Ziel: Die Schüler mit den Konzepten "Stoffmenge", "Molmasse" vertraut machen, um eine Vorstellung von der Avogadro-Konstante zu geben. Zeigen Sie den Zusammenhang zwischen der Menge eines Stoffes, der Teilchenzahl und der Avogadro-Konstante sowie den Zusammenhang zwischen Molmasse, Masse und Menge eines Stoffes. Rechnen lernen.

Unterrichtsart: Lernstunde und primäre Festigung des neuen Wissens.

Während des Unterrichts

I. Organisatorischer Moment

II. Überprüfung von d / z zum Thema: "Arten chemischer Reaktionen"

III. Neues Material lernen

1. Stoffmenge - Mol

Substanzen reagieren in genau definierten Anteilen. Um zum Beispiel den Stoff Wasser zu erhalten, muss man so viel Wasserstoff und Sauerstoff nehmen, dass auf zwei Moleküle Wasserstoff ein Molekül Sauerstoff kommt:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Um die Substanz Eisensulfid zu erhalten, muss man so viel Eisen und Schwefel nehmen, dass auf jedes Eisenatom ein Schwefelatom kommt.

Um die Substanz Phosphoroxid zu erhalten, müssen Sie so viele Moleküle Phosphor und Sauerstoff einnehmen, dass für vier Moleküle Phosphor fünf Moleküle Sauerstoff vorhanden sind.

Die Zahl der Atome, Moleküle und anderer Teilchen lässt sich in der Praxis nicht bestimmen – sie sind zu klein und mit bloßem Auge nicht sichtbar. Um die Anzahl der Struktureinheiten (Atome, Moleküle) in der Chemie zu bestimmen, wird ein spezieller Wert verwendet - Menge an Materie ( v - nackt). Die Mengeneinheit eines Stoffes ist Maulwurf.

• Ein Mol ist die Menge eines Stoffes, die so viele Strukturteilchen (Atome, Moleküle) enthält, wie Atome in 12 g Kohlenstoff vorhanden sind.

Es wurde experimentell festgestellt, dass 12 g Kohlenstoff 6·10 23 Atome enthalten. Das bedeutet, dass ein Mol eines beliebigen Stoffes unabhängig von seinem Aggregatzustand die gleiche Anzahl von Teilchen enthält - 6 · 10 · 23.

• 1 Mol Sauerstoff (O 2) enthält 6 10 23 Moleküle.
• 1 Mol Wasserstoff (H 2) enthält 6 10 23 Moleküle.
• 1 Mol Wasser (H 2 O) enthält 6 10 23 Moleküle.
• 1 Mol Eisen (Fe) enthält 6 10 23 Moleküle.

Die Übung: Beantworten Sie anhand der erhaltenen Informationen die folgenden Fragen:

a) Wie viele Sauerstoffatome enthält 1 Mol Sauerstoff?

– 6 10 23 2 = 12 10 23 Atome.

b) Wie viele Wasserstoff- und Sauerstoffatome enthält 1 Mol Wasser (H 2 O)?

– 6 10 23 2 = 12 10 23 Wasserstoffatome und 6 10 23 Sauerstoffatome.

Anzahl 6 10 23 heißt Avogadro-Konstante zu Ehren des italienischen Wissenschaftlers des 19. Jahrhunderts und trägt die Bezeichnung NA. Maßeinheiten sind Atome/Mol oder Moleküle/Mol.

2. Lösen von Aufgaben zum Auffinden der Stoffmenge

Oft muss man wissen, wie viele Teilchen eines Stoffes in einer bestimmten Menge eines Stoffes enthalten sind. Oder die Menge einer Substanz durch eine bekannte Anzahl von Molekülen zu finden. Diese Berechnungen können mit der Formel durchgeführt werden:

wobei N die Anzahl der Moleküle ist, NA die Avogadro-Konstante ist, v- Menge der Substanz. Aus dieser Formel können Sie die Stoffmenge ausdrücken.

v= N / NA

Aufgabe 1. Wie viele Atome sind in 2 Mol Schwefel enthalten?

N = 2 6 10 23 = 12 10 23 Atome.

Aufgabe 2. Wie viele Atome sind in 0,5 Mol Eisen enthalten?

N = 0,5 6 10 23 = 3 10 23 Atome.

Aufgabe 3. Wie viele Moleküle sind in 5 Mol Kohlendioxid enthalten?

N = 5 6 10 23 = 30 10 23 Moleküle.

