Coleção de fórmulas básicas para um curso escolar de química

Coleção de fórmulas básicas para um curso escolar de química

G. P. Loginova

Elena Savinkina

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Coleção de fórmulas básicas em química

Guia de bolso do aluno

química Geral

Os conceitos e leis químicas mais importantes

Elemento químico- este é um certo tipo de átomo com a mesma carga nuclear.

Massa atômica relativa(A r) mostra quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento químico é maior que a massa de um átomo de carbono-12 (12 C).

Substância química– uma coleção de quaisquer partículas químicas.

Partículas químicas

Unidade de fórmula– uma partícula convencional, cuja composição corresponde a uma determinada fórmula química, por exemplo:

Ar – substância argônio (consiste em átomos de Ar),

H 2 O – a substância água (consiste em moléculas de H 2 O),

KNO 3 – substância nitrato de potássio (consiste em cátions K + e ânions NO 3 ¯).

Relações entre quantidades físicas

Massa atômica (relativa) do elemento B, A r (B):

Onde *T(átomo B) – massa de um átomo do elemento B;

*t e- unidade de massa atômica;

*t e = 1/12 T(12 átomo de C) = 1,6610 24 g.

Quantidade de substância B, n(B), mol:

Onde N(B)– número de partículas B;

N / D– Constante de Avogadro (NA = 6,0210 23 mol-1).

Massa molar de uma substância V, M(V), g/mol:

Onde televisão)– massa B.

Volume molar de gás EM, V M l/mol:

Onde V M = 22,4 l/mol (uma consequência da lei de Avogadro), em condições normais (nº – pressão atmosférica p = 101.325 Pa (1 atm); temperatura termodinâmica T = 273,15 K ou temperatura Celsius t = 0ºC).

B para hidrogênio, D(gás B por H 2):

* Densidade da substância gasosa EM por via aérea, D(gás B sobre o ar): Fração de massa do elemento E em questão V, C(E):

Onde x é o número de átomos E na fórmula da substância B

A estrutura do átomo e a Lei Periódica D.I. Mendeleev

Número de massa (A) – o número total de prótons e nêutrons no núcleo atômico:

UMA = N(p 0) + N(p +).

Carga nuclear atômica (Z) igual ao número de prótons no núcleo e ao número de elétrons no átomo:

Z = N(p+) = N(e¯).

Isótopos– átomos do mesmo elemento, diferindo no número de nêutrons no núcleo, por exemplo: potássio-39: 39 K (19 p+, 20número 0, 19e¯); potássio-40: 40 K (19 p+, 21número 0, 19e¯).

*Níveis e subníveis de energia

*Orbital atômico(AO) caracteriza a região do espaço em que a probabilidade de um elétron ter uma determinada energia estar localizado é maior.

*Formas dos orbitais s e p

Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleev

As propriedades dos elementos e seus compostos se repetem periodicamente com o aumento do número atômico, que é igual à carga do núcleo do átomo do elemento.

Número do período corresponde número de níveis de energia preenchidos com elétrons, e representa o último nível de energia a ser preenchido(UE).

Número do grupo A mostra E etc.

Número do grupo B mostra número de elétrons de valência ns E (n – 1)d.

Seção de elementos S– o subnível de energia (ESL) é preenchido com elétrons ns-EPU– Grupos IA e IIA, H e He.

seção de elementos p– cheio de elétrons np-EPU– Grupos IIIA-VIIIA.

Seção de elementos D– cheio de elétrons (P- 1) d-EPU – grupos IB-VIIIB2.

seção de elementos f– cheio de elétrons (P-2) f-EPU – lantanídeos e actinídeos.

Mudanças na composição e propriedades dos compostos de hidrogênio dos elementos do 3º período da Tabela Periódica

Não volátil, decompõe-se com água: NaH, MgH 2, AlH 3.

Volátil: SiH 4, PH 3, H 2 S, HCl.

Mudanças na composição e propriedades dos óxidos e hidróxidos superiores dos elementos do 3º período da Tabela Periódica

Básico: Na2O – NaOH, MgO – Mg(OH)2.

Anfotérico: Al2O3 –Al(OH)3.

