1. Remplissez les lacunes des phrases.
Masse atomique absolue montre la masse d'une douze partie 1/12 de la masse d'une molécule de l'isotope du carbone 12 6 C mesurée dans les unités suivantes : g, gk, mg, c'est-à-dire
Masse atomique relative montre combien de fois la masse d'une substance donnée d'un élément est supérieure à la masse d'un atome d'hydrogène ; n'a pas d'unité de mesure.
2. À l'aide de la notation, notez la valeur arrondie à un nombre entier :
a) masse atomique relative d'oxygène - 16 :
b) masse atomique relative du sodium - 23 ;
c) masse atomique relative du cuivre - 64.
3. Les noms des éléments chimiques sont donnés : mercure, phosphore, hydrogène, soufre, carbone, oxygène, potassium, azote. Écrivez les symboles des éléments dans les cellules vides afin d'obtenir une ligne dans laquelle la masse atomique relative augmente.
4. Soulignez les affirmations vraies.
a) La masse de dix atomes d'oxygène est égale à la masse de deux atomes de brome ;
b) La masse de cinq atomes de carbone est supérieure à la masse de trois atomes de soufre ;
c) La masse de sept atomes d'oxygène est inférieure à la masse de cinq atomes de magnésium.
5. Remplissez le diagramme.
6. Calculez les masses moléculaires relatives des substances en fonction de leurs formules :
a) M r (N 2) = 2*14=28
b) M r (CH 4) = 12+4*1=16
c) M r (CaCO 3) = 40+12+3*16=100
d) M r (NH 4 Cl) = 12+41+35,5=53,5
e) M r (H 3 PO 4) = 3*1+31+16*4=98
7. Devant vous se trouve une pyramide dont les « pierres de construction » sont les formules de composés chimiques. Trouvez un chemin allant du sommet de la pyramide à sa base tel que la somme des masses moléculaires relatives des composés soit minimale. Lors du choix de chaque « pierre » suivante, vous devez tenir compte du fait que vous ne pouvez choisir que celle qui est directement adjacente à la précédente.
En réponse, notez les formules des substances du chemin gagnant.
Répondre: C 2 H 6 - H 2 CO 3 - SO 2 - Na 2 S
8. L'acide citrique se trouve non seulement dans les citrons, mais aussi dans les pommes non mûres, les groseilles, les cerises, etc. L'acide citrique est utilisé en cuisine et à la maison (par exemple, pour éliminer les taches de rouille sur les tissus). La molécule de cette substance est composée de 6 atomes de carbone, 8 atomes d'hydrogène et 7 atomes d'oxygène.
C6H8O7
Vérifiez la déclaration correcte :
a) le poids moléculaire relatif de cette substance est de 185 ;
b) le poids moléculaire relatif de cette substance est de 29 ;
c) le poids moléculaire relatif de cette substance est de 192.
Phénomènes chimiques. Substances
- Lequel des signes suivants caractérise les phénomènes chimiques : a) changement de couleur ; b) changement d'état d'agrégation ; c) changement de forme ; d) formation de sédiments ?
- Des phénomènes chimiques se produisent-ils lors des processus suivants : a) fonte de la glace ; b) distillation de l'eau ; c) rouille du fer ; d) séparation du mélange par filtration ; d) de la nourriture pourrie ?
- Parmi les substances suivantes, lesquelles sont simples et lesquelles sont complexes : a) dioxyde de carbone ; b) du sel ; c) cuivre ; d) de l'hydrogène ; e) aluminium ; e) du marbre ? Quelle est la différence entre ces groupes de substances ?
- Lorsqu'une substance complexe inconnue brûle dans l'oxygène, du dioxyde de carbone et de l'eau se forment. Quels éléments chimiques peuvent être présents dans cette substance complexe ? Lesquels sont obligatoires ? Expliquez votre réponse.
Masses atomiques et moléculaires relatives. Constance de la composition de la matière
- La masse moyenne des atomes de soufre est de 5,31 ∙ 10 -26 kg. Calculez la masse atomique relative de l'élément soufre si la masse de l'atome de carbone est 1,993 ∙ 10 -26 kg.
- Calculer le poids moléculaire relatif des substances complexes suivantes : a) chlorure de magnésium MgCl 2 ; b) acide sulfurique H 2 SO 4 ; c) hydroxyde de calcium Ca(OH) 2; d) oxyde d'aluminium Al 2 O 3; e) acide borique H 3 BO 3; e) sulfate de cuivre (II) CuSO 4 .
- Le magnésium et le soufre se combinent dans un rapport massique de 3:4. Déterminez la masse de magnésium qui réagira avec 20 g de soufre.