Aufgabe 4. Wie viel von einem Stoff sind 12 10 23 Moleküle dieses Stoffes?

v= 12 10 23 / 6 10 23 \u003d 2 mol.

Aufgabe 5. Welche Menge eines Stoffes sind 0,6 10 23 Moleküle dieses Stoffes?

v= 0,6 10 23 / 6 10 23 \u003d 0,1 mol.

Aufgabe 6. Wie viel von einem Stoff sind 3 10 23 Moleküle dieses Stoffes?

v= 3 10 23 / 6 10 23 \u003d 0,5 mol.

3. Molmasse

Bei chemischen Reaktionen müssen Sie die Stoffmenge in Mol berücksichtigen.

F: Aber wie misst man in der Praxis 2 oder 2,5 Mol einer Substanz? Was ist die beste Einheit, um die Masse von Substanzen zu messen?

Der Einfachheit halber wird in der Chemie die Molmasse verwendet.

Molmasse ist die Masse von einem Mol einer Substanz.

Es wird als - M bezeichnet. Es wird in g / mol gemessen.

Die Molmasse ist gleich dem Verhältnis der Masse eines Stoffes zur entsprechenden Menge des Stoffes.

Die Molmasse ist ein konstanter Wert. Der Zahlenwert der Molmasse entspricht dem Wert des relativen Atom- oder relativen Molekulargewichts.

F: Wie finde ich relative Atom- oder relative Molekulargewichte?

Mr(S) = 32; M (S) \u003d 32 g / mol - was 1 mol Schwefel entspricht

Mr (H 2 O) = 18; M (H 2 O) \u003d 18 g / mol - was 1 mol Wasser entspricht.

4. Lösen von Problemen beim Auffinden der Materiemasse

Aufgabe 7. Bestimmen Sie die Masse von 0,5 Mol Eisen.

Aufgabe 8. Bestimmen Sie die Masse von 0,25 Mol Kupfer

Aufgabe 9. Bestimmen Sie die Masse von 2 Mol Kohlendioxid (CO 2)

Aufgabe 10. Aus wie viel Mol Kupferoxid - CuO bestehen 160 g Kupferoxid?

v= 160 / 80 = 8mol

Aufgabe 11. Wie viele Mol Wasser entsprechen 30 g Wasser

v= 30/18 = 1,66 mol

Aufgabe 12. Wie viele Mol Magnesium entsprechen seinen 40 Gramm?

v= 40/24 = 1,66 mol

IV. Verankerung

Umfrage vorne:

1. Wie hoch ist die Stoffmenge?
2. Was ist 1 Mol einer beliebigen Substanz gleich?
3. Was ist Molmasse?
4. Gibt es einen Unterschied zwischen den Begriffen „Mol von Molekülen“ und „Mol von Atomen“?
5. Erklären Sie am Beispiel des Ammoniakmoleküls NH3.
6. Warum ist es wichtig, Formeln zu kennen, wenn man Probleme löst?

Aufgaben:

1. Wie viele Moleküle sind in 180 Gramm Wasser enthalten?
2. Aus wie vielen Molekülen bestehen 80 g Kohlendioxid?

V. Hausaufgaben

Studieren Sie den Text des Absatzes, machen Sie zwei Aufgaben: um die Substanzmenge zu finden; um die Masse eines Stoffes zu finden.

Literatur:

1. Gara N. N. Chemie. Unterricht in Klasse 8: Ein Leitfaden für Lehrer. _ M.: Aufklärung, 2009.
2. Rudzites G.E., Feldman F.G. Chemie. Klasse 8: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen – M.: Pädagogik, 2009.

Die typischsten Prozesse in der Chemie sind chemische Reaktionen, d.h. Wechselwirkungen zwischen einigen Ausgangsstoffen, die zur Bildung neuer Stoffe führen. Stoffe reagieren in bestimmten Mengenverhältnissen, die berücksichtigt werden müssen, um mit möglichst wenig Ausgangsstoffen die gewünschten Produkte zu erhalten und keine nutzlosen Produktionsabfälle zu erzeugen. Zur Berechnung der Massen reagierender Stoffe stellt sich heraus, dass eine weitere physikalische Größe benötigt wird, die einen Teil eines Stoffes durch die Anzahl der darin enthaltenen Struktureinheiten charakterisiert. An sich ist die Ego-Zahl ungewöhnlich groß. Dies geht insbesondere aus Beispiel 2.2 hervor. Daher wird in praktischen Berechnungen die Anzahl der Struktureinheiten durch einen speziellen Wert namens ersetzt Anzahl Substanzen.

