Les symboles modernes des éléments chimiques ont été introduits dans la science en 1813 par J. Berzelius. Selon sa proposition, les éléments sont désignés par les premières lettres de leurs noms latins. Par exemple, l'oxygène (Oxygenium) est désigné par la lettre O, le soufre (Soufre) par la lettre S, l'hydrogène (Hydrogenium) par la lettre H. Dans les cas où les noms des éléments commencent par la même lettre, une lettre supplémentaire est ajouté à la première lettre. Ainsi, le carbone (Carboneum) a le symbole C, le calcium (Calcium) - Ca, le cuivre (Cuprum) - Cu.
Les symboles chimiques ne sont pas seulement des noms abrégés d'éléments : ils expriment également certaines quantités (ou masses), c'est-à-dire Chaque symbole représente soit un atome d'un élément, soit une mole de ses atomes, soit une masse d'un élément égale (ou proportionnelle à) la masse molaire de cet élément. Par exemple, C signifie soit un atome de carbone, soit une mole d'atomes de carbone, soit 12 unités de masse (généralement 12 g) de carbone.
Les formules des substances indiquent également non seulement la composition de la substance, mais également sa quantité et sa masse. Chaque formule représente soit une molécule d'une substance, soit une mole d'une substance, soit une masse d'une substance égale (ou proportionnelle à) sa masse molaire. Par exemple, H2O représente soit une molécule d'eau, soit une mole d'eau, soit 18 unités de masse (généralement (18 g) d'eau).
Les substances simples sont également désignées par des formules indiquant de combien d'atomes est constituée une molécule d'une substance simple : par exemple, la formule de l'hydrogène H 2. Si la composition atomique d'une molécule d'une substance simple n'est pas connue avec précision ou si la substance est constituée de molécules contenant un nombre différent d'atomes, et aussi si elle a une structure atomique ou métallique plutôt que moléculaire, la substance simple est désignée par le symbole de l'élément. Par exemple, la substance simple phosphore est désignée par la formule P, car, selon les conditions, le phosphore peut être constitué de molécules avec un nombre d'atomes différent ou avoir une structure polymère.
La formule de la substance est déterminée sur la base des résultats de l'analyse. Par exemple, selon l’analyse, le glucose contient 40 % (en poids) de carbone, 6,72 % (en poids) d’hydrogène et 53,28 % (en poids) d’oxygène. Par conséquent, les masses de carbone, d’hydrogène et d’oxygène sont dans le rapport 40 : 6,72 : 53,28. Notons la formule souhaitée pour le glucose C x H y O z, où x, y et z sont les nombres d'atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène dans la molécule. Les masses des atomes de ces éléments sont respectivement égales à 12,01 ; 1h01 et 16h00 Par conséquent, la molécule de glucose contient 12,01x amu. carbone, 1,01u amu hydrogène et 16.00zа.u.m. oxygène. Le rapport de ces masses est de 12,01x : 1,01y : 16,00z. Mais nous avons déjà trouvé cette relation sur la base des données d’analyse du glucose. Ainsi:
12,01x : 1,01y : 16,00z = 40 : 6,72 : 53,28.
Selon les propriétés de proportion :
x : y : z = 40/12,01:6,72/1,01:53,28/16,00
ou x:y:z = 3,33:6,65:3,33 = 1:2:1.
Par conséquent, dans une molécule de glucose, il y a deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène par atome de carbone. Cette condition est satisfaite par les formules CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, etc. La première de ces formules - CH 2 O- est appelée la formule la plus simple ou empirique ; il a un poids moléculaire de 30,02. Afin de connaître la formule vraie ou moléculaire, il est nécessaire de connaître la masse moléculaire d'une substance donnée. Lorsqu'il est chauffé, le glucose est détruit sans se transformer en gaz. Mais son poids moléculaire peut être déterminé par d'autres méthodes : il est égal à 180. D'une comparaison de ce poids moléculaire avec le poids moléculaire correspondant à la formule la plus simple, il apparaît clairement que la formule C 6 H 12 O 6 correspond au glucose.