- 21 g de fer et 19 g de soufre ont été mélangés et le mélange a été chauffé. Sachant que le fer et le soufre réagissent dans un rapport massique de 7 : 4, déterminez laquelle des substances n’aura pas réagi. Calculez la masse de la substance qui n'a pas réagi.
Formules chimiques et calculs les utilisant
- Calculez dans quel rapport massique le sodium et l'oxygène se combinent dans le composé Na 2 O.
- La composition chimique comprend du calcium (fraction massique 29,4 %), du soufre (23,5 %) et de l'oxygène (47,1 %). Déterminez la formule de ce composé.
- Calculez les rapports massiques dans lesquels le calcium, le carbone et l'oxygène se trouvent dans le composé CaCO 3.
- Le minerai de cuivre contient le minéral chalcopyrite CuFeS 2 et d'autres impuretés dont la composition ne comprend pas de cuivre. La fraction massique de chalcopyrite dans le minerai est de 5 %. Calculez la fraction massique de cuivre dans ce minerai.
Valence
- Déterminer la valence des éléments dans les composés suivants : a) NH 3 ; b) SO 3 ; c) CO2 ; d) H 2 Se; e) P2O3.
- Écrivez les formules des composés oxygénés (oxydes) des éléments suivants : a) béryllium (II) ; b) du silicium (IV); c) potassium (I); d) l'arsenic (V).
- Écrire des formules pour les composés du manganèse et de l'oxygène dans lesquelles le manganèse est di-, tri-, tétra- et heptavalent.
- Dessinez les formules du chlorure de cuivre (I) et du chlorure de cuivre (II), en tenant compte du fait que le chlore dans les composés avec des métaux est monovalent.
Équations chimiques. Types de réactions
- Le schéma réactionnel CuCl 2 + KOH → Cu(OH) 2 + KCl correspond à la réaction d'échange. Disposez les coefficients dans ce diagramme.
- Complétez les schémas réactionnels et constituez les équations : a) Li + ... → Li 2 O ; b) Al + O 2 → ... ; c) Na + S → ... ; d) C + ... → CCI 4.
- Donnez deux exemples de chaque type de réaction : décomposition, combinaison et substitution. Écrivez les équations de ces réactions.
- Écrivez les équations de réaction entre l'aluminium et les substances suivantes : a) le chlore ; b) l'oxygène ; c) soufre (divalent) ; d) iode (monovalent).
Une quantité de substance. Mol. Masse molaire
- Calculez la quantité de magnésium dans un échantillon de ce métal pesant 6 g.
- Quelle est la masse d’un mélange composé de 10 moles d’hydrogène gazeux et de 5 moles d’oxygène ?
- Calculez la quantité de substance contenue dans 100 g des substances suivantes : a) fluorure de lithium LiF ; b) oxyde de silicium (IV) SiO 2 ; c) du bromure d'hydrogène HBr ; d) acide sulfurique H 2 SO 4.
- Déterminez la masse d’un échantillon d’oxyde de soufre (IV) qui contient le même nombre de molécules qu’il y a d’atomes dans un morceau de fer de 1,4 g.
Calculs utilisant des équations chimiques
- L'interaction de l'hydrogène et de l'oxygène a produit 450 g d'eau. Quelle est la masse des gaz qui ont réagi ?
- Lorsque le calcaire (carbonate de calcium) est calciné avec CaCO 3, de l'oxyde de calcium et du dioxyde de carbone se forment. Quelle masse de calcaire faut-il prélever pour obtenir 7 kg d'oxyde de calcium ?
- Lorsque 13,44 g de fer ont interagi avec le chlore, l'un des chlorures de fer pesant 39 g s'est formé. Déterminez la valence du fer dans le chlorure résultant et écrivez la formule du composé.
- De l'aluminium pesant 10,8 g a été fusionné avec une masse grise de 22,4 g. Calculez la quantité de sulfure d'aluminium Al 2 S 3 formée à la suite de la réaction.
DÉFINITION
Soufre- le seizième élément du tableau périodique. Désignation - S du latin "soufre". Situé en troisième période, groupe VIA. Fait référence aux non-métaux. La charge nucléaire est de 16.
Le soufre est présent dans la nature à la fois à l’état libre (soufre natif) et sous forme de divers composés. Les composés soufrés avec divers métaux sont très courants. Beaucoup d'entre eux sont des minerais précieux (par exemple, le lustre de plomb PbS, le mélange de zinc ZnS, le lustre de cuivre Cu 2 S) et servent de source de métaux non ferreux.