Ácido: SiO 2 – H 4 SiO 4, P 2 O 5 – H 3 PO 4, SO 3 – H 2 SO 4, Cl 2 O 7 – HClO 4.

Ligação química

Eletro-negatividade(χ) é uma quantidade que caracteriza a capacidade de um átomo em uma molécula de adquirir uma carga negativa.

Mecanismos de formação de ligação covalente

Mecanismo de troca- a sobreposição de dois orbitais de átomos vizinhos, cada um com um elétron.

Mecanismo doador-aceitador– sobreposição de um orbital livre de um átomo com um orbital de outro átomo que contém um par de elétrons.

Sobreposição de orbitais durante a formação da ligação

*Tipo de hibridização – forma geométrica da partícula – ângulo entre ligações

Hibridização de orbitais de átomos centrais– alinhamento de sua energia e forma.

sp– linear – 180°

sp 2– triangular – 120°

sp 3– tetraédrico – 109,5°

sp 3 d– trigonal-bipiramidal – 90°; 120°

sp 3 d 2– octaédrico – 90°

Misturas e soluções

Solução- um sistema homogêneo constituído por duas ou mais substâncias, cujo conteúdo pode variar dentro de certos limites.

Solução: solvente (por exemplo, água) + soluto.

Soluções verdadeiras contêm partículas menores que 1 nanômetro.

Soluções coloidais contêm partículas que variam em tamanho de 1 a 100 nanômetros.

Misturas mecânicas(suspensões) contêm partículas maiores que 100 nanômetros.

Suspensão=> sólido + líquido

Emulsão=> líquido + líquido

Espuma, neblina=> gás + líquido

Misturas heterogêneas são separadas sedimentação e filtragem.

Misturas homogêneas são separadas evaporação, destilação, cromatografia.

Solução saturada está ou pode estar em equilíbrio com o soluto (se o soluto for sólido, então seu excesso está no precipitado).

Solubilidade– o conteúdo da substância dissolvida em uma solução saturada a uma determinada temperatura.

Solução insaturada menos,

Solução supersaturada contém soluto mais, do que a sua solubilidade a uma determinada temperatura.

Relações entre quantidades físico-químicas em solução

Fração de massa de soluto EM, C(B); fração de uma unidade ou %:

Onde televisão)– massa B,

t(r)– massa de solução.

Peso da solução, m(p),g:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

onde F(p) é o volume da solução;

ρ(p) – densidade da solução.

Volume da solução, V(p), eu:

Concentração molar, s(V), mol/l:

Onde n(B) é a quantidade de substância B;

M(B) – massa molar da substância B.

Alterando a composição da solução

Diluindo a solução com água:

> televisão)= tb);

> a massa da solução aumenta com a massa de água adicionada: m"(p) = m(p) + m(H 2 O).

Evaporação de água de uma solução:

> a massa do soluto não muda: t"(B) = t(B).

> a massa da solução diminui com a massa de água evaporada: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).

Mesclando duas soluções: As massas das soluções, assim como as massas da substância dissolvida, somam:

t"(B) = t(B) + t"(B);

t"(p) = t(p) + t"(p).

Gota de Cristal: a massa do soluto e a massa da solução são reduzidas pela massa dos cristais precipitados:

m"(B) = m(B) – m(sedimento); m"(p) = m(p) – m(sedimento).

A massa de água não muda.

Efeito térmico de uma reação química

*Entalpia de formação de uma substância ΔH°(B), kJ/mol, é a entalpia da reação de formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples em seus estados padrão, ou seja, a pressão constante (1 atm para cada gás do sistema ou a uma pressão total pressão de 1 atm na ausência de participantes da reação gasosa) e temperatura constante (geralmente 298 K , ou 25°C).

*Efeito térmico de uma reação química (lei de Hess)

Q = ΣQ(produtos) - ΣQ(reagentes).

ΔН° = ΣΔН°(produtos) – Σ ΔН°(reagentes).

Para reação aA + bB +… = dD + eE +…

ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),

Onde a, b, d, e– quantidades estequiométricas de substâncias correspondentes aos coeficientes da equação de reação.