Ainsi, une formule chimique est une image de la composition d'une substance utilisant des symboles d'éléments chimiques, des indices numériques et quelques autres signes. On distingue les types de formules suivants :
— le plus simple , qui est obtenu expérimentalement en déterminant le rapport des éléments chimiques dans une molécule et en utilisant les valeurs de leurs masses atomiques relatives (voir exemple ci-dessus) ;
— moléculaire , qui peut être obtenu en connaissant la formule la plus simple d'une substance et son poids moléculaire (voir exemple ci-dessus) ;
— rationnel , affichant des groupes d'atomes caractéristiques des classes d'éléments chimiques (R-OH - alcools, R - COOH - acides carboxyliques, R - NH 2 - amines primaires, etc.) ;
— structurel (graphique) , montrant la disposition relative des atomes dans une molécule (peut être bidimensionnelle (dans un plan) ou tridimensionnelle (dans l'espace)) ;
— électronique, affichant la répartition des électrons sur les orbitales (écrit uniquement pour les éléments chimiques, pas pour les molécules).
Regardons de plus près l'exemple de la molécule d'alcool éthylique :
EXEMPLE 1
| Exercice | Avec la combustion complète d'une substance organique contenant de l'oxygène pesant 13,8 g, 26,4 g de dioxyde de carbone et 16,2 g d'eau ont été obtenus. Trouvez la formule moléculaire d'une substance si la densité relative de ses vapeurs par rapport à l'hydrogène est de 23. |
| Solution | Traçons un schéma de la réaction de combustion d'un composé organique, désignant respectivement le nombre d'atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène par « x », « y » et « z » : C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Déterminons les masses des éléments qui composent cette substance. Valeurs des masses atomiques relatives tirées du tableau périodique de D.I. Mendeleïev, arrondissez aux nombres entiers : 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) ; Calculons les masses molaires du dioxyde de carbone et de l'eau. Comme on le sait, la masse molaire d'une molécule est égale à la somme des masses atomiques relatives des atomes qui composent la molécule (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. Déterminons la formule chimique du composé : 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. Cela signifie que la formule la plus simple du composé est C 2 H 6 O et que la masse molaire est de 46 g/mol. La masse molaire d'une substance organique peut être déterminée à l'aide de sa densité d'hydrogène : M substance = M(H 2) × D(H 2) ; Substance M = 2 × 23 = 46 g/mol. Substance M / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Cela signifie que la formule du composé organique sera C 2 H 6 O. |
| Répondre | C2H6O |
EXEMPLE 2
| Exercice | La fraction massique de phosphore dans l'un de ses oxydes est de 56,4 %. La densité de vapeur d'oxyde dans l'air est de 7,59. Déterminez la formule moléculaire de l’oxyde. |
| Solution | La fraction massique de l'élément X dans une molécule de composition NX est calculée à l'aide de la formule suivante : ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Calculons la fraction massique d'oxygène dans le composé : ω(O) = 100 % - ω(P) = 100 % - 56,4 % = 43,6 %. Notons le nombre de moles d'éléments inclus dans le composé par « x » (phosphore), « y » (oxygène). Ensuite, le rapport molaire ressemblera à ceci (les valeurs des masses atomiques relatives tirées du tableau périodique de D.I. Mendeleïev sont arrondies aux nombres entiers) : 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. Cela signifie que la formule la plus simple pour combiner le phosphore avec l'oxygène sera P 2 O 3 et une masse molaire de 94 g/mol. La masse molaire d'une substance organique peut être déterminée à l'aide de sa densité de l'air : M substance = M air × D air ; Substance M = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Pour trouver la vraie formule d'un composé organique, on trouve le rapport des masses molaires résultantes : Substance M / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Cela signifie que les indices des atomes de phosphore et d'oxygène devraient être 2 fois plus élevés, c'est-à-dire la formule de la substance sera P 4 O 6. |
| Répondre | P4O6 |
plusieurs concepts et formules de base.
Toutes les substances ont une masse, une densité et un volume différents. Un morceau de métal provenant d’un élément peut peser plusieurs fois plus qu’un morceau d’un autre métal exactement de même taille.
