Alvo: Familiarizar os alunos com os conceitos de "quantidade de substância", "massa molar" para dar uma ideia da constante de Avogadro. Mostre a relação entre a quantidade de uma substância, o número de partículas e a constante de Avogadro, bem como a relação entre a massa molar, massa e quantidade de uma substância. Aprenda a fazer cálculos.

Tipo de aula: lição de estudo e consolidação primária de novos conhecimentos.

Durante as aulas

I. Momento organizacional

II. Verificando d / z no tópico: "Tipos de reações químicas"

III. Aprendendo novos materiais

1. Quantidade de substância - mol

As substâncias reagem em proporções estritamente definidas. Por exemplo, para obter a substância água, você precisa tomar tanto hidrogênio e oxigênio que para cada duas moléculas de hidrogênio há uma molécula de oxigênio:

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

Para obter a substância sulfeto de ferro, você precisa tomar tanto ferro e enxofre que para cada átomo de ferro há um átomo de enxofre.

Para obter a substância óxido de fósforo, você precisa tomar tantas moléculas de fósforo e oxigênio que para quatro moléculas de fósforo existem cinco moléculas de oxigênio.

É impossível determinar o número de átomos, moléculas e outras partículas na prática - eles são muito pequenos e não são visíveis a olho nu. Para determinar o número de unidades estruturais (átomos, moléculas) em química, um valor especial é usado - quantidade de matéria ( v - nu). A unidade de quantidade de uma substância é toupeira.

• Um mol é a quantidade de uma substância que contém tantas partículas estruturais (átomos, moléculas) quanto há átomos em 12 g de carbono.

Foi estabelecido experimentalmente que 12 g de carbono contém 6,10 23 átomos. Isso significa que um mol de qualquer substância, independentemente de seu estado de agregação, contém o mesmo número de partículas - 6 10 23.

• 1 mol de oxigênio (O 2) contém 6 10 23 moléculas.
• 1 mol de hidrogênio (H 2) contém 6 10 23 moléculas.
• 1 mol de água (H 2 O) contém 6 10 23 moléculas.
• 1 mol de ferro (Fe) contém 6 10 23 moléculas.

Exercício: Usando as informações recebidas, responda às seguintes perguntas:

a) quantos átomos de oxigênio existem em 1 mol de oxigênio?

– 6 10 23 2 = 12 10 23 átomos.

b) quantos átomos de hidrogênio e oxigênio existem em 1 mol de água (H 2 O)?

– 6 10 23 2 = 12 10 23 átomos de hidrogênio e 6 10 23 átomos de oxigênio.

Número 6 10 23 é chamada de constante de Avogadro em homenagem ao cientista italiano do século 19 e é designado NA. As unidades de medida são átomos/mol ou moléculas/mol.

2. Resolvendo problemas para encontrar a quantidade de substância

Muitas vezes você precisa saber quantas partículas de uma substância estão contidas em uma certa quantidade de uma substância. Ou para encontrar a quantidade de substância por um número conhecido de moléculas. Esses cálculos podem ser feitos usando a fórmula:

onde N é o número de moléculas, NA é a constante de Avogadro, v- quantidade de substância. A partir desta fórmula, você pode expressar a quantidade de substância.

v= N / NA

Tarefa 1. Quantos átomos existem em 2 mols de enxofre?

N = 2 6 10 23 = 12 10 23 átomos.

Tarefa 2. Quantos átomos existem em 0,5 mol de ferro?

N = 0,5 6 10 23 = 3 10 23 átomos.

Tarefa 3. Quantas moléculas existem em 5 mols de dióxido de carbono?

N = 5 6 10 23 = 30 10 23 moléculas.

Tarefa 4. Quanto de uma substância são 12 10 23 moléculas dessa substância?

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

Tarefa 5. Que quantidade de uma substância é 0,6 10 23 moléculas dessa substância?

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

Tarefa 6. Quanto de uma substância são 3 10 23 moléculas dessa substância?

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

3. Massa molar

Para reações químicas, você precisa levar em consideração a quantidade de substância em mols.

