DEFINIŢIE
Fier- al douăzeci și șaselea element al Tabelului Periodic. Denumire - Fe din latinescul „ferrum”. Situat în a patra perioadă, grupul VIIIB. Se referă la metale. Sarcina nucleară este 26.
Fierul este cel mai comun metal de pe glob după aluminiu: reprezintă 4% (greutate) din scoarța terestră. Fierul se găsește sub formă de diverși compuși: oxizi, sulfuri, silicați. Fierul se găsește în stare liberă numai în meteoriți.
Cele mai importante minereuri de fier includ minereul de fier magnetic Fe 3 O 4 , minereul de fier roșu Fe 2 O 3 , minereul de fier brun 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O și minereul de fier spart FeCO 3 .
Fierul este un metal ductil argintiu (Fig. 1). Se pretează bine la forjare, laminare și alte tipuri de prelucrare mecanică. Proprietățile mecanice ale fierului depind în mare măsură de puritatea acestuia - de conținutul chiar și în cantități foarte mici de alte elemente din el.
Orez. 1. Fierul de călcat. Aspect.
Masa atomică și moleculară a fierului
Greutatea moleculară relativă a substanței(M r) este un număr care arată de câte ori masa unei molecule date este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon și relativ masa atomica element(A r) - de câte ori masa medie a atomilor unui element chimic este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon.
Deoarece în stare liberă fierul există sub formă de molecule de Fe monoatomic, valorile maselor sale atomice și moleculare coincid. Ele sunt egale cu 55.847.
Alotropia și modificările alotropice ale fierului
Fierul formează două modificări cristaline: α-fier și γ-fier. Primul dintre ele are o rețea cubică centrată pe corp, al doilea are o rețea cubică centrată pe față. α-Fierul este stabil termodinamic în două intervale de temperatură: sub 912 o C și de la 1394 o C până la punctul de topire. Punctul de topire al fierului este de 1539 ± 5 o C. Între 912 o C și de la 1394 o C γ-fierul este stabil.
Intervalele de temperatură ale stabilității fierului α și γ sunt determinate de natura modificării energiei Gibbs a ambelor modificări cu schimbări de temperatură. La temperaturi sub 912 o C și peste 1394 o C, energia Gibbs a fierului α este mai mică decât energia Gibbs a fierului γ, iar în intervalul 912 - 1394 o C este mai mare.
Izotopi de fier
Se știe că în natură fierul poate fi găsit sub formă de patru izotopi stabili 54 Fe, 56 Fe, 57 Fe și 57 Fe. Numerele lor de masă sunt 54, 56, 57 și, respectiv, 58. Nucleul unui atom al izotopului de fier 54 Fe conține douăzeci și șase de protoni și douăzeci și opt de neutroni, iar izotopii rămași diferă de acesta doar prin numărul de neutroni.
Există izotopi artificiali ai fierului cu numere de masă de la 45 la 72, precum și 6 stări izomerice ale nucleelor. Cel mai longeviv dintre izotopii de mai sus este 60 Fe cu un timp de înjumătățire de 2,6 milioane de ani.
Ioni de fier
Formula electronică care demonstrează distribuția orbitală a electronilor de fier este următoarea:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .
Ca urmare a interacțiunii chimice, fierul renunță la electronii de valență, adică. este donatorul lor și se transformă într-un ion încărcat pozitiv:
Fe 0 -2e → Fe 2+ ;
Fe 0 -3e → Fe 3+.
Moleculă și atom de fier
În stare liberă, fierul există sub formă de molecule monoatomice de Fe. Iată câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de fier:
Aliaje de fier
Până în secolul al XIX-lea, aliajele de fier erau cunoscute în principal pentru aliajele lor cu carbon, numite oțel și fontă. Cu toate acestea, mai târziu au fost create noi aliaje pe bază de fier care conțin crom, nichel și alte elemente. În prezent, aliajele de fier sunt împărțite în oțeluri carbon, fonte, oțeluri aliate și oțeluri cu proprietăți speciale.
În tehnologie, aliajele de fier sunt de obicei numite metale feroase, iar producția lor se numește metalurgie feroasă.