Parmi les composés soufrés, les sulfates sont également courants dans la nature, principalement le calcium et le magnésium. Enfin, les composés soufrés se trouvent dans les organismes végétaux et animaux.
Masse atomique et moléculaire du soufre
Masse moléculaire relative de la substance (Mr) est un nombre indiquant combien de fois la masse d'une molécule donnée est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone, et masse atomique relative d'un élément(A r) - combien de fois la masse moyenne des atomes d'un élément chimique est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
Les valeurs des masses atomiques et moléculaires du soufre sont les mêmes ; ils sont égaux à 32,059.
Allotropie et modifications allotropiques du soufre
Le soufre existe sous la forme de deux modifications allotropiques : orthorhombique et monoclinique.
À pression normale, le soufre forme des cristaux jaunes cassants qui fondent à 112,8 o C ; la densité est de 2,07 g/cm3. Il est insoluble dans l'eau, mais assez soluble dans le sulfure de carbone, le benzène et certains autres liquides. Lorsque ces liquides s'évaporent, le soufre est libéré de la solution sous forme de cristaux jaunes du système orthorhombique, en forme d'octaèdres, dont certains coins ou bords sont généralement coupés (Fig. 1). Cette modification du soufre est appelée rhombique.
Riz. 1. Modifications allotropiques du soufre.
Des cristaux de forme différente sont obtenus si le soufre fondu est refroidi lentement et, lorsqu'il se solidifie partiellement, le liquide qui n'a pas encore eu le temps de se solidifier est drainé. Dans ces conditions, les parois du récipient sont recouvertes de l'intérieur de longs cristaux jaune foncé en forme d'aiguilles du système monoclinique. Cette modification du soufre est dite monoclinique. Il a une densité de 1,96 g/cm3, fond à 119,3 o C et n'est stable qu'à des températures supérieures à 96 o C.
Isotopes du soufre
On sait que dans la nature, le soufre peut être trouvé sous la forme de quatre isotopes stables 32 S, 33 S, 34 S et 36 S. Leurs nombres de masse sont respectivement 32, 33, 34 et 36. Le noyau d'un atome de l'isotope du soufre 32 S contient seize protons et seize neutrons, et les isotopes 33 S, 34 S et 36 S contiennent le même nombre de protons, respectivement dix-sept, dix-huit et vingt neutrons.
Il existe des isotopes artificiels du soufre dont les nombres de masse vont de 26 à 49, parmi lesquels le plus stable est le 35 S avec une demi-vie de 87 jours.
Ions soufre
Le niveau d'énergie externe de l'atome de soufre possède six électrons, qui sont des électrons de valence :
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .
À la suite d'une interaction chimique, le soufre peut perdre ses électrons de valence, c'est-à-dire être leur donneur et se transformer en ions chargés positivement ou accepter des électrons d'un autre atome, c'est-à-dire soyez leur accepteur et transformez-vous en ions chargés négativement :
S 0 -6e → S 6+ ;
S 0 -4e → S 4+ ;
S 0 -4e → S 2+ ;
S o +2e → S 2- .
Molécule et atome de soufre
La molécule de soufre est monoatomique - S. Voici quelques propriétés qui caractérisent l'atome et la molécule de soufre :
Exemples de résolution de problèmes
EXEMPLE 1
| Exercice | Quelle masse de soufre sera nécessaire pour obtenir du sulfure d'aluminium Al 2 S 3 pesant 30 g ? Dans quelles conditions ce sulfure peut-il être obtenu à partir de substances simples ? | ||||||
| Solution | Écrivons l'équation de réaction pour la production de sulfure de soufre : 2Al + 3S = Al2S3. Calculons la quantité de sulfure d'aluminium (masse molaire - 150 g/mol) : n(Al 2 S 3) = m(Al 2 S 3) / M(Al 2 S 3) ; n(Al 2 S 3) = 30/150 = 0,2 mol. D'après l'équation de réaction n(Al 2 S 3) : n(S) = 1:3, cela signifie : n(S) = 3 × n(Al 2 S 3); n(S) = 3 × 0,2 = 0,6 mole. Alors la masse de soufre sera égale (masse molaire - 32 g/mol) : m(S) = n(S) × M(S); Masse atomique relative (Un r) - quantité sans dimension égale au rapport de la masse moyenne d'un atome d'un élément (en tenant compte du pourcentage d'isotopes dans la nature) à 1/12 de la masse d'un atome 12 C. Masse atomique absolue moyenne (m) égal à la masse atomique relative multipliée par l'amu. Ar(Mg) = 24,312 m(Mg) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 g Poids moléculaire relatif (M) - une quantité sans dimension montrant combien de fois la masse d'une molécule d'une substance donnée est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 C. M g = m g / (1/12 m a (12 C)) M - la masse d'une molécule d'une substance donnée ; ma (12 C) - masse d'un atome de carbone 12 C. M g = S A g (e). La masse moléculaire relative d'une substance est égale à la somme des masses atomiques relatives de tous les éléments, en tenant compte des indices. Exemples. M g (B 2 O 3) = 2 A r (B) + 3 A r (O) = 2 11 + 3 16 = 70 M g (KAl(SO 4) 2) = 1 A r (K) + 1 A r (Al) + 1 2 A r (S) + 2 4 A r (O) = Masse moléculaire absolue égale à la masse moléculaire relative multipliée par l'amu. Le nombre d'atomes et de molécules dans les échantillons ordinaires de substances est très important. Par