Taupe(nombre de taupes)
désignation: taupe, international: mole- une unité de mesure de la quantité d'une substance. Correspond à la quantité de substance qui contient N / A. particules (molécules, atomes, ions) Par conséquent, une quantité universelle a été introduite - nombre de taupes. Une expression fréquemment rencontrée dans les tâches est « reçu... taupe de substance"
N / A.= 6,02 1023
N / A.- Le numéro d'Avogadro. Également « un certain nombre par accord ». Combien y a-t-il d’atomes dans la pointe d’un crayon ? Environ un millier. Il n’est pas pratique d’opérer avec de telles quantités. Par conséquent, les chimistes et les physiciens du monde entier ont convenu : désignons 6,02 × 1023 particules (atomes, molécules, ions) comme 1 taupe substance.
1 mole = 6,02 1023 particules
Ce fut la première des formules de base pour résoudre les problèmes.
Masse molaire d'une substance
Masse molaire la substance est la masse d'un mole de substance.
Désigné comme M. On le trouve selon le tableau périodique - c'est simplement la somme des masses atomiques d'une substance.
Par exemple, on nous donne de l'acide sulfurique - H2SO4. Calculons la masse molaire d'une substance : masse atomique H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.
La deuxième formule nécessaire pour résoudre les problèmes est
formule de masse de substance:
Autrement dit, pour trouver la masse d'une substance, vous devez connaître le nombre de moles (n) et nous trouvons la masse molaire à partir du tableau périodique.
Loi de conservation de masse - La masse des substances qui entrent dans une réaction chimique est toujours égale à la masse des substances résultantes.
Si nous connaissons la ou les masses des substances qui ont réagi, nous pouvons trouver la ou les masses des produits de cette réaction. Et vice versa.
La troisième formule pour résoudre des problèmes de chimie est
volume de substance:
Désolé, cette image ne respecte pas nos directives. Pour continuer la publication, veuillez supprimer l'image ou en télécharger une autre.D'où vient le nombre 22,4 ? Depuis La loi d'Avogadro:
des volumes égaux de gaz différents prélevés à la même température et pression contiennent le même nombre de molécules.
Selon la loi d'Avogadro, 1 mole d'un gaz parfait dans des conditions normales (n.s.) a le même volume machine virtuelle= 22,413 996(39)l
Autrement dit, si dans le problème nous donnons des conditions normales, alors, connaissant le nombre de moles (n), nous pouvons trouver le volume de la substance.
Donc, formules de base pour résoudre des problèmes en chimie
Le numéro d'AvogadroN / A.
6.02 1023 particules
Quantité de substance n (moles)
n=V\22,4 (l\mol)
Masse de substance m (g)
Volume de substance V(je)
V = n 22,4 (l\mol)
Désolé, cette image ne respecte pas nos directives. Pour continuer la publication, veuillez supprimer l'image ou en télécharger une autre.Ce sont des formules. Souvent, pour résoudre des problèmes, vous devez d'abord écrire l'équation de réaction et (obligatoire !) organiser les coefficients - leur rapport détermine le rapport des taupes dans le processus.
Mots clés : Chimie 8e année. Toutes les formules et définitions, symboles de grandeurs physiques, unités de mesure, préfixes pour désigner les unités de mesure, relations entre unités, formules chimiques, définitions de base, brièvement, tableaux, diagrammes.
| 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 d'une réaction chimique | Q | kJ/mole |
ENSEIGNEMENT ATOMIQUE-MOLÉCULAIRE
1. Il existe des substances à structure moléculaire et non moléculaire.
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.
Lors des phénomènes physiques, les molécules sont préservées ; lors des phénomènes chimiques, en règle générale, elles sont détruites. Les atomes se réorganisent lors de phénomènes chimiques, formant des molécules de nouvelles substances.
LOI DE LA COMPOSITION CONSTANTE DE LA MATIÈRE
Chaque substance chimiquement pure de structure moléculaire, quelle que soit la méthode de préparation, 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.
