4. Moleküle bestehen aus Atomen.
6. Atome zeichnen sich durch eine bestimmte Masse und Größe aus.
Bei physikalischen Phänomenen bleiben Moleküle erhalten, bei chemischen Phänomenen werden sie in der Regel zerstört. Atome bei chemische Phänomene sich neu anordnen, um Moleküle neuer Substanzen zu bilden.

Gesetz der konstanten Zusammensetzung der Materie
Jeder chemisch reine Stoff mit molekularer Struktur hat unabhängig von der Herstellungsmethode eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung.

WERTIGKEIT
Unter Wertigkeit versteht man die Eigenschaft eines Atoms eines chemischen Elements, eine bestimmte Anzahl von Atomen eines anderen Elements zu binden oder zu ersetzen.

CHEMISCHE REAKTION
Eine chemische Reaktion ist ein Phänomen, bei dem aus einem Stoff andere Stoffe entstehen. Reaktanten sind Stoffe, die eine chemische Reaktion eingehen. Reaktionsprodukte sind Stoffe, die bei einer Reaktion entstehen.
Anzeichen chemischer Reaktionen:
1. Freisetzung von Wärme (Licht).
2. Farbänderung.
3. Geruch tritt auf.
4. Sedimentbildung.
5. Gasfreisetzung.

Moderne Symbole für chemische Elemente wurden 1813 von J. Berzelius in die Wissenschaft eingeführt. Nach seinem Vorschlag werden Elemente mit den Anfangsbuchstaben ihrer lateinischen Namen bezeichnet. Beispielsweise wird Sauerstoff (Oxygenium) mit dem Buchstaben O, Schwefel (Schwefel) mit dem Buchstaben S und Wasserstoff (Hydrogenium) mit dem Buchstaben H bezeichnet. In Fällen, in denen die Namen der Elemente mit demselben Buchstaben beginnen, ist ein weiterer Buchstabe erforderlich zum ersten Buchstaben hinzugefügt. So hat Kohlenstoff (Carboneum) das Symbol C, Calcium (Calcium) - Ca, Kupfer (Cuprum) - Cu.

Chemische Symbole sind nicht nur abgekürzte Namen von Elementen, sie drücken auch bestimmte Mengen (oder Massen) aus, d. h. Jedes Symbol repräsentiert entweder ein Atom eines Elements oder ein Mol seiner Atome oder eine Masse eines Elements, die der Molmasse dieses Elements entspricht (oder proportional dazu ist). Beispielsweise bedeutet C entweder ein Kohlenstoffatom oder ein Mol Kohlenstoffatome oder 12 Masseneinheiten (normalerweise 12 g) Kohlenstoff.

Chemische Formeln

Stoffformeln geben außerdem nicht nur die Zusammensetzung des Stoffes an, sondern auch seine Menge und Masse. Jede Formel repräsentiert entweder ein Molekül einer Substanz oder ein Mol einer Substanz oder eine Masse einer Substanz, die gleich (oder proportional) zu ihrer Molmasse ist. H2O stellt beispielsweise entweder ein Molekül Wasser oder ein Mol Wasser oder 18 Masseneinheiten (normalerweise 18 g) Wasser dar.

Einfache Stoffe werden auch durch Formeln angegeben, aus denen hervorgeht, aus wie vielen Atomen das Molekül besteht einfache Substanz: Die Formel von Wasserstoff lautet beispielsweise H 2. Wenn die atomare Zusammensetzung eines Moleküls einer einfachen Substanz nicht genau bekannt ist oder die Substanz aus Molekülen mit einer unterschiedlichen Anzahl von Atomen besteht und außerdem keine molekulare, sondern eine atomare oder metallische Struktur aufweist, wird die einfache Substanz mit bezeichnet das Symbol des Elements. Beispielsweise wird der einfache Stoff Phosphor mit der Formel P bezeichnet, da Phosphor je nach Bedingungen aus Molekülen mit unterschiedlicher Atomzahl bestehen oder eine Polymerstruktur aufweisen kann.

Chemische Formeln zur Lösung von Problemen

Basierend auf den Ergebnissen der Analyse wird die Formel des Stoffes bestimmt. Laut Analyse enthält Glucose beispielsweise 40 % (Gew.) Kohlenstoff, 6,72 % (Gew.) Wasserstoff und 53,28 % (Gew.) Sauerstoff. Daher stehen die Massen von Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis 40:6,72:53,28. Bezeichnen wir die gewünschte Formel für Glucose mit C x H y O z, wobei x, y und z die Anzahl der Kohlenstoff-, Wasserstoff- und Sauerstoffatome im Molekül sind. Die Massen der Atome dieser Elemente betragen jeweils 12,01; 1.01 und 16.00 Uhr Daher enthält das Glucosemolekül 12,01x amu. Kohlenstoff, 1,01u amu Wasserstoff und 16.00zа.u.m. Sauerstoff. Das Verhältnis dieser Massen beträgt 12,01x: 1,01y: 16,00z. Aber wir haben diesen Zusammenhang bereits anhand von Glukoseanalysedaten gefunden. Somit:

12,01x: 1,01y: 16,00z = 40:6,72:53,28.

Nach den Proportionseigenschaften:

x: y: z = 40/12,01:6,72/1,01:53,28/16,00

oder x:y:z = 3,33:6,65:3,33 = 1:2:1.