P: Mas como na prática medir 2, ou 2,5 mols de uma substância? Qual é a melhor unidade para medir a massa de substâncias?

Por conveniência em química, a massa molar é usada.

A massa molar é a massa de um mol de uma substância.

É designado - M. É medido em g / mol.

A massa molar é igual à razão entre a massa de uma substância e a quantidade correspondente da substância.

A massa molar é um valor constante. O valor numérico da massa molar corresponde ao valor do peso atômico ou molecular relativo.

P: Como posso encontrar pesos atômicos ou moleculares relativos?

Sr(S) = 32; M (S) \u003d 32 g / mol - o que corresponde a 1 mol de enxofre

Sr (H2O) = 18; M (H 2 O) \u003d 18 g / mol - o que corresponde a 1 mol de água.

4. Resolvendo problemas para encontrar a massa da matéria

Tarefa 7. Determine a massa de 0,5 mol de ferro.

Tarefa 8. Determine a massa de 0,25 mol de cobre

Tarefa 9. Determine a massa de 2 mols de dióxido de carbono (CO 2 )

Tarefa 10. Quantos mols de óxido de cobre - CuO compõem 160 g de óxido de cobre?

v= 160/80 = 8 mol

Tarefa 11. Quantos mols de água correspondem a 30 g de água

v= 30/18 = 1,66 mol

Tarefa 12. Quantos mols de magnésio correspondem aos seus 40 gramas?

v= 40/24 = 1,66 mol

4. Ancoragem

Enquete frontal:

1. Qual é a quantidade de substância?
2. A quanto é igual 1 mol de qualquer substância?
3. O que é massa molar?
4. Existe uma diferença entre os termos "mole de moléculas" e "mole de átomos"?
5. Explique usando o exemplo da molécula de amônia NH3.
6. Por que é importante conhecer fórmulas ao resolver problemas?

Tarefas:

1. Quantas moléculas existem em 180 gramas de água?
2. Quantas moléculas compõem 80 g de dióxido de carbono?

V. Lição de casa

Estude o texto do parágrafo, faça duas tarefas: encontrar a quantidade de substância; para encontrar a massa de uma substância.

Literatura:

1. Gara N. N. Química. Lições na 8ª série: Um Guia do Professor. _ M.: Iluminismo, 2009.
2. Rudzites G.E., Feldman F.G. Química. 8ª série: Livro didático para instituições de ensino geral - M.: Educação, 2009.

Os processos mais típicos realizados em química são as reações químicas, ou seja, interações entre algumas substâncias iniciais, levando à formação de novas substâncias. As substâncias reagem em certas proporções quantitativas, que devem ser levadas em consideração para obter os produtos desejados usando a quantidade mínima de substâncias iniciais e não criando resíduos de produção inúteis. Para calcular as massas das substâncias reagentes, é necessária mais uma grandeza física, que caracteriza uma porção de uma substância em termos do número de unidades estruturais nela contidas. Em si mesmo, o número do ego é extraordinariamente grande. Isso é óbvio, em particular, a partir do Exemplo 2.2. Portanto, em cálculos práticos, o número de unidades estruturais é substituído por um valor especial chamado quantidade substâncias.

A quantidade de substância é uma medida do número de unidades estruturais, determinada pela expressão

Onde N(X)- o número de unidades estruturais da substância X em uma porção real ou mentalmente tomada de uma substância, NA = 6,02 10 23 - Constante de Avogadro (número), amplamente utilizada na ciência, uma das constantes físicas fundamentais. Se necessário, um valor mais preciso da constante de Avogadro 6,02214 10 23 pode ser usado. Uma porção de uma substância contendo N a unidades estruturais, representa uma única quantidade de uma substância - 1 mol. Assim, a quantidade de uma substância é medida em mols, e a constante de Avogadro tem uma unidade de 1/mol, ou em outra notação, mol -1.