Exemple de rezolvare a problemelor
| Exercita | Compoziția elementară a substanței este următoarea: fracția de masă a elementului de fier este 0,7241 (sau 72,41%), fracția de masă a oxigenului este 0,2759 (sau 27,59%). Deduceți formula chimică. |
| Soluţie | Fracția de masă a elementului X dintr-o moleculă din compoziția NX se calculează folosind următoarea formulă: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Să notăm numărul de atomi de fier din moleculă cu „x”, numărul de atomi de oxigen cu „y”. Să găsim masele atomice relative corespunzătoare ale elementelor fier și oxigen (vom rotunji valorile maselor atomice relative luate din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev la numere întregi). Ar(Fe) = 56; Ar(O) = 16. Împărțim conținutul procentual de elemente în masele atomice relative corespunzătoare. Astfel vom găsi relația dintre numărul de atomi din molecula compusului: x:y= ω(Fe)/Ar(Fe): ω(O)/Ar(O); x:y = 72,41/56: 27,59/16; x:y = 1,29: 1,84. Să luăm cel mai mic număr ca unul (adică, împărțim toate numerele la cel mai mic număr 1,29): 1,29/1,29: 1,84/1,29; Prin urmare, cea mai simplă formulă compusul fierului cu oxigenul are forma Fe 2 O 3. |
| Răspuns | Fe2O3 |
Proprietățile fizice ale fierului depind de puritatea acestuia. Fierul pur este un metal destul de ductil, cu o culoare alb-argintie. Densitatea fierului este de 7,87 g/cm3. Punctul de topire este de 1539 ° C. Spre deosebire de multe alte metale, fierul prezintă proprietăți magnetice.
Fierul pur este destul de stabil în aer. În activitățile practice se folosește fierul care conține impurități. Când este încălzit, fierul este destul de activ față de multe nemetale. Să luăm în considerare proprietățile chimice ale fierului folosind exemplul de interacțiune cu nemetale tipice: oxigen și sulf.
Când fierul arde în oxigen, se formează un compus de fier și oxigen, care se numește solzi de fier. Reacția este însoțită de eliberarea de căldură și lumină. Să facem o ecuație reacție chimică:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
Când este încălzit, fierul reacționează violent cu sulful pentru a forma sulfură de fer (II). Reacția este însoțită și de eliberarea de căldură și lumină. Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
Fierul este utilizat pe scară largă în industrie și în viața de zi cu zi. Epoca fierului este o epocă în dezvoltarea omenirii, care a început la începutul primului mileniu î.Hr. în legătură cu răspândirea topirii fierului și fabricarea uneltelor din fier și a armelor militare. Epoca fierului a înlocuit epoca bronzului. Oțelul a apărut pentru prima dată în India în secolul al X-lea î.Hr., fonta abia în Evul Mediu. Fierul pur este folosit pentru a face miezuri de transformatoare și electromagneți, precum și în producția de aliaje speciale. Cele mai frecvent utilizate aliaje de fier în practică sunt fonta și oțelul. Fonta este utilizată în producția de piese turnate și oțel, oțelul este folosit ca materiale structurale și pentru scule care sunt rezistente la coroziune.
Sub influența oxigenului atmosferic și a umidității, aliajele de fier se transformă în rugină. Produsul de rugină poate fi descris prin formula chimică Fe 2 O 3 · xH 2 O. O șesime din fonta topită moare din cauza ruginării, deci problema combaterii coroziunii este foarte relevantă. Metodele de protecție împotriva coroziunii sunt foarte diverse. Cele mai importante dintre ele: protejarea suprafeței metalice cu o acoperire, crearea de aliaje cu proprietăți anticorozive, agenți electrochimici, modificarea compoziției mediului. Straturile de protecție sunt împărțite în două grupe: metalice (acoperirea fierului cu zinc, crom, nichel, cobalt, cupru) și nemetalice (lacuri, vopsele, materiale plastice, cauciuc, ciment). Prin introducerea de aditivi speciali în compoziția aliajelor se obține oțel inoxidabil.