Die Stoffmenge ist ein Maß für die Anzahl der Struktureinheiten, bestimmt durch den Ausdruck

wo N(X)- die Anzahl der Struktureinheiten des Stoffes X in einer realen oder gedanklich eingenommenen Portion einer Substanz, N A = 6.02 10 23 - Avogadro-Konstante (Zahl), weit verbreitet in der Wissenschaft, eine der grundlegenden physikalischen Konstanten. Bei Bedarf kann ein genauerer Wert der Avogadro-Konstante 6,02214 10 23 verwendet werden. Ein Teil einer Substanz, die enthält N eine Struktureinheit, stellt eine einzelne Menge einer Substanz dar - 1 Mol. So wird die Menge einer Substanz in Mol gemessen, und die Avogadro-Konstante hat die Einheit 1/mol oder in einer anderen Schreibweise mol -1.

Mit allerlei Überlegungen und Berechnungen im Zusammenhang mit den Eigenschaften von Materie und chemischen Reaktionen, dem Konzept Menge der Substanz ersetzt das Konzept vollständig Anzahl der Struktureinheiten. Dadurch entfällt die Notwendigkeit, große Zahlen zu verwenden. Anstatt zum Beispiel zu sagen „entnommen 6,02 10 23 Struktureinheiten (Moleküle) Wasser“, sagen wir: „entnommen 1 Mol Wasser“.

Jede Portion einer Substanz ist sowohl durch die Masse als auch durch die Menge der Substanz gekennzeichnet.

Das Verhältnis der Masse eines StoffesXzur Stoffmenge nennt man MolmasseM(X):

Die Molmasse ist zahlenmäßig gleich der Masse von 1 Mol eines Stoffes. Dies ist ein wichtiges quantitatives Merkmal jeder Substanz, das nur von der Masse der Struktureinheiten abhängt. Die Avogadro-Zahl wird so festgelegt, dass die Molmasse eines Stoffes, ausgedrückt in g/mol, zahlenmäßig mit der relativen Molmasse übereinstimmt M g Für ein Wassermolekül M g = 18. Dies bedeutet, dass die Molmasse von Wasser M (H 2 0) \u003d 18 g / mol beträgt. Mit den Daten des Periodensystems lassen sich genauere Werte berechnen M g und M(X), bei Lehraufträgen in Chemie ist dies jedoch in der Regel nicht erforderlich. Aus allem Gesagten wird deutlich, wie einfach es ist, die Molmasse eines Stoffes zu berechnen - es reicht aus, die Atommassen gemäß der Formel des Stoffes zu addieren und die Einheit g / mol anzugeben. Daher wird Formel (2.4) praktisch verwendet, um die Menge eines Stoffes zu berechnen:

Beispiel 2.9. Berechnen Sie die Molmasse von Backpulver NaHC0 3 .

Entscheidung. Nach der Formel des Stoffes M g = 23 + 1 + 12 + 3 16 = 84. Also per Definition M(NaIIC0 3) = 84 g/mol.

Beispiel 2.10. Wie viel Substanz enthalten 16,8 g Natron? Entscheidung. M(NaHC0 3) = 84 g/mol (siehe oben). Nach Formel (2.5)

Beispiel 2.11. Wie viele Fraktionen (Struktureinheiten) Trinknatron stecken in 16,8 g einer Substanz?

Entscheidung. Transformationsformel (2.3) ergibt:

AT(NaHC0 3) = N a n(NaHC0 3);

tt(NaHC0 3) = 0,20 mol (siehe Beispiel 2.10);

N (NaHC0 3) \u003d 6,02 10 23 mol "1 0,20 mol \u003d 1,204 10 23.

Beispiel 2.12. Wie viele Atome stecken in 16,8 g Natron?

Entscheidung. Backpulver, NaHC0 3 , besteht aus Natrium-, Wasserstoff-, Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen. Insgesamt gibt es 1 + 1 + 1 + 3 = 6 Atome in der Struktureinheit der Materie. Wie in Beispiel 2.11 festgestellt wurde, besteht diese Trinksodamasse aus 1,204 10 23 Struktureinheiten. Daher ist die Gesamtzahl der Atome in einem Stoff

Eine der Grundeinheiten im Internationalen Einheitensystem (SI) ist Die Mengeneinheit eines Stoffes ist das Mol.

Maulwurf – das ist eine solche Menge eines Stoffes, die so viele Struktureinheiten eines bestimmten Stoffes (Moleküle, Atome, Ionen usw.) enthält, wie 0,012 kg (12 g) eines Kohlenstoffisotops Kohlenstoffatome enthalten 12 Mit .