Taxa de reação química

Se durante o tempo τ em volume V a quantidade de reagente ou produto alterada em Δ não, reação de velocidade:

Para uma reação monomolecular A →…:

v=k c(A).

Para a reação bimolecular A + B → ...:

v=k c(A)c(B).

Para a reação trimolecular A + B + C → ...:

v=k c(A) c(B) c(C).

Alterando a taxa de uma reação química

Reação rápida aumentar:

1) quimicamente ativo reagentes;

2) promoção concentrações de reagentes;

3) aumentar

4) promoção temperatura;

5) catalisadores. Reação rápida reduzir:

1) quimicamente inativo reagentes;

2) rebaixamento concentrações de reagentes;

3) diminuir superfícies de reagentes sólidos e líquidos;

4) rebaixamento temperatura;

5) inibidores.

*Coeficiente de velocidade de temperatura(γ) é igual a um número que mostra quantas vezes a taxa de reação aumenta quando a temperatura aumenta em dez graus:

Equilíbrio químico

*Lei da ação das massas para o equilíbrio químico: em estado de equilíbrio, a razão entre o produto das concentrações molares dos produtos em potências iguais a

Seus coeficientes estequiométricos, ao produto das concentrações molares dos reagentes em potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos, a uma temperatura constante é um valor constante (constante de equilíbrio de concentração).

Em um estado de equilíbrio químico para uma reação reversível:

aA + bB +… ↔ dD + fF +…

K c = [D] d [F] f .../ [A] a [B] b ...

*Mudança no equilíbrio químico para a formação de produtos

1) Aumentar a concentração dos reagentes;

2) redução da concentração de produtos;

3) aumento da temperatura (para uma reação endotérmica);

4) diminuição da temperatura (para uma reação exotérmica);

5) aumento de pressão (para uma reação que ocorre com diminuição de volume);

6) diminuição da pressão (para uma reação que ocorre com aumento de volume).

Reações de troca em solução

Dissociação eletrolítica– o processo de formação de íons (cátions e ânions) quando certas substâncias são dissolvidas em água.

ácidos são formados cátions de hidrogênio E ânions ácidos, Por exemplo:

HNO 3 = H + + NO 3 ¯

Durante a dissociação eletrolítica razões são formados cátions metálicos e íons hidróxido, por exemplo:

NaOH = Na + + OH¯

Durante a dissociação eletrolítica sais(médio, duplo, misto) são formados cátions metálicos e ânions ácidos, por exemplo:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Durante a dissociação eletrolítica sais ácidos são formados cátions metálicos e hidroânions ácidos, por exemplo:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Alguns ácidos fortes

HBr, HCl, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HI, HMnO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, H 2 CrO 4

Algumas razões fortes

RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2

Grau de dissociação α– a razão entre o número de partículas dissociadas e o número de partículas iniciais.

Em volume constante:

Classificação de substâncias por grau de dissociação

Regra de Berthollet

As reações de troca em solução ocorrem irreversivelmente se o resultado for a formação de um precipitado, gás ou eletrólito fraco.

Exemplos de equações de reação molecular e iônica

1. Equação molecular: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Equação iônica “completa”: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

Equação iônica “curta”: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

2. Equação molecular: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Equação iônica “completa”: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

Equação iônica “curta”: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Equação molecular: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

Equação iônica “completa”: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

Equação iônica “curta”: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

*Valor de hidrogênio

(pH) pH = – log = 14 + log

*faixa de pH para soluções aquosas diluídas

pH 7 (ambiente neutro)

Exemplos de reações de troca

Reação neutralizadora- uma reação de troca que ocorre quando um ácido e uma base interagem.

1. Álcali + ácido forte: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2ON¯ + 2H + + 2Сl¯ = Ba 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O

H + + OH¯ = H 2 O

2. Base pouco solúvel + ácido forte: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OH)2 + 2H + + 2Cl¯ = Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O

Cu(OH)2 + 2H + = Cu2+ + 2H2O

*Hidrólise– uma reação de troca entre uma substância e água sem alterar os estados de oxidação dos átomos.