Fier. Apariția fierului în natură
Fier. Prevalența fierului în natură. Rolul biologic al fierului
Al doilea element chimic important după oxigen, ale cărui proprietăți vor fi studiate, este Ferum. Fierul este un element metalic care formează substanța simplă fier. Fierul face parte din a opta grupă a subgrupului secundar al tabelului periodic. În funcție de numărul de grup, valența maximă a fierului ar trebui să fie opt, cu toate acestea, în compușii Ferum prezintă mai des valența doi și trei, precum și compuși cunoscuți cu o valență a fierului de șase. Masa atomică relativă a fierului este de cincizeci și șase.
În ceea ce privește abundența sa în scoarța terestră, Ferum ocupă locul al doilea în rândul elementelor metalice după aluminiu. Fracția de masă a fierului din scoarța terestră este de aproape cinci procente. Fierul se găsește foarte rar în starea sa nativă, de obicei doar sub formă de meteoriți. În această formă, strămoșii noștri au putut să se familiarizeze mai întâi cu fierul și să-l aprecieze ca fiind foarte lucruri bune pentru fabricarea sculelor. Se crede că fierul este principalul constituent al nucleului glob. Ferum se găsește cel mai adesea în natură în minereuri. Cele mai importante dintre ele sunt: minereu de fier magnetic (magnetită) Fe 3 O 4, minereu de fier roșu (hematit) Fe 2 O 3, minereu de fier brun (limonit) Fe 2 O 3 nH 2 O, pirita de fier (pirită) FeS 2 , minereu de fier (siderit) FeСO3, goethit FeO (OH). Apele multor izvoare minerale conțin Fe (HCO 3) 2 și alte câteva săruri de fier.
Fierul este un element vital. În corpul uman, ca și animalele, ferul este prezent în toate țesuturile, dar cea mai mare parte a acestuia (aproximativ trei grame) este concentrată în celulele sanguine. Atomii de fier ocupă o poziție centrală în moleculele de hemoglobină hemoglobina își datorează culoarea și capacitatea de a le atașa și de a elimina oxigenul. Fierul este implicat în procesul de transport al oxigenului de la plămâni la țesuturile corpului. Necesarul zilnic al organismului de Ferum este de 15-20 mg. Cantitatea sa totală intră în corpul uman cu alimente vegetale și carne. Odată cu pierderea de sânge, nevoia de Ferum depășește cantitatea pe care o primește o persoană din alimente. Lipsa de fier în organism poate duce la o afecțiune caracterizată prin scăderea numărului de globule roșii și a hemoglobinei din sânge. Suplimentele de fier trebuie luate numai conform prescripției medicului.
Proprietățile chimice ale oxigenului. Reacții compuse
Proprietățile chimice ale oxigenului. Reacții compuse. Conceptul de oxizi, oxidare și ardere. Condiții pentru inițierea și încetarea arderii
Când este încălzit, oxigenul reacționează energic cu multe substanțe. Dacă adăugați cărbune fierbinte C într-un vas cu oxigen, acesta devine alb-încins și arde. Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
C + ONaHCO2 = CONaHCO2
Sulful S arde în oxigen cu o flacără albastră strălucitoare pentru a se forma substanță gazoasă- dioxid de sulf. Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
S + ONaHCO2 = SONaHCO2
Fosforul P arde în oxigen cu o flacără strălucitoare pentru a produce fum alb gros, care constă din particule solide de oxid de fosfor (V). Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
4P + 5ONaHCO2 = 2PNaHCO2ONaHCO5
Ecuațiile de reacție pentru interacțiunea oxigenului cu cărbunele, sulful și fosforul sunt unite de faptul că în fiecare caz se formează o substanță din două substanțe inițiale. Astfel de reacții, în urma cărora se formează o singură substanță (produs) din mai multe substanțe inițiale (reactivi), se numesc reacții de comunicare.
Produșii interacțiunii oxigenului cu substanțele considerate (cărbune, sulf, fosfor) sunt oxizi. Oxizii sunt substanțe complexe care conțin două elemente, dintre care unul este oxigenul. Aproape toate elementele chimice formează oxizi, cu excepția unor elemente inerte: heliu, neon, argon, cripton și xenon. Există unele elemente chimice care nu se combină direct cu oxigenul, cum ar fi Aurum.