Com todo tipo de raciocínio e cálculos relacionados às propriedades da matéria e reações químicas, o conceito quantidade de substância substitui completamente o conceito número de unidades estruturais. Isso elimina a necessidade de usar números grandes. Por exemplo, em vez de dizer "pegou 6,02 10 23 unidades estruturais (moléculas) de água", dizemos: "pegou 1 mol de água".

Cada porção de uma substância é caracterizada tanto pela massa quanto pela quantidade da substância.

A razão entre a massa de uma substânciaXà quantidade da substância é chamada de massa molarM(X):

A massa molar é numericamente igual à massa de 1 mol de uma substância. Esta é uma característica quantitativa importante de cada substância, dependendo apenas da massa das unidades estruturais. O número de Avogadro é definido de forma que a massa molar de uma substância, expressa em g/mol, coincida numericamente com a massa molecular relativa M g Para uma molécula de água Mg = 18. Isso significa que a massa molar da água é M (H 2 0) \u003d 18 g / mol. Usando os dados da tabela periódica, é possível calcular valores mais precisos M g e M(X), mas em tarefas de ensino em química isso geralmente não é necessário. De tudo o que foi dito, fica claro como é fácil calcular a massa molar de uma substância - basta adicionar as massas atômicas de acordo com a fórmula da substância e colocar a unidade g / mol. Portanto, a fórmula (2.4) é praticamente usada para calcular a quantidade de uma substância:

Exemplo 2.9. Calcule a massa molar do bicarbonato de sódio NaHC0 3 .

Solução. Pela fórmula da substância Mg = 23 + 1 + 12 + 3 16 = 84. Assim, por definição, M(NaIIC0 3) = 84 g/mol.

Exemplo 2.10. Qual é a quantidade de substância em 16,8 g de bicarbonato de sódio? Solução. M(NaHC03) = 84 g/mol (ver acima). Pela fórmula (2.5)

Exemplo 2.11. Quantas frações (unidades estruturais) de refrigerante estão em 16,8 g de uma substância?

Solução. Transformando a fórmula (2.3), encontramos:

AT(NaHC03) = Nan(NaHC03);

tt(NaHC03) = 0,20 mol (ver exemplo 2.10);

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

Exemplo 2.12. Quantos átomos existem em 16,8 g de bicarbonato de sódio?

Solução. O bicarbonato de sódio, NaHC0 3 , é formado por átomos de sódio, hidrogênio, carbono e oxigênio. No total, existem 1 + 1 + 1 + 3 = 6 átomos na unidade estrutural da matéria. Como foi encontrado no exemplo 2.11, essa massa de refrigerante potável consiste em 1.204 10 23 unidades estruturais. Portanto, o número total de átomos em uma substância é

Uma das unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades (SI) é a unidade de quantidade de uma substância é o mol.

toupeira – esta é uma quantidade de uma substância que contém tantas unidades estruturais de uma dada substância (moléculas, átomos, íons, etc.) quanto átomos de carbono em 0,012 kg (12 g) de um isótopo de carbono 12 A PARTIR DE .

Dado que o valor da massa atômica absoluta do carbono é m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, você pode calcular o número de átomos de carbono N MAS contido em 0,012 kg de carbono.

Um mol de qualquer substância contém o mesmo número de partículas dessa substância (unidades estruturais). O número de unidades estruturais contidas em uma substância com a quantidade de um mol é 6,02 10 23 e chamou número de Avogadro (N MAS ).

Por exemplo, um mol de cobre contém 6,02 10 23 átomos de cobre (Cu), e um mol de hidrogênio (H 2) contém 6,02 10 23 moléculas de hidrogênio.

massa molar(M) é a massa de uma substância tomada em uma quantidade de 1 mol.

A massa molar é denotada pela letra M e tem a unidade [g/mol]. Na física, a dimensão [kg/kmol] é usada.

No caso geral, o valor numérico da massa molar de uma substância coincide numericamente com o valor de sua massa molecular relativa (atômica relativa).

Por exemplo, o peso molecular relativo da água é:

Sr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 a.m.u.