1. Hidrólise irreversível de compostos binários:

Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

2. Hidrólise reversível de sais:

A) O sal é formado um cátion base forte e um ânion ácido forte:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H 2 O ≠ ;

Cl¯ + H2O ≠

Não há hidrólise; ambiente neutro, pH = 7.

B) O sal é formado um cátion base forte e um ânion ácido fraco:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Na + + H 2 O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Hidrólise por ânion; ambiente alcalino, pH >7.

B) O sal é formado um cátion de uma base fraca ou pouco solúvel e um ânion de um ácido forte:

Fim do fragmento introdutório.

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Magnitude e sua dimensão	Razão
Massa atômica do elemento X (relativa)
Número de série do elemento	Z = N(e –) = N(R +)
Fração de massa do elemento E na substância X, em frações de uma unidade, em %)
Quantidade de substância X, mol
Quantidade de substância gasosa, mol	V eu= 22,4 l/mol (n.s.) Bem. – R= 101.325 Pa, T= 273K
Massa molar da substância X, g/mol, kg/mol
Massa da substância X, g, kg	eu(X) = n(X) M(X)
Volume molar de gás, l/mol, m 3 /mol	V eu= 22,4 l/mol em N.S.
Volume de gás, m 3	V = V eu × n
Rendimento do produto
Densidade da substância X, g/l, g/ml, kg/m3
Densidade da substância gasosa X por hidrogênio
Densidade da substância gasosa X no ar	M(ar) = 29 g/mol
Lei do Gás Unido
Equação de Mendeleev-Clapeyron	VP = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Fração volumétrica de uma substância gasosa em uma mistura de gases, em frações de uma unidade ou em %
Massa molar de uma mistura de gases
Fração molar de uma substância (X) em uma mistura
Quantidade de calor, J, kJ	P = n(X) P(X)
Efeito térmico da reação	Q =–H
Calor de formação da substância X, J/mol, kJ/mol
Taxa de reação química (mol/lseg)
Lei da Ação de Massa (para uma reação simples)	a UM+ V B = Com C+ d D você = k Com a(A) Com V(B)
Regra de Van't Hoff
Solubilidade da substância (X) (g/100 g solvente)
Fração mássica da substância X na mistura A + X, em frações de uma unidade, em %
Peso da solução, g, kg	eu(rr) = eu(X)+ eu(H2O) eu(rr) = V(rr)  (rr)
Fração mássica de substância dissolvida em solução, em frações de uma unidade, em %
Densidade da solução
Volume da solução, cm 3, l, m 3
Concentração molar, mol/l
Grau de dissociação eletrolítica (X), em frações de uma unidade ou %
Produto iônico da água	K(H2O) =
valor do PH	pH = –lg

Principal:

Kuznetsova N.E. e etc.. Química. 8º ao 10º ano – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Química.11º ano em 2 partes, 2005-2007.

Egorov A.S. Química. Um novo livro de preparação para o ensino superior. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Química: um curso moderno de preparação para o Exame Estadual Unificado. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S. Manual de autoinstrução para solução de problemas químicos. – Rostov do Don: Phoenix, 2000. – 352 p.

Manual de química/tutor para candidatos a universidades. Rostov-n/D, Phoenix, 2005–536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problemas em química para candidatos a universidades. M.: Ensino superior. 2007.–302p.

Adicional:

Vrublevsky A.I.. Materiais educacionais e de treinamento para preparação para testes centralizados em química / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevsky A.I.. 1000 problemas de química com cadeias de transformações e testes de controle para alunos e candidatos. – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 p.

Egorov A.S.. Todos os tipos de problemas de cálculo em química para preparação para o Exame Estadual Unificado. – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tarefas e exercícios típicos de preparação para o exame de química. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 p.

Exame Estadual Unificado 2007. Química. Materiais educativos e formativos para preparação de alunos / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Exame Estadual Unificado 2011. Química. Kit educacional e de treinamento ed. A.A. Kaverina.-M.: Educação Nacional, 2011.

As únicas opções reais de tarefas de preparação para o Exame de Estado Unificado. Exame Estadual Unificado 2007. Química/V.Yu. Mishina, E. N. Strelnikova. M.: Centro Federal de Testes, 2007.–151 p.