Reacțiile chimice ale substanțelor care interacționează cu oxigenul se numesc reacții de oxidare. Conceptul de „oxidare” este mai general decât conceptul de „combustie”. Arderea este o reacție chimică în care substanțele sunt oxidate, însoțite de eliberarea de căldură și lumină. Pentru a avea loc arderea, sunt necesare următoarele condiții: contactul strâns al aerului cu substanța inflamabilă și încălzirea la temperatura de aprindere. Pentru diverse substante, temperatura de aprindere are sensuri diferite. De exemplu, temperatura de aprindere a prafului de lemn este de 610 ° C, sulf - 450 ° C, fosfor alb 45 - 60 ° C. Pentru a preveni arderea, este necesar să excitați cel puțin una dintre aceste condiții. Adică, este necesar să îndepărtați substanța inflamabilă, să o răciți sub temperatura de aprindere și să blocați accesul oxigenului. Procesele de ardere ne însoțesc în viața de zi cu zi, astfel încât fiecare persoană trebuie să cunoască condițiile de apariție și oprire a arderii, precum și să respecte regulile necesare pentru manipularea substanțelor inflamabile.
Ciclul oxigenului în natură
Ciclul oxigenului în natură. Utilizarea oxigenului, rolul său biologic
Aproximativ un sfert din atomii întregii materie vii sunt oxigen. Deoarece numărul total de atomi de oxigen din natură este constant, deoarece oxigenul este eliminat din aer din cauza respirației și a altor procese, acesta trebuie completat. Cele mai importante surse de oxigen din natura neînsuflețită este dioxid de carbon și apă. Oxigenul pătrunde în atmosferă în principal prin procesul de fotosinteză, care implică acest-o-două. O sursă importantă de oxigen este atmosfera Pământului. O parte din oxigen se formează în părțile superioare ale atmosferei datorită disocierii apei sub influența radiației solare. O parte din oxigen este eliberat de plantele verzi în timpul procesului de fotosinteză cu al-două-o și acest-în-doi. La rândul său, acest-o-dou atmosferic se formează ca urmare a reacțiilor de ardere și respirație a animalelor. O-doi atmosferic este cheltuit pentru formarea ozonului în părțile superioare ale atmosferei, procesele oxidative ale intemperiilor rocilor, în procesul de respirație a animalelor și în reacțiile de ardere. Transformarea acestui-o-doi în tse-o-doi duce la eliberarea de energie în consecință, energia trebuie cheltuită pentru a transforma acest-o-doi în o-doi. Această energie se dovedește a fi Soarele. Astfel, viața pe Pământ depinde de procesele chimice ciclice posibile de energia solară.
Utilizarea oxigenului se datorează proprietăților sale chimice. Oxigenul este utilizat pe scară largă ca agent oxidant. Se foloseste la sudarea si taierea metalelor, in industria chimica - pentru obtinerea de diversi compusi si intensificarea unor procese de productie. În tehnologia spațială, oxigenul este folosit pentru a arde hidrogenul și alte tipuri de combustibil, în aviație - când zboară la altitudini mari, în operații - pentru a sprijini pacienții cu dificultăți de respirație.
Rolul biologic al oxigenului este determinat de capacitatea sa de a susține respirația. O persoană, când respiră în decurs de un minut, consumă în medie 0,5 dm3 de oxigen, în timpul zilei - 720 dm3, iar în timpul anului - 262,8 m3 de oxigen.
1. Reacția de descompunere termică a permanganatului de potasiu. Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
Substanța potasiu-mangan-o-four este distribuită pe scară largă în viața de zi cu zi sub denumirea de „permanganat de potasiu”. Oxigenul care se formează se manifestă printr-o așchie care mocnește, care clipește puternic la deschiderea tubului de evacuare a gazului al dispozitivului în care se efectuează reacția sau când este introdusă într-un vas cu oxigen.
2. Reacția de descompunere a peroxidului de hidrogen în prezența oxidului de mangan (IV). Să creăm o ecuație pentru o reacție chimică:
Peroxidul de hidrogen este, de asemenea, binecunoscut din viața de zi cu zi. Poate fi folosit pentru a trata zgârieturile și rănile minore (o soluție de trei procente în greutate ar trebui să fie în fiecare kit de urgență). Multe reacții chimice sunt accelerate în prezența anumitor substanțe. În acest caz, reacția de descompunere a peroxidului de hidrogen este accelerată de mangan-o-two, dar mangan-o-two în sine nu este consumat și nu face parte din produsele de reacție. Mangan-o-two este un catalizator.