A massa molar da água tem o mesmo valor, mas é expressa em g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Assim, um mol de água contendo 6,02 10 23 moléculas de água (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrogênio e 6,02 10 23 átomos de oxigênio) tem uma massa de 18 gramas. 1 mol de água contém 2 mols de átomos de hidrogênio e 1 mol de átomos de oxigênio.

1.3.4. A relação entre a massa de uma substância e sua quantidade

Conhecendo a massa de uma substância e sua fórmula química e, portanto, o valor de sua massa molar, pode-se determinar a quantidade de uma substância e, inversamente, conhecendo a quantidade de uma substância, pode-se determinar sua massa. Para esses cálculos, você deve usar as fórmulas:

onde ν é a quantidade de substância, [mol]; mé a massa da substância, [g] ou [kg]; M é a massa molar da substância, [g/mol] ou [kg/kmol].

Por exemplo, para encontrar a massa de sulfato de sódio (Na 2 SO 4) na quantidade de 5 mol, encontramos:

1) o valor do peso molecular relativo de Na 2 SO 4, que é a soma dos valores arredondados das massas atômicas relativas:

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

2) o valor da massa molar da substância numericamente igual a ela:

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

3) e, finalmente, uma massa de 5 mol de sulfato de sódio:

m = νM = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Resposta: 710.

1.3.5. A relação entre o volume de uma substância e sua quantidade

Em condições normais (n.o.), i.e. sob pressão R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), e temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), um mol de vários gases e vapores ocupa o mesmo volume, igual a 22,4l.

O volume ocupado por 1 mol de gás ou vapor em n.o. é chamado volume molargás e tem a dimensão de um litro por mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Conhecendo a quantidade de substância gasosa (ν ) e valor do volume molar (V mol) você pode calcular seu volume (V) em condições normais:

V = ν Vmol,

onde ν é a quantidade de substância [mol]; V é o volume da substância gasosa [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Por outro lado, conhecendo o volume ( V) de uma substância gasosa em condições normais, você pode calcular sua quantidade (ν) :

A sétima unidade básica do sistema SI - a unidade de quantidade de uma substância, o mol - ocupa um lugar muito especial entre as unidades básicas. Há várias razões para isso. A primeira razão é que esse valor praticamente duplica a unidade básica existente, a unidade de massa. A massa, definida como uma medida da inércia de um corpo ou uma medida das forças gravitacionais, é uma medida da quantidade de matéria. O segundo motivo, causado pelo primeiro e intimamente relacionado a ele, é que ainda não há implementação da unidade padrão dessa grandeza física. Numerosas tentativas de reproduzir independentemente a toupeira levaram ao fato de que o acúmulo de uma quantidade precisamente medida de uma substância acabou sendo reduzido a outros padrões de quantidades físicas básicas. Por exemplo, tentativas de isolar eletroliticamente uma substância levaram à necessidade de medir a massa e a força da corrente elétrica. A medição precisa do número de átomos nos cristais levou à medição das dimensões lineares do cristal e de sua massa. Em todas as outras tentativas semelhantes de reproduzir independentemente a toupeira, os metrologistas encontraram as mesmas dificuldades.

A pergunta surge naturalmente: por que os serviços metrológicos dos países mais desenvolvidos concordaram que entre as unidades básicas havia duas diferentes caracterizando o mesmo conceito físico? A resposta a esta pergunta é óbvia se partirmos do princípio básico da construção de sistemas de unidades de quantidades físicas - a conveniência do uso prático. De fato, para descrever os parâmetros dos processos mecânicos, é mais conveniente usar uma medida artificial arbitrária de massa - um quilograma. Para descrever processos químicos, é muito importante conhecer o número de partículas elementares, átomos ou moléculas que participam de reações químicas. Por esse motivo, o mol é chamado de unidade química básica do sistema SI, enfatizando o fato de que ele é introduzido não para descrever alguns fenômenos novos, mas para servir a medições específicas relacionadas à interação química de substâncias e materiais.