Kaverina A.A.. O banco ideal de tarefas para preparar os alunos. Exame Estadual Unificado 2012. Química. Livro didático./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina.– M.: Centro de Intelecto, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Tarefas de teste além de testes para alunos de cursos preparatórios por correspondência de 10 meses (instruções metodológicas). Krasnodar, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T. N.. Química. Exame Estadual Unificado 2011. Testes de treinamento. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 p.

Litvinova T. N.. Química. Testes para o Exame Estadual Unificado. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 p.

Litvinova T. N.. Química. Leis, propriedades dos elementos e seus compostos. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Química em tarefas para candidatos a universidades. – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 p.

Complexo educacional e metodológico em química para alunos das aulas de medicina e biologia, ed. T. N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Química. Exame Estadual Unificado 2008. Provas de ingresso, auxílio didático / ed. V. N. Doronkina. – Rostov n/a: Legião, 2008.– 271 p.

Lista de sites sobre química:

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

2. Química para todos. Livro de referência eletrônico para um curso completo de química.

http:// www. informação. ru/ texto/ base de dados/ química/ COMEÇAR. HTML

3. Química escolar - livro de referência. http:// www. química escolar. por. ru

4. Tutor de química. http://www. química.nm.ru

Recursos da Internet

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Química para todos. Livro de referência eletrônico para um curso completo de química.

http:// www. informação. ru/ texto/ base de dados/ química/ COMEÇAR. HTML

Química escolar - livro de referência. http:// www. química escolar. por. ru

http://www.classchem.narod.ru

Tutor de química. http://www. química.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- recursos educacionais da Internet sobre química

http://schoolchemistry.by.ru/- química escolar. Este site tem a oportunidade de realizar testes on-line sobre diversos temas, bem como versões demo do Exame Estadual Unificado

Química e vida - século XXI: revista científica popular. http:// www. hij. ru

Os símbolos modernos para elementos químicos foram introduzidos na ciência em 1813 por J. Berzelius. Segundo sua proposta, os elementos são designados pelas letras iniciais de seus nomes latinos. Por exemplo, o oxigênio (Oxigênio) é designado pela letra O, o enxofre (Enxofre) pela letra S, o hidrogênio (Hidrogênio) pela letra H. Nos casos em que os nomes dos elementos começam com a mesma letra, mais uma letra é adicionado à primeira letra. Assim, o carbono (Carboneum) tem o símbolo C, o cálcio (Cálcio) - Ca, o cobre (Cuprum) - Cu.

Os símbolos químicos não são apenas nomes abreviados de elementos: eles também expressam certas quantidades (ou massas), ou seja, Cada símbolo representa um átomo de um elemento, ou um mol de seus átomos, ou uma massa de um elemento igual (ou proporcional) à massa molar desse elemento. Por exemplo, C significa um átomo de carbono, ou um mol de átomos de carbono, ou 12 unidades de massa (geralmente 12 g) de carbono.

Fórmulas químicas

As fórmulas das substâncias também indicam não apenas a composição da substância, mas também sua quantidade e massa. Cada fórmula representa uma molécula de uma substância, ou um mol de uma substância, ou uma massa de uma substância igual (ou proporcional à) sua massa molar. Por exemplo, H2O representa uma molécula de água, ou um mol de água, ou 18 unidades de massa (geralmente (18 g) de água.

Substâncias simples também são designadas por fórmulas que mostram quantos átomos consiste em uma molécula de uma substância simples: por exemplo, a fórmula do hidrogênio H 2. Se a composição atômica de uma molécula de uma substância simples não for conhecida com precisão ou a substância consistir em moléculas contendo um número diferente de átomos, e também se tiver uma estrutura atômica ou metálica em vez de molecular, a substância simples é designada por o símbolo do elemento. Por exemplo, a substância simples fósforo é denotada pela fórmula P, pois, dependendo das condições, o fósforo pode consistir em moléculas com um número diferente de átomos ou ter uma estrutura polimérica.