Daher gibt es in einem Glukosemolekül zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom pro Kohlenstoffatom. Diese Bedingung wird durch die Formeln CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 usw. erfüllt. Die erste dieser Formeln – CH 2 O – wird als einfachste oder empirische Formel bezeichnet; es hat ein Molekulargewicht von 30,02. Um die wahre oder molekulare Formel herauszufinden, müssen Sie das Molekulargewicht einer bestimmten Substanz kennen. Beim Erhitzen wird Glukose zerstört, ohne sich in Gas umzuwandeln. Sein Molekulargewicht kann jedoch auch mit anderen Methoden bestimmt werden: Es beträgt 180. Aus einem Vergleich dieses Molekulargewichts mit dem Molekulargewicht, das der einfachsten Formel entspricht, wird klar, dass die Formel C 6 H 12 O 6 Glucose entspricht.

Somit ist eine chemische Formel ein Bild der Zusammensetzung einer Substanz unter Verwendung von Symbolen chemischer Elemente, numerischen Indizes und einigen anderen Zeichen. Folgende Formeltypen werden unterschieden:

— am einfachsten , das experimentell durch Bestimmung des Verhältnisses chemischer Elemente in einem Molekül und Verwendung der Werte ihrer relativen Atommassen erhalten wird (siehe Beispiel oben);

— molekular , die durch Kenntnis der einfachsten Formel einer Substanz und ihres Molekulargewichts erhalten werden kann (siehe Beispiel oben);

— rational , mit Atomgruppen, die für Klassen chemischer Elemente charakteristisch sind (R-OH – Alkohole, R – COOH – Carbonsäuren, R – NH 2 – primäre Amine usw.);

— strukturell (grafisch) , zeigt relative Position Atome in einem Molekül (können zweidimensional (in einer Ebene) oder dreidimensional (im Raum) sein);

— elektronisch, zeigt die Verteilung der Elektronen über Orbitale an (nur für chemische Elemente geschrieben, nicht für Moleküle).

Schauen wir uns das Beispiel des Ethylalkoholmoleküls genauer an:

die einfachste Formel von Ethanol ist C 2 H 6 O;
die Summenformel von Ethanol ist C 2 H 6 O;
die rationale Formel von Ethanol ist C 2 H 5 OH;

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung

Bei vollständiger Verbrennung von sauerstoffhaltigem organische Substanz mit einem Gewicht von 13,8 g erhielt 26,4 g Kohlendioxid und 16,2 g Wasser. Finden Sie die Summenformel eines Stoffes, wenn die relative Dichte seiner Dämpfe in Bezug auf Wasserstoff 23 beträgt.

Lösung

Lassen Sie uns ein Diagramm der Verbrennungsreaktion einer organischen Verbindung erstellen und die Anzahl der Kohlenstoff-, Wasserstoff- und Sauerstoffatome mit „x“, „y“ bzw. „z“ bezeichnen:

C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O.

Bestimmen wir die Massen der Elemente, aus denen dieser Stoff besteht. Werte der relativen Atommassen aus dem Periodensystem von D.I. Mendelejew, runden auf ganze Zahlen: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu.

m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C);

m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H);

Berechnen wir die Molmassen von Kohlendioxid und Wasser. Bekanntlich ist die Molmasse eines Moleküls gleich der Summe der relativen Atommassen der Atome, aus denen das Molekül besteht (M = Mr):

M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol;

M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol.

m(C) = ×12 = 7,2 g;

m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 = 1,8 g.

m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g.

Lassen Sie uns die chemische Formel der Verbindung bestimmen:

x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O);

x:y:z = 7,2/12:1,8/1:4,8/16;

x:y:z = 0,6: 1,8: 0,3 = 2: 6: 1.

Dies bedeutet, dass die einfachste Formel der Verbindung C 2 H 6 O ist und die Molmasse 46 g/mol beträgt.

Bedeutung Molmasse Eine organische Substanz kann anhand ihrer Wasserstoffdichte bestimmt werden:

M Substanz = M(H 2) × D(H 2) ;

M Substanz = 2 × 23 = 46 g/mol.

M Substanz / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1.

Dies bedeutet, dass die Formel der organischen Verbindung C 2 H 6 O lautet.

Antwort

C2H6O

BEISPIEL 2

Übung

Der Massenanteil von Phosphor in einem seiner Oxide beträgt 56,4 %. Die Oxiddampfdichte in Luft beträgt 7,59. Bestimmen Sie die Summenformel des Oxids.

Lösung

Der Massenanteil des Elements X in einem Molekül der Zusammensetzung NX wird nach folgender Formel berechnet:

ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %.

Berechnen wir den Massenanteil von Sauerstoff in der Verbindung:

ω(O) = 100 % – ω(P) = 100 % – 56,4 % = 43,6 %.

Bezeichnen wir die Anzahl der Mol der in der Verbindung enthaltenen Elemente als „x“ (Phosphor), „y“ (Sauerstoff). Dann sieht das Molverhältnis wie folgt aus (die Werte der relativen Atommassen aus dem Periodensystem von D. I. Mendeleev sind auf ganze Zahlen gerundet):

x:y = ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O);

x:y = 56,4/31: 43,6/16;

x:y = 1,82:2,725 = 1:1,5 = 2:3.

Das bedeutet, dass die einfachste Formel für die Verbindung von Phosphor mit Sauerstoff P 2 O 3 und eine Molmasse von 94 g/mol ist.

Die Molmasse eines organischen Stoffes lässt sich anhand seiner Luftdichte bestimmen:

M Stoff = M Luft × D Luft;

M Substanz = 29 × 7,59 = 220 g/mol.

Um die wahre Formel einer organischen Verbindung zu finden, ermitteln wir das Verhältnis der resultierenden Molmassen:

M Substanz / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2.

Das bedeutet, dass die Indizes der Phosphor- und Sauerstoffatome doppelt so hoch sein sollten, d.h. Die Formel des Stoffes lautet P 4 O 6.

Antwort

P4O6

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