Da der Wert der absoluten Atommasse für Kohlenstoff ist m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, Sie können die Anzahl der Kohlenstoffatome berechnen N SONDERN enthalten in 0,012 kg Kohlenstoff.

Ein Mol eines beliebigen Stoffes enthält die gleiche Anzahl von Teilchen dieses Stoffes (Struktureinheiten). Die Anzahl der Struktureinheiten, die in einem Stoff mit einer Menge von einem Mol enthalten sind, beträgt 6,02 10 23 und angerufen Avogadros Nummer (N SONDERN ).

Beispielsweise enthält ein Mol Kupfer 6,02 10 23 Kupferatome (Cu) und ein Mol Wasserstoff (H 2) enthält 6,02 10 23 Wasserstoffmoleküle.

Molmasse(M) ist die Masse einer Substanz in einer Menge von 1 Mol.

Die Molmasse wird mit dem Buchstaben M bezeichnet und hat die Einheit [g/mol]. In der Physik wird die Dimension [kg/kmol] verwendet.

Im allgemeinen Fall stimmt der Zahlenwert der Molmasse eines Stoffes zahlenmäßig mit dem Wert seiner relativen Molekülmasse (relative Atommasse) überein.

Zum Beispiel ist das relative Molekulargewicht von Wasser:

Herr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 1 + 16 \u003d 18 Uhr

Die Molmasse von Wasser hat den gleichen Wert, wird aber in g/mol ausgedrückt:

M (H 2 O) = 18 g/Mol.

Somit hat ein Mol Wasser mit 6,02 10 23 Wassermolekülen (bzw. 2 6,02 10 23 Wasserstoffatomen und 6,02 10 23 Sauerstoffatomen) eine Masse von 18 Gramm. 1 Mol Wasser enthält 2 Mol Wasserstoffatome und 1 Mol Sauerstoffatome.

1.3.4. Das Verhältnis zwischen der Masse eines Stoffes und seiner Menge

Kennt man die Masse eines Stoffes und seine chemische Formel und damit den Wert seiner Molmasse, kann man die Menge eines Stoffes bestimmen, und umgekehrt kann man, wenn man die Menge eines Stoffes kennt, seine Masse bestimmen. Für solche Berechnungen sollten Sie die Formeln verwenden:

wobei ν die Stoffmenge [mol] ist; m ist die Masse des Stoffes, [g] oder [kg]; M ist die Molmasse des Stoffes, [g/mol] oder [kg/kmol].

Um beispielsweise die Masse von Natriumsulfat (Na 2 SO 4) in der Menge von 5 mol zu finden, finden wir:

1) der Wert des relativen Molekulargewichts von Na 2 SO 4, der die Summe der gerundeten Werte der relativen Atommassen ist:

Herr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) der Wert der Molmasse des Stoffes, der numerisch gleich ist:

M (Na 2 SO 4) = 142 g/mol,

3) und schließlich eine Masse von 5 mol Natriumsulfat:

m = νM = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Antwort: 710.

1.3.5. Das Verhältnis zwischen dem Volumen eines Stoffes und seiner Menge

Unter normalen Bedingungen (n.o.), d.h. unter Druck R , gleich 101325 Pa (760 mm Hg), und Temperatur T, gleich 273,15 K (0 С), ein Mol verschiedener Gase und Dämpfe nimmt das gleiche Volumen ein, gleich 22,4 l.

Das Volumen, das von 1 Mol Gas oder Dampf bei n.o. eingenommen wird, wird genannt molares VolumenGas und hat die Dimension von einem Liter pro Mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Die Kenntnis der Menge an gasförmiger Substanz (ν ) und Molvolumenwert (V mol) können Sie sein Volumen (V) unter normalen Bedingungen berechnen:

V = ν V mol,

wobei ν die Stoffmenge [mol] ist; V ist das Volumen des gasförmigen Stoffes [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Umgekehrt, wenn man das Volumen kennt ( v) eines gasförmigen Stoffes unter Normalbedingungen können Sie seine Menge (ν) berechnen :