Fórmulas químicas para resolver problemas

A fórmula da substância é determinada com base nos resultados da análise. Por exemplo, de acordo com a análise, a glicose contém 40% (em peso) de carbono, 6,72% (em peso) de hidrogênio e 53,28% (em peso) de oxigênio. Portanto, as massas de carbono, hidrogênio e oxigênio estão na proporção 40:6,72:53,28. Vamos denotar a fórmula desejada para a glicose C x H y O z, onde x, y e z são os números de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio na molécula. As massas dos átomos desses elementos são respectivamente iguais a 12,01; 1h01 e 16h00 Portanto, a molécula de glicose contém 12,01x amu. carbono, 1,01u u hidrogênio e 16.00zа.u.m. oxigênio. A proporção dessas massas é 12,01x: 1,01y: 16,00z. Mas já encontramos essa relação com base nos dados da análise da glicose. Por isso:

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

De acordo com as propriedades de proporção:

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.

Portanto, em uma molécula de glicose existem dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio por átomo de carbono. Esta condição é satisfeita pelas fórmulas CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, etc. A primeira dessas fórmulas - CH 2 O- é chamada de fórmula mais simples ou empírica; tem um peso molecular de 30,02. Para descobrir a fórmula verdadeira ou molecular, é necessário conhecer a massa molecular de uma determinada substância. Quando aquecida, a glicose é destruída sem se transformar em gás. Mas seu peso molecular pode ser determinado por outros métodos: é igual a 180. Comparando esse peso molecular com o peso molecular correspondente à fórmula mais simples, fica claro que a fórmula C 6 H 12 O 6 corresponde à glicose.

Assim, uma fórmula química é uma imagem da composição de uma substância por meio de símbolos de elementos químicos, índices numéricos e alguns outros sinais. Os seguintes tipos de fórmulas são diferenciados:

— mais simples , que é obtido experimentalmente determinando a proporção dos elementos químicos em uma molécula e utilizando os valores de suas massas atômicas relativas (ver exemplo acima);

— molecular , que pode ser obtido conhecendo-se a fórmula mais simples de uma substância e seu peso molecular (ver exemplo acima);

— racional , exibindo grupos de átomos característicos de classes de elementos químicos (R-OH - álcoois, R - COOH - ácidos carboxílicos, R - NH 2 - aminas primárias, etc.);

— estrutural (gráfico) , mostrando o arranjo relativo dos átomos em uma molécula (pode ser bidimensional (em um plano) ou tridimensional (no espaço));

— eletrônico, exibindo a distribuição de elétrons entre orbitais (escrita apenas para elementos químicos, não para moléculas).

Vejamos mais de perto o exemplo da molécula de álcool etílico:

1. a fórmula mais simples do etanol é C 2 H 6 O;
2. a fórmula molecular do etanol é C 2 H 6 O;
3. a fórmula racional do etanol é C 2 H 5 OH;

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício	Com a combustão completa de uma substância orgânica contendo oxigênio pesando 13,8 g, foram obtidos 26,4 g de dióxido de carbono e 16,2 g de água. Encontre a fórmula molecular de uma substância se a densidade relativa de seus vapores em relação ao hidrogênio for 23.
Solução	Vamos traçar um diagrama da reação de combustão de um composto orgânico, designando o número de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio como “x”, “y” e “z”, respectivamente: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Vamos determinar as massas dos elementos que compõem esta substância. Valores de massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev, arredonde para números inteiros: 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); Vamos calcular as massas molares do dióxido de carbono e da água. Como se sabe, a massa molar de uma molécula é igual à soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem a molécula (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H2O) = 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 e O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Vamos determinar a fórmula química do composto: 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. Isso significa que a fórmula mais simples do composto é C 2 H 6 O e a massa molar é 46 g/mol. A massa molar de uma substância orgânica pode ser determinada usando sua densidade de hidrogênio: Substância M = M(H 2) × D(H 2); Substância M = 2 × 23 = 46 g/mol. Substância M / M(C 2 H 6 O) = 46/46 = 1. Isso significa que a fórmula do composto orgânico será C 2 H 6 O.
Responder	C2H6O