conséquent, lors de la caractérisation de la quantité d'une substance, une unité de mesure spéciale est utilisée - la taupe. Quantité de substance, mol . Désigne un certain nombre d'éléments structuraux (molécules, atomes, ions). Désignén , mesuré en taupes. Une mole est la quantité d'une substance contenant autant de particules qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone. Le numéro d'Avogadro (N / A ). Le nombre de particules dans 1 mole de n'importe quelle substance est le même et est égal à 6,02 10 23. (La constante d'Avogadro a la dimension - mol -1). Exemple. Combien de molécules y a-t-il dans 6,4 g de soufre ? Le poids moléculaire du soufre est de 32 g/mol. On détermine la quantité de g/mol de substance dans 6,4 g de soufre : n ( s) = m(s)/M(s ) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mole Déterminons le nombre d'unités structurelles (molécules) en utilisant la constante Avogadro N.A. N(s) = n (s)N A = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23 Masse molaire montre la masse de 1 mole d'une substance (notéeM). M = m / n La masse molaire d'une substance est égale au rapport de la masse de la substance à la quantité correspondante de substance. La masse molaire d'une substance est numériquement égale à sa masse moléculaire relative, cependant, la première quantité a la dimension g/mol et la seconde est sans dimension. M = N A m (1 molécule) = N A M g 1 amu = (NA 1 amu) M g = M g Cela signifie que si la masse d'une certaine molécule est, par exemple, de 80 uma. ( SỐ 3 ), alors la masse d'une mole de molécules est égale à 80 g. La constante d'Avogadro est un coefficient de proportionnalité qui assure le passage des relations moléculaires aux relations molaires. Toutes les affirmations concernant les molécules restent valables pour les taupes (avec remplacement, si nécessaire, de amu par g). Par exemple, l'équation de réaction : 2 Na + Cl 2 2 NaCl , signifie que deux atomes de sodium réagissent avec une molécule de chlore ou, ce qui revient au même, que deux moles de sodium réagissent avec une mole de chlore. La navigation
Énumérez les principales dispositions de l'enseignement atomique-moléculaire. 1. Les substances sont constituées de molécules. Une molécule est la plus petite particule d'une substance qui conserve ses propriétés chimiques. Les molécules de différentes substances ont des masses, des tailles, des compositions et des propriétés chimiques différentes. 2. Les molécules sont constituées d’atomes. Un atome est la plus petite particule d'une substance, un élément chimique, qui conserve ses propriétés chimiques. Un élément chimique est un type distinct d’atome. Les propriétés chimiques d'un élément sont déterminées par la structure de ses atomes. Tous les éléments chimiques sont divisés en métaux et non-métaux. 3. Les substances dont les molécules sont constituées d'atomes d'un élément sont appelées simples (H 2 ; O 2). Les substances dont les molécules sont constituées d'atomes de différents éléments sont appelées complexes (HCl). Les changements allotropiques sont des changements dans lesquels différentes substances simples sont formées par un seul élément. L'allotropie est la formation de différentes substances simples par un seul élément. Raison de l'allotropie : a) différents nombres d'atomes (O 2 et O 3) ; b) formation de cristaux de diverses modifications (diamant et graphite) ; 4. Les molécules et les atomes sont en mouvement continu. La vitesse de déplacement dépend de l'état d'agrégation de la substance. Les réactions chimiques sont la forme chimique du mouvement des atomes et des molécules. À la suite de réactions chimiques, les molécules de certaines substances se transforment en molécules d’autres substances. Une caractéristique importante d’une substance est sa masse. Question n°2
Quelles sont les similitudes et les différences entre les concepts de « masse atomique » et de « masse relative » ? 1. La masse atomique absolue est la masse d'un gramme, exprimée en grammes (g) ou en kilogrammes (kg) m a () =1,67*10 -24 g Il n'est pas pratique d'utiliser de tels nombres, c'est pourquoi des masses atomiques relatives sont utilisées. 2. La masse atomique relative montre combien de fois la masse d'un atome donné est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. 1/12 de la masse d’un atome de carbone est appelé unité de masse atomique (a.u.m.) 1 amu = m a (C)/12 =(1,99*10 -23)/12 g = 1,66*10 -24 g a r () = m a (H)/1 a.u.m = (1,67*10 -27 / 1,66*10 -24) = 1 La masse atomique relative, contrairement à la masse absolue, n’a pas d’unité de mesure. Question n°3 Est-il possible de relier les concepts de « taupe » et de « constante d’Avogadro » ? Une mole est la quantité de substance qui contient 6,02 * 10 23 particules (molécules ou atomes). La valeur 6,02 * 10 23 mol-1 est appelée constante d'Avogadro, notée Na n = N/Na, où n - une quantité de substance; N est le nombre d'atomes ou de molécules. Question n°4 Comparez le nombre d'atomes contenus dans le chlore et l'azote pesant chacun 10 g. Dans quel cas et combien de fois le nombre d'atomes est-il plus grand ?