Die siebte Grundeinheit des SI-Systems – die Mengeneinheit eines Stoffes, das Mol – nimmt unter den Grundeinheiten eine ganz besondere Stellung ein. Dafür gibt es mehrere Gründe. Der erste Grund ist, dass dieser Wert praktisch die vorhandene Grundeinheit, die Einheit der Masse, dupliziert. Masse, definiert als Maß für die Trägheit eines Körpers oder Maß für Gravitationskräfte, ist ein Maß für die Menge an Materie. Der zweite Grund, der durch den ersten verursacht wird und eng mit ihm zusammenhängt, ist, dass es noch keine Implementierung der Standardeinheit dieser physikalischen Größe gibt. Zahlreiche Versuche, den Maulwurf unabhängig zu reproduzieren, führten dazu, dass die Anhäufung einer genau gemessenen Menge einer Substanz schließlich auf andere Standards grundlegender physikalischer Größen reduziert wurde. Beispielsweise führte der Versuch, eine Substanz elektrolytisch zu isolieren, zu der Notwendigkeit, die Masse und Stärke des elektrischen Stroms zu messen. Die genaue Messung der Anzahl der Atome in Kristallen führte zur Messung der linearen Abmessungen des Kristalls und seiner Masse. Bei allen anderen ähnlichen Versuchen, den Maulwurf unabhängig zu reproduzieren, sind Metrologen auf die gleichen Schwierigkeiten gestoßen.

Es stellt sich natürlich die Frage: Warum waren sich die metrologischen Dienste der am weitesten entwickelten Länder einig, dass es unter den Grundeinheiten zwei verschiedene gibt, die dasselbe physikalische Konzept charakterisieren? Die Antwort auf diese Frage ist offensichtlich, wenn wir vom Grundprinzip der Konstruktion von Systemen physikalischer Größen ausgehen - der Bequemlichkeit der praktischen Verwendung. Um die Parameter mechanischer Prozesse zu beschreiben, ist es am bequemsten, ein willkürliches künstliches Massenmaß zu verwenden - ein Kilogramm. Um chemische Prozesse zu beschreiben, ist es sehr wichtig, die Anzahl der Elementarteilchen, Atome oder Moleküle zu kennen, die an chemischen Reaktionen beteiligt sind. Aus diesem Grund wird der Maulwurf als chemische Grundeinheit des SI-Systems bezeichnet, was die Tatsache betont, dass er nicht eingeführt wurde, um irgendwelche neuen Phänomene zu beschreiben, sondern um spezifischen Messungen im Zusammenhang mit der chemischen Wechselwirkung von Substanzen und Materialien zu dienen.

Diese Besonderheit führte zu einer weiteren sehr wichtigen Eigenschaft der Mengeneinheit einer Substanz - dem Maulwurf. Sie besteht darin, dass mit der Einführung der chemischen Definition einer Einheit nicht nur die Menge eines beliebigen Stoffes geregelt wird, sondern die Menge eines Stoffes in Form von Atomen oder Molekülen einer bestimmten Art. Daher kann ein Mol als Mengeneinheit einer einzelnen Substanz bezeichnet werden. Mit dieser Definition wird das Mol zu einer universelleren Mengeneinheit eines Stoffes als das Kilogramm. Tatsächlich haben einzelne Substanzen die Eigenschaften der Trägheit und der Schwerkraft, so dass der Standard-Maulwurf, sofern er mit der erforderlichen Genauigkeit ausgeführt wird, als Massenormal verwendet werden kann. Das Gegenteil ist unmöglich, da ein Massemaß beispielsweise aus einer Legierung aus Platin und Iridium niemals Träger von Eigenschaften sein kann, die beispielsweise Silizium oder Kohlenstoff innewohnen.

Neben der Bequemlichkeit, die Mengeneinheit eines Stoffes bei der Durchführung chemischer Reaktionen zu verwenden, wird die Einführung der zweiten Grundeinheit der Stoffmenge durch einen weiteren Umstand gerechtfertigt. Sie besteht darin, dass Messungen der Menge eines Stoffes in einem sehr weiten Bereich von Änderungen dieses Wertes durchgeführt werden müssen. Bei makroskopischen Phänomenen enthalten Messobjekte in Form von Festkörpern etwa 10 23 Atome. Dies ist eine Größenordnung der Anzahl der Atome im Grammäquivalent einer Substanz. Bei mikroskopischen Phänomenen stellt sich sogar das Problem, einzelne Atome nachzuweisen. Daher muss die Menge eines Stoffes in einem Bereich von mehr als 20 Größenordnungen gemessen werden! Natürlich bietet kein einziges Gerät, kein einziges Gerät auf Referenzniveau eine solche Möglichkeit.

Aus diesem Grund wird der Wunsch der Metrologen offensichtlich, zwei Einheiten der Menge einer Substanz als Grundeinheiten zu haben, von denen eine genaue Messungen im Bereich großer Mengen ermöglicht und die zweite es ermöglicht, Partikel einer bestimmten Substanz einzeln zu messen .