Essa especificidade deu origem a outra qualidade muito importante da unidade de quantidade de uma substância - o mol. Consiste no fato de que com a introdução da definição química de uma unidade, não apenas a quantidade de qualquer substância é regulada, mas a quantidade de uma substância na forma de átomos ou moléculas de um determinado tipo. Portanto, um mol pode ser chamado de unidade de quantidade de uma substância individual. Com esta definição, o mol torna-se uma unidade de quantidade mais universal de uma substância do que o quilograma. De fato, substâncias individuais têm propriedades de inércia e gravidade, de modo que o mol padrão, desde que implementado no nível de precisão necessário, pode ser usado como padrão de massa. O contrário é impossível, pois uma medida de massa feita, por exemplo, de uma liga de platina e irídio, nunca pode ser portadora de propriedades inerentes, por exemplo, ao silício ou ao carbono.

Além da conveniência de usar a unidade de quantidade de uma substância na realização de reações químicas, a introdução da segunda unidade básica de quantidade de uma substância se justifica por mais uma circunstância. Consiste no fato de que as medições da quantidade de uma substância devem ser realizadas em uma faixa muito ampla de mudanças nesse valor. Em fenômenos macroscópicos, objetos de medição na forma de sólidos contêm cerca de 10 23 átomos. Esta é uma ordem de grandeza do número de átomos no equivalente-grama de uma substância. Em fenômenos microscópicos, existe até o problema de detectar átomos individuais. Portanto, a quantidade de uma substância deve ser medida em uma faixa de mais de 20 ordens de grandeza! Naturalmente, nem um único dispositivo, nem um único dispositivo no nível de referência fornecerá tal oportunidade.

Por esta razão, torna-se evidente o desejo dos metrologistas de ter como unidades básicas duas unidades da quantidade de uma substância, uma das quais permite medições precisas no campo de grandes quantidades, e a segunda permite medir partículas de determinada substância uma a uma. .

A relutância dos metrologistas em abandonar qualquer unidade básica da quantidade de uma substância, por exemplo, o quilograma, deve-se ao fato de que a reprodução dessa unidade através da cópia do protótipo é possível com altíssima precisão. Reproduzir massa por métodos independentes, como tomar um litro de água ou depositar eletroliticamente uma certa massa de metal da solução, é muito menos preciso do que fazer uma cópia de um quilograma por pesagem.

Em conexão com as dificuldades listadas, a implementação da unidade básica da quantidade de uma substância na forma de um padrão não existe. A definição de uma toupeira diz:

Um mol é a quantidade de uma substância que tem tantas unidades estruturais quantas existem em 12 gramas do monoisótopo de carbono C 12 .

Decorre claramente da definição que este valor não foi estabelecido com precisão, em termos físicos, é igual à constante de Avogadro - o número de átomos em um grama equivalente de carbono. Isso permite definir o mol como o recíproco da constante de Avogadro. Para 12 gramas de carbono com número de massa de 12, o número de átomos será NA.

De acordo com isso, o problema de criar um padrão para a quantidade de uma substância é reduzido ao refinamento da constante de Avogadro. Tecnicamente, o seguinte procedimento é usado atualmente:

Uma certa quantidade (centenas de gramas) de silício ultra-puro é produzida.

Espectrômetros de massa precisos medem a composição isotópica desse silício.

Um único cristal de silício ultrapuro é cultivado.

O volume de um único cristal é medido medindo sua massa e densidade V.

O interferômetro de raios X mede o tamanho da célula unitária de um cubo em um único cristal de silício - a.

Como a rede cristalina do silício tem a forma de um cubo, o número de unidades estruturais em um único cristal é igual a

Medindo a massa e o peso atômico equivalente, o número de mols de silício no cristal é determinado

onde m é a massa do cristal, c. - peso atómico da amostra, tendo em conta as diferentes percentagens de isótopos.

A constante de Avogadro é definida como o número de unidades estruturais em um grama equivalente de silício

O trabalho para refinar a constante de Avogadro é constantemente realizado por centros metrológicos internacionais. O laboratório físico nacional da Alemanha PTB em Braunschweig é especialmente ativo. Há uma luta constante pela pureza do material de partida (silício), tanto pela purificação das impurezas quanto pela homogeneidade da composição isotópica. O nível atual de teor de impurezas para a maioria dos elementos não é mais do que uma partícula por milhão de partículas de silício, e para algumas impurezas que interferem na formação de cristais, uma partícula por bilhão de partículas de silício.