EXEMPLO 2

Exercício	A fração mássica de fósforo em um de seus óxidos é de 56,4%. A densidade do vapor de óxido no ar é 7,59. Determine a fórmula molecular do óxido.
Solução	A fração de massa do elemento X em uma molécula da composição NX é calculada usando a seguinte fórmula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Vamos calcular a fração mássica de oxigênio no composto: ω(O) = 100% - ω(P) = 100% - 56,4% = 43,6%. Vamos denotar o número de moles dos elementos incluídos no composto como “x” (fósforo), “y” (oxigênio). Então, a razão molar ficará assim (os valores das massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev são arredondados para números inteiros): 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. Isto significa que a fórmula mais simples para combinar fósforo com oxigênio será P 2 O 3 e uma massa molar de 94 g/mol. A massa molar de uma substância orgânica pode ser determinada usando a densidade do ar: Substância M = M ar × D ar; Substância M = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Para encontrar a verdadeira fórmula de um composto orgânico, encontramos a proporção das massas molares resultantes: Substância M / M(P 2 O 3) = 220/94 = 2. Isso significa que os índices dos átomos de fósforo e oxigênio devem ser 2 vezes maiores, ou seja, a fórmula da substância será P 4 O 6.
Responder	P4O6

vários conceitos e fórmulas básicas.

Todas as substâncias têm massa, densidade e volume diferentes. Um pedaço de metal de um elemento pode pesar muitas vezes mais do que um pedaço exatamente do mesmo tamanho de outro metal.

Verruga(número de moles)

designação: verruga, internacional: mol- uma unidade de medida da quantidade de uma substância. Corresponde à quantidade de substância que contém N / D. partículas (moléculas, átomos, íons). Portanto, uma quantidade universal foi introduzida - número de moles. Uma frase frequentemente encontrada em tarefas é “recebido... mol de substância"

N / D.= 6,02 1023

N / D.- Número de Avogadro. Também “um número por acordo”. Quantos átomos existem na ponta de um lápis? Cerca de mil. Não é conveniente operar com tais quantidades. Portanto, químicos e físicos de todo o mundo concordaram - vamos designar partículas 6,02 × 1023 (átomos, moléculas, íons) como 1 toupeira substâncias.

1 mol = 6,02 1023 partículas

Esta foi a primeira das fórmulas básicas para resolução de problemas.

Massa molar de uma substância

Massa molar substância é a massa de um mol de substância.

Denotado como Sr. É encontrado de acordo com a tabela periódica - é simplesmente a soma das massas atômicas de uma substância.

Por exemplo, recebemos ácido sulfúrico - H2SO4. Vamos calcular a massa molar de uma substância: massa atômica H = 1, S-32, O-16.
Senhor(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

A segunda fórmula necessária para resolver problemas é

fórmula de massa da substância:

Ou seja, para encontrar a massa de uma substância, é necessário saber o número de moles (n), e encontramos a massa molar na Tabela Periódica.

Lei da conservação de massa - A massa das substâncias que entram em uma reação química é sempre igual à massa das substâncias resultantes.

Se conhecermos a(s) massa(s) das substâncias que reagiram, poderemos encontrar a(s) massa(s) dos produtos dessa reação. E vice versa.

A terceira fórmula para resolver problemas de química é

volume de substância:

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De onde veio o número 22,4? De Lei de Avogrado:

volumes iguais de gases diferentes, obtidos à mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

De acordo com a lei de Avogadro, 1 mol de um gás ideal em condições normais (n.s.) tem o mesmo volume Vm= 22,413 996(39)l

Ou seja, se no problema tivermos condições normais, então, conhecendo o número de moles (n), podemos encontrar o volume da substância.

Então, fórmulas básicas para resolver problemas em química

Número de AvogradoN / D.

6,02 1023 partículas

Quantidade de substância n (mol)

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

Massa de substância m (g)

Volume da substância V(eu)

V=n 22,4 (l\mol)

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Estas são fórmulas. Freqüentemente, para resolver problemas, primeiro você precisa escrever a equação da reação e (obrigatório!) organizar os coeficientes - sua proporção determina a proporção de moles no processo.

Palavras-chave: Química 8º ano. Todas as fórmulas e definições, símbolos de grandezas físicas, unidades de medida, prefixos para designar unidades de medida, relações entre unidades, fórmulas químicas, definições básicas, resumidamente, tabelas, diagramas.