Die Unwilligkeit der Metrologen, auf eine Grundeinheit der Menge eines Stoffes, beispielsweise das Kilogramm, zu verzichten, liegt daran, dass die Reproduktion dieser Einheit durch Anfertigung einer Kopie des Prototyps mit sehr hoher Genauigkeit möglich ist. Das Reproduzieren der Masse durch unabhängige Methoden, wie z. B. das Entnehmen eines Liters Wasser oder das elektrolytische Abscheiden einer bestimmten Masse Metall aus einer Lösung, ist viel ungenauer als das Erstellen einer Kopie eines Kilogramms durch Wiegen.

Im Zusammenhang mit den aufgeführten Schwierigkeiten existiert die Umsetzung der Grundeinheit der Stoffmenge in Form einer Norm nicht. Die Definition eines Maulwurfs lautet:

Ein Mol ist die Menge eines Stoffes, der so viele Struktureinheiten hat, wie 12 Gramm des Kohlenstoff-Monoisotops C 12 enthalten.

Aus der Definition geht klar hervor, dass dieser Wert nicht genau festgelegt ist, denn physikalisch entspricht er der Avogadro-Konstante – der Anzahl der Atome in einem Grammäquivalent Kohlenstoff. Dies ermöglicht es, den Maulwurf als Kehrwert der Avogadro-Konstante zu definieren. Für 12 Gramm Kohlenstoff mit einer Massenzahl von 12 ist die Anzahl der Atome N A .

Demnach reduziert sich das Problem der Erstellung eines Standards für die Menge eines Stoffes auf die Verfeinerung der Avogadro-Konstante. Technisch wird derzeit folgendes Verfahren angewendet:

Dabei wird eine bestimmte Menge (Hunderte Gramm) ultrareines Silizium produziert.

Präzise Massenspektrometer messen die Isotopenzusammensetzung dieses Siliziums.

Ein Einkristall aus ultrareinem Silizium wird gezüchtet.

Das Volumen eines Einkristalls wird gemessen, indem seine Masse und Dichte V gemessen werden.

Das Röntgeninterferometer misst die Größe der Einheitszelle eines Würfels in einem Einkristall aus Silizium - a.

Da das Kristallgitter in Silizium die Form eines Würfels hat, ist die Anzahl der Struktureinheiten in einem Einkristall gleich

Durch Messung der Masse und des äquivalenten Atomgewichts wird die Molzahl des Siliziums im Kristall bestimmt

wobei m die Masse des Kristalls ist, c. - Atomgewicht der Probe unter Berücksichtigung der unterschiedlichen Isotopenanteile.

Die Avogadro-Konstante ist definiert als die Anzahl der Struktureinheiten in einem Grammäquivalent Silizium

Die Arbeiten zur Verfeinerung der Avogadro-Konstante werden ständig von internationalen metrologischen Zentren durchgeführt. Besonders aktiv ist das Physikalische Nationallaboratorium der Bundesrepublik Deutschland PTB in Braunschweig. Um die Reinheit des Ausgangsmaterials (Silizium) wird ständig gekämpft, sowohl wegen der Reinigung von Verunreinigungen als auch wegen der Homogenität der Isotopenzusammensetzung. Das derzeitige Niveau des Verunreinigungsgehalts für die meisten Elemente beträgt nicht mehr als ein Teilchen pro Million Siliziumteilchen, und für einige Verunreinigungen, die die Kristallbildung stören, ein Teilchen pro Milliarde Siliziumteilchen.

Mit der Wiederholung der Arbeiten zur Verfeinerung der Avogadro-Konstante werden die Mittel zur Messung der Masse eines Kristalls, seiner Dichte, Isotopenzusammensetzung und Kristallgitterabmessungen verbessert. Gegenwärtig ist es möglich, die Zuverlässigkeit der Bestimmung der Avogadro-Konstante auf dem Niveau von 10 -6 -10 -7 durch relative Fehler zu garantieren. Trotzdem ist dieser Wert viel größer als der Fehler beim Erstellen von Kopien des Kilogrammstandards durch Wiegen.