Question n°5 La masse moyenne des atomes de soufre est de 5,31 * 10-26 kg. Calculez la masse atomique relative de l’élément soufre. La masse de l'atome de carbone – 12 est égale à 1,993 * 10 -26 kg.
Question n°6 Un échantillon d'une substance pesant 6,6 g contient 9,03 * 10 22 molécules. Déterminez la masse moléculaire de cette substance. Question n°7 Donner la formulation initiale et moderne de la loi périodique. Quelle est la raison de leur différence ? Formulation initiale : caractéristique des corps simples, et les formes et propriétés des composés d'éléments dépendent périodiquement de la grandeur des masses atomiques des éléments. Formulation moderne : les propriétés des substances simples, ainsi que les formes et propriétés des composés d'éléments, dépendent périodiquement de la valeur de la charge du noyau atomique (numéro atomique). Dans le tableau périodique, tous les éléments ne sont pas classés par ordre croissant de masse atomique ; il existe des exceptions qu'il n'a pas pu expliquer. Il prévoyait que la raison résidait dans la complexité de la structure des atomes. La découverte et l'étude des isotopes ont montré que les propriétés chimiques de tous les isotopes d'un élément sont les mêmes, ce qui signifie que les propriétés chimiques d'un élément ne dépendent pas de la masse atomique, mais de la charge du noyau. Question n°8 Imaginez les configurations électroniques de l'aluminium et du scandium. Expliquez pourquoi ils sont placés dans le même groupe du « Tableau périodique ? » Pourquoi sont-ils placés dans des sous-groupes différents ? S'agit-il d'analogues électroniques ? aL et Se ont chacun trois électrons de valence, ils appartiennent donc au même groupe. aL fait référence aux éléments p et Se fait référence aux éléments d, ils sont donc situés dans différents sous-groupes et ne sont pas des analogues électroniques. Questions n°9 Parmi les configurations électroniques données ci-dessous, indiquer celles impossibles et expliquer la raison de l'impossibilité de leur mise en œuvre 1р 3 ; 15p 6; 3S2 ; 2S2 ; 2j 5 ; 5d 2 ; 2p4 ; 15h7 Question n°10 Symbole isotopique de l'élément. Spécifiez le nom de l'élément ; nombre de neutrons et de protons ; le nombre d'électrons dans la couche électronique d'un atome. Cet élément de numéro atomique 92 et de masse relative 238 est l'uranium. Le nombre de protons est de 92 et le nombre de neutrons est déterminé par la différence entre la masse atomique relative et le numéro atomique, égal à 238 – 92 = 146. Numéro e est déterminé par le numéro de série de l'élément et est égal à 92. Question n°11 Le noyau d'un atome d'un élément contient 16 neutrons et la couche électronique contient 15 électrons. Nommez l’élément dont cet atome est un isotope. Donnez le symbole de cet élément chimique et indiquez la charge nucléaire et le nombre de masse. Le phosphore (P) est un élément contenant 15 électrons. La masse d'un atome est déterminée par la somme des masses des protons et des neutrons. Puisque le noyau d’un atome contient 16 neutrons et 15 protons, son nombre de masse est 31. Et cela peut s’écrire sous la forme suivante : LIVRES D'OCCASION Akhmetov N.S. Chimie générale et inorganique. Pilipenko. Manuel de chimie élémentaire. Khomchenko I.G. chimie générale  | ||||||