1. Símbolos, nomes e unidades de medida
algumas grandezas físicas usadas em química

Quantidade física	Designação	Unidade
Tempo	t	Com
Pressão	p	Pa, kPa
Quantidade de substância	ν	verruga
Massa de substância	eu	quilograma, g
Fração de massa	ω	Adimensional
Massa molar	M	kg/mol, g/mol
Volume molar	Vn	m 3 /mol, l/mol
Volume de substância	V	m 3, eu
Fração de volume		Adimensional
Massa atômica relativa	Um	Adimensional
	Senhor	Adimensional
Densidade relativa do gás A ao gás B	D BA)	Adimensional
Densidade da matéria	R	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Constante de Avogrado	N / D	1/mol
Temperatura absoluta	T	K (Kelvin)
Temperatura em Celsius	t	°C (graus Celsius)
Efeito térmico de uma reação química	P	kJ/mol

2. Relações entre unidades de grandezas físicas

3. Fórmulas químicas na 8ª série

4. Definições básicas na 8ª série

• Átomo- a menor partícula quimicamente indivisível de uma substância.
• Elemento químico- um certo tipo de átomo.
• Molécula- a menor partícula de uma substância que retém sua composição e propriedades químicas e é composta por átomos.
• Substâncias simples- substâncias cujas moléculas consistem em átomos do mesmo tipo.
• Substâncias complexas- substâncias cujas moléculas consistem em átomos de diferentes tipos.
• Composição qualitativa da substância mostra em quais átomos de elementos ele consiste.
• Composição quantitativa da substância mostra o número de átomos de cada elemento em sua composição.
• Fórmula química- registro convencional da composição qualitativa e quantitativa de uma substância por meio de símbolos e índices químicos.
• Unidade de massa atômica(amu) - uma unidade de medida de massa atômica, igual à massa de 1/12 de um átomo de carbono 12 C.
• Verruga- a quantidade de uma substância que contém um número de partículas igual ao número de átomos em 0,012 kg de carbono 12 C.
• Constante de Avogrado (N / D = 6*10 23 mol -1) - o número de partículas contidas em um mol.
• Massa molar de uma substância (M ) é a massa de uma substância tomada na quantidade de 1 mol.
• Massa atômica relativa elemento A R - a razão entre a massa de um átomo de um determinado elemento m 0 e 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C.
• Peso molecular relativo substâncias M R - a razão entre a massa de uma molécula de uma determinada substância e 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C. A massa molecular relativa é igual à soma das massas atômicas relativas dos elementos químicos que formam o composto, tomando em conta o número de átomos de um determinado elemento.
• Fração de massa Elemento químico ω(X) mostra que parte da massa molecular relativa da substância X é responsável por um determinado elemento.

ENSINO ATÔMICO-MOLECULAR
1. Existem substâncias com estrutura molecular e não molecular.
2. Existem lacunas entre as moléculas, cujos tamanhos dependem do estado de agregação da substância e da temperatura.
3. As moléculas estão em movimento contínuo.
4. As moléculas são compostas de átomos.
6. Os átomos são caracterizados por uma certa massa e tamanho.
Durante os fenômenos físicos, as moléculas são preservadas; durante os fenômenos químicos, via de regra, são destruídas. Os átomos se reorganizam durante os fenômenos químicos, formando moléculas de novas substâncias.

LEI DA COMPOSIÇÃO CONSTANTE DA MATÉRIA
Cada substância quimicamente pura de estrutura molecular, independente do método de preparação, possui composição qualitativa e quantitativa constante.

VALÊNCIA
Valência é a propriedade de um átomo de um elemento químico de anexar ou substituir um certo número de átomos de outro elemento.

REAÇÃO QUÍMICA
Uma reação química é um fenômeno pelo qual outras substâncias são formadas a partir de uma substância. Os reagentes são substâncias que entram em uma reação química. Os produtos de reação são substâncias formadas como resultado de uma reação.
Sinais de reações químicas:
1. Liberação de calor (luz).
2. Mudança de cor.
3. Aparece um odor.
4. Formação de sedimentos.
5. Liberação de gás.