Zusätzlich zu der Genauigkeit, die der Reproduktionsgenauigkeit des Kilogramms unterlegen ist, leidet das beschriebene Verfahren zur Bestimmung des Maulwurfs an einer Reihe von erheblichen Nachteilen. Der wichtigste von ihnen ist die Unmöglichkeit, ein Maß zu erstellen, das einem beliebigen Teil eines Maulwurfs oder mehrerer Maulwürfe entspricht, dh Maße von Vielfachen und Unterteilen zu erstellen. Alle diesbezüglichen Versuche führen zur Notwendigkeit des Wiegens, d. h. der Bestimmung der Masse und des Erreichens des Kilogrammstandards. Natürlich geht in diesem Fall die Bedeutung der Reproduktion des Maulwurfs verloren. Ein weiterer grundlegender Fehler des Verfahrens zur Verwendung des Maulwurfs besteht darin, dass die Messungen der Anzahl der Teilchen auf Silizium sehr schwierig und manchmal unmöglich mit anderen Teilchen und hauptsächlich mit Kohlenstoff zu vergleichen sind, durch die der Maulwurf tatsächlich bestimmt wird. Generell kann jedes ultrapräzise Verfahren zur Bestimmung der Teilchenzahl eines Stoffes für einen anderen Stoff völlig ungeeignet sein. Wir können die Masse beliebiger Substanzen miteinander vergleichen, aber die Anzahl der Teilchen einer Substanz ist möglicherweise nicht mit der Anzahl der Teilchen einer anderen Substanz vergleichbar. Um die Einheitlichkeit der Messungen der Zusammensetzung von Substanzen und Materialien zu gewährleisten, sollte man im Idealfall eine universelle Methode zur Reproduktion des Mols einer Substanz haben, aber meistens erweist sich eine solche Aufgabe als unmöglich. Sehr viele Stoffe gehen untereinander keine chemischen Wechselwirkungen ein.

Trotz all dieser Probleme bei der Umsetzung des Maulwurfstandards existiert die "chemische Metrologie", und es ist für Chemiker sehr praktisch, eine Einheit der Menge einer Substanz zu verwenden, definiert als die Anzahl der Teilchen eines bestimmten Typs. Aus diesem Grund wird der Maulwurf häufig bei Messungen der Zusammensetzung von Stoffen und Materialien und insbesondere bei Umweltmessungen verwendet. Gegenwärtig sind die Probleme der Ökologie, sowohl interethnischer als auch zwischenstaatlicher Art, einer der Hauptanwendungspunkte der Errungenschaften der Metrologie als Wissenschaft zur Gewährleistung der Einheitlichkeit von Messungen.

Unterrichtsziele:

• Führen Sie das Konzept der Stoffmenge und ihrer Maßeinheiten ein: mol, mmol, kmol.
• Geben Sie eine Vorstellung von der Avogadro-Konstante.
• Zeigen Sie den Zusammenhang zwischen Masse, Materiemenge und Teilchenzahl auf.

Unterrichtsziele:

• 1. Tragen Sie zur Bildung von Weltanschauungsvorstellungen der Schüler über die Beziehung zwischen verschiedenen Eigenschaften der Phänomene der umgebenden Welt bei.
• 2. Entwicklung der Fähigkeit der Schüler, kausale Zusammenhänge herzustellen sowie zu beobachten, zu verallgemeinern und Schlussfolgerungen zu ziehen.

Grundbegriffe:

• Nichtmetalle - chemische Elemente, die in freier Form einfache Substanzen bilden, die nicht die physikalischen Eigenschaften von Metallen haben.
• Mol ist die Menge einer Substanz, die so viele Strukturelemente enthält wie Atome enthalten in 12g. Kohlenstoff-12-Nuklid

  WÄHREND DER KLASSEN

Menge der Substanz

In der Chemie (wie auch in der Physik und anderen Naturwissenschaften) hat man es mit großen Mengen kleinster Teilchen zu tun - mit den sogenannten Strukturelementen der Materie (Moleküle, Atome, Ionen, Elektronen usw.).
Um die Anzahl solcher Teilchen auszudrücken, wurde die Mengeneinheit Mol eingeführt. 1 Mol ist die Menge einer Substanz, die so viele Strukturelemente enthält, wie 12 g Atome enthalten. Kohlenstoff-12-Nuklid. Es wurde experimentell festgestellt, dass die Anzahl der Strukturelemente, die 1 mol entsprechen, 6,02∙1023 beträgt (die Konstante 6,02∙1023 mol-1 wird als Avogadro-Konstante bezeichnet. Zylinder mit Substanzen in 1 mol).