Com a repetição do trabalho de refinamento da constante de Avogadro, os meios para medir a massa de um cristal, sua densidade, composição isotópica e dimensões da rede cristalina são aprimorados. Atualmente, é possível garantir a confiabilidade da determinação da constante de Avogadro ao nível de 10 -6 -10 -7 por erro relativo. No entanto, esse valor é muito maior do que o erro de fazer cópias do quilograma padrão por pesagem.

Além da precisão inferior à precisão da reprodução do quilograma, o procedimento descrito para determinar o mol sofre de vários inconvenientes significativos. O mais importante deles é a impossibilidade de criar uma medida igual a qualquer parte de um mol ou vários mols, ou seja, criar medidas de múltiplos e submúltiplos. Qualquer tentativa de fazer isso leva à necessidade de pesagem, ou seja, determinar a massa e atingir o padrão do quilograma. Naturalmente, o significado de reproduzir a toupeira é perdido neste caso. Outra falha fundamental no procedimento para usar o mol é que as medições do número de partículas no silício são muito difíceis, e às vezes impossíveis, de comparar com quaisquer outras partículas, e principalmente com o carbono, pelo qual o mol é realmente determinado. No caso geral, qualquer procedimento ultrapreciso para determinar o número de partículas de uma substância pode ser completamente inadequado para outra substância. Podemos comparar a massa de qualquer substância entre si, mas o número de partículas de uma substância pode não ser comparável ao número de partículas de outra substância. Idealmente, para garantir a uniformidade das medições da composição de substâncias e materiais, deve-se ter um método universal para reproduzir o mol de qualquer substância, mas na maioria das vezes essa tarefa acaba sendo impossível. Um número muito grande de substâncias não entra em interações químicas entre si.

Apesar de todos esses problemas na implementação do padrão da toupeira, existe a "metrologia química", e é muito conveniente para os químicos usar uma unidade da quantidade de uma substância, definida como o número de partículas de um determinado tipo. É por isso que a toupeira é amplamente utilizada em medições da composição de substâncias e materiais e, principalmente, em medições ambientais. Atualmente, os problemas da ecologia, tanto interétnica quanto interestadual, são um dos principais pontos de aplicação das conquistas da metrologia como ciência que garante a uniformidade das medições.

Lições objetivas:

• Introduzir o conceito de quantidade de uma substância e suas unidades de medida: mol, mmol, kmol.
• Dê uma ideia da constante de Avogadro.
• Mostre a relação entre massa, quantidade de matéria e número de partículas.

Lições objetivas:

• 1. Contribuir para a formação de ideias de cosmovisão dos alunos sobre a relação entre as diferentes propriedades dos fenómenos do mundo envolvente.
• 2. Desenvolver nos alunos a capacidade de estabelecer relações causais, bem como de observar, generalizar e tirar conclusões.

Termos básicos:

• não metais - elementos químicos que formam em forma livre substâncias simples que não possuem as propriedades físicas dos metais.
• mol é a quantidade de qualquer substância que contém tantos elementos estruturais quanto átomos contido em 12g. carbono-12 nuclídeo

  DURANTE AS AULAS

Quantidade de substância

Na química (assim como na física e outras ciências naturais) é preciso lidar com grandes quantidades das menores partículas - com os chamados elementos estruturais da matéria (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.).
Para expressar o número de tais partículas, foi introduzida a unidade de quantidade, o mol. 1 mol é a quantidade de qualquer substância que contém tantos elementos estruturais quantos átomos existem em 12g. carbono-12 nuclídeo. Verificou-se experimentalmente que o número de elementos estruturais correspondentes a 1 mol é 6,02∙1023 (a constante 6,02∙1023 mol-1 é chamada de constante de Avogadro. Cilindros com substâncias em 1 mol).

Arroz. 1. Constante de Avogadro
Ilustração do corolário da lei de Avogadro

Arroz. 2. - unidade da quantidade de substância

Mol é uma unidade de quantidade de uma substância


Arroz. 3. Quantidade de substância
Esta porção da substância tem uma massa, que é chamada de massa molar. É denotado por M, que é encontrado pela fórmula M \u003d m / n. Em que unidades a massa molar será medida?
A massa molar coincide em valor com a massa atômica ou molecular relativa, mas diferem em unidades de medida (M - g / mol; Mr, Ar - quantidades adimensionais).


Arroz. 4. Quantidade de substância em mols


Arroz. 5. Massa molar

Bloco de controle

№1.
A massa de 3 mol H2O é ____ g
A massa de 20 mol H2O é ____ g
№2.
36 g de H2O são ______ mol
180 g de H2O são _______ mol

Trabalho de casa

Quantas moléculas existem em 180 g de água?
Encontre a massa de 24x1023 moléculas de ozônio?

O oxigênio é o elemento químico mais abundante na crosta terrestre. O oxigênio faz parte de quase todas as substâncias ao nosso redor. Por exemplo, água, areia, muitas rochas e minerais que compõem a crosta terrestre contêm oxigênio. O oxigênio também é uma parte importante de muitos compostos orgânicos, como proteínas, gorduras e carboidratos, que são de excepcional importância na vida de plantas, animais e humanos.
Em 1772, o químico sueco K.V. Scheele descobriu que o ar é composto de oxigênio e nitrogênio. Em 1774, D. Priestley obteve oxigênio pela decomposição do óxido de mercúrio (2). O oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro, relativamente ligeiramente solúvel em água, ligeiramente mais pesado que o ar: 1 litro de oxigênio em condições normais pesa 1,43 g e 1 litro de ar pesa 1,29 g. (Condições normais - abreviado: n. u . – temperatura 0 °C e pressão 760 mm Hg, ou 1 atm). A uma pressão de 760 mm Hg. Arte. e uma temperatura de -183°C, o oxigênio se liquefaz, e quando a temperatura cai para -218,8°C, ele solidifica.
O elemento químico oxigênio O, além do oxigênio comum O2, existe na forma de outra substância simples - ozônio O3. O oxigênio O2 é convertido em ozônio em um dispositivo chamado ozonizador.
É um gás com odor característico acentuado (o nome “ozônio” em grego significa “cheiro”). Você provavelmente já sentiu o cheiro de ozônio mais de uma vez durante uma tempestade. O ozônio é composto de três átomos do elemento oxigênio. O ozônio puro é um gás azul, uma vez e meia mais pesado que o oxigênio, dissolve-se melhor na água.
Há uma camada de ozônio na atmosfera do ar acima da Terra a uma altitude de 25 km. Lá, o ozônio é formado a partir do oxigênio sob a influência da radiação ultravioleta do sol. Por sua vez, a camada de ozônio retarda essa radiação, que é perigosa para todos os seres vivos, o que garante uma vida normal na Terra.
O ozônio é usado para desinfetar a água potável, pois o ozônio oxida as impurezas nocivas da água natural. Na medicina, o ozônio é usado como desinfetante.

Bibliografia

1. Aula sobre o tema “Quantidade de substância”, professora de biologia e química Yakovleva Larisa Alexandrovna, região de Kurgan, distrito de Petukhovsky, instituição educacional municipal “Escola secundária de Novogeorgievskaya”
2. F. A. Derkach "Química", - manual científico e metodológico. - Kyiv, 2008.
3. L. B. Tsvetkova "Inorganic Chemistry" - 2ª edição, corrigida e complementada. – Lvov, 2006.
4. V. V. Malinovsky, P. G. Nagorny "Química Inorgânica" - Kyiv, 2009.
4. Glinka N.L. Química Geral. - 27 ed. / Sob. ed. V.A. Rabinovich. - L.: Química, 2008. - 704 páginas.

Editado e enviado por Borisenko I.N.