Reis. 1. Avogadro-Konstante
Illustration der Folge des Gesetzes von Avogadro

Reis. 2. - Einheit der Stoffmenge

Mol ist eine Mengeneinheit eines Stoffes


Reis. 3. Stoffmenge
Dieser Teil der Substanz hat eine Masse, die als Molmasse bezeichnet wird. Es wird mit M bezeichnet, was durch die Formel M \u003d m / n gefunden wird. In welchen Einheiten wird die Molmasse gemessen?
Die Molmasse stimmt im Wert mit der relativen Atom- oder Molekülmasse überein, unterscheidet sich jedoch in Maßeinheiten (M - g / mol; Mr, Ar - dimensionslose Größen).


Reis. 4. Stoffmenge in Mol


Reis. 5. Molmasse

Steuerblock

№1.
Die Masse von 3 mol H2O ist ____ g
Die Masse von 20 mol H2O ist ____ g
№2.
36 g H2O sind ______ mol
180 g H2O sind _______ mol

Hausaufgaben

Wie viele Moleküle sind in 180 g Wasser enthalten?
Finden Sie die Masse von 24x1023 Ozonmolekülen?

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende chemische Element in der Erdkruste. Sauerstoff ist Bestandteil fast aller uns umgebenden Substanzen. Beispielsweise enthalten Wasser, Sand, viele Gesteine ​​und Mineralien, aus denen die Erdkruste besteht, Sauerstoff. Sauerstoff ist auch ein wichtiger Bestandteil vieler organischer Verbindungen wie Proteine, Fette und Kohlenhydrate, die im Leben von Pflanzen, Tieren und Menschen von herausragender Bedeutung sind.
1772 stellte der schwedische Chemiker K.V. Scheele fand heraus, dass Luft aus Sauerstoff und Stickstoff besteht. 1774 erhielt D. Priestley Sauerstoff durch Zersetzung von Quecksilberoxid (2). Sauerstoff ist ein farbloses Gas, geschmacks- und geruchlos, relativ wenig wasserlöslich, etwas schwerer als Luft: 1 Liter Sauerstoff wiegt unter Normalbedingungen 1,43 g und 1 Liter Luft wiegt 1,29 g (Normalbedingungen - abgekürzt: n. u – Temperatur 0 °C und Druck 760 mm Hg oder 1 atm). Bei einem Druck von 760 mm Hg. Kunst. und einer Temperatur von -183 °C verflüssigt sich Sauerstoff, und wenn die Temperatur auf -218,8 °C fällt, verfestigt er sich.
Das chemische Element Sauerstoff O existiert neben gewöhnlichem Sauerstoff O2 in Form einer anderen einfachen Substanz - Ozon O3. Sauerstoff O2 wird in einem Gerät namens Ozonator in Ozon umgewandelt.
Es ist ein Gas mit einem scharfen charakteristischen Geruch (der Name „Ozon“ bedeutet auf Griechisch „Riechen“). Wahrscheinlich haben Sie während eines Gewitters schon mehr als einmal Ozon gerochen. Ozon besteht aus drei Atomen des Elements Sauerstoff. Reines Ozon ist ein blaues Gas, eineinhalb Mal schwerer als Sauerstoff, es löst sich besser in Wasser.
In der Luftatmosphäre über der Erde befindet sich in 25 km Höhe eine Ozonschicht. Dort wird unter dem Einfluss der UV-Strahlung der Sonne aus Sauerstoff Ozon gebildet. Die Ozonschicht wiederum verzögert diese für alle Lebewesen gefährliche Strahlung, die ein normales Leben auf der Erde sicherstellt.
Ozon wird zur Desinfektion von Trinkwasser verwendet, da Ozon schädliche Verunreinigungen in natürlichem Wasser oxidiert. In der Medizin wird Ozon als Desinfektionsmittel verwendet.

Referenzliste

1. Unterricht zum Thema „Stoffmenge“, Lehrerin für Biologie und Chemie Yakovleva Larisa Alexandrovna, Region Kurgan, Bezirk Petukhovsky, städtische Bildungseinrichtung „Novogeorgievskaya Secondary School“
2. F. A. Derkach "Chemie", - wissenschaftliches und methodisches Handbuch. - Kiew, 2008.
3. L. B. Tsvetkova "Anorganic Chemistry" - 2. Auflage, korrigiert und ergänzt. – Lemberg, 2006.
4. V. V. Malinowski, P. G. Nagorny „Anorganische Chemie“ – Kiew, 2009.
4. Glinka N.L. Allgemeine Chemie. - 27. Aufl. / Unter. ed. V.A. Rabinowitsch. - L.: Chemie, 2008. - 704 Seiten.

Bearbeitet und gesendet von Borisenko I.N.