Catalizatorii sunt substanțe care accelerează reacțiile chimice fără a fi consumate. Catalizatorii nu sunt doar folosiți pe scară largă în industria chimică, ci joacă și un rol important în viața umană. Catalizatori naturali, numiți enzime, implicați în reglarea proceselor biochimice.
Oxigenul, așa cum am menționat mai devreme, este puțin mai greu decât aerul. Prin urmare, poate fi colectat prin deplasarea aerului într-un vas plasat cu deschiderea în sus.
L-au restaurat cu cărbune într-o forjă (vezi), construită într-o groapă; au pompat burduf în forjă, produsul - kritsa - a fost separat de zgură prin lovituri și din aceasta au fost forjate diverse produse. Pe măsură ce metodele de suflare s-au îmbunătățit și înălțimea vetrei a crescut, procesul a crescut și o parte din acesta a fost carburată, adică s-a obținut fontă; acest produs relativ fragil a fost considerat un deșeu de producție. De aici și numele de fontă „porc”, „porc” - fontă englezească. Mai târziu, s-a observat că atunci când încărcați fonta, mai degrabă decât fierul în forjă, se obține și aluat de fier cu emisii scăzute de carbon și un astfel de proces în două etape (vezi redistribuirea Krichny) s-a dovedit a fi mai profitabil decât procesul de suflare a brânzei. În secolele XII-XIII. metoda țipetelor era deja răspândită. În secolul al XIV-lea Fonta a început să fie topită nu numai ca semiprodus pentru prelucrare ulterioară, ci și ca material pentru turnarea diferitelor produse. Reconstrucția cuptorului într-o mină („casă”), apoi într-un furnal, datează și ea din aceeași perioadă. La mijlocul secolului al XVIII-lea. În Europa, a început să fie utilizat procesul de producere a creuzetului de oțel, care era cunoscut în Siria la începutul Evului Mediu, dar mai târziu s-a dovedit a fi uitat. Cu această metodă, oțelul a fost produs prin topirea încărcăturilor metalice în mici (creuvete) dintr-o masă foarte refractară. În ultimul sfert al secolului al XVIII-lea. Procesul de băltire de transformare a fontei într-un focar reflectorizant a început să se dezvolte (vezi Pudling). Revoluția industrială a secolului al XVIII-lea - începutul secolului al XIX-lea, invenția mașinii cu abur, construcția căi ferate, poduri mari și o flotă cu abur au creat o nevoie uriașă de el. Cu toate acestea, toate metodele de producție existente nu puteau satisface nevoile pieței. Producția de masă a oțelului a început abia la mijlocul secolului al XIX-lea, când s-au dezvoltat procesele Bessemer, Thomas și pe vatră deschisă. În secolul al XX-lea Procesul de topire a cuptorului electric a apărut și s-a răspândit, producând oțel de înaltă calitate.
Prevalența în natură. În ceea ce privește conținutul în litosferă (4,65% din masă) se află pe locul al doilea între (primul). Migrează viguros în scoarța terestră, formând aproximativ 300 (, etc.). ia parte activ la procesele magmatice, hidrotermale și supergene, care sunt asociate cu formarea diferitelor tipuri de depozite (vezi Fier). - adâncimi terestre, se acumulează în stadiile incipiente ale magmei, în ultrabazic (9,85%) și bazic (8,56%) (în granite este de doar 2,7%). B se acumulează în multe sedimente marine și continentale, formând depozite sedimentare.
Următoarele sunt proprietăți fizice legate în principal de cele cu un conținut total de impurități mai mic de 0,01% din masă:
O interacțiune deosebită cu. HNO 3 concentrat (densitate 1,45 g/cm 3 ) se pasivează datorită apariţiei unei pelicule de oxid protector pe suprafaţa sa; HNO 3 mai diluat se dizolvă pentru a forma Fe 2+ sau Fe 3+, fiind redus la MH 3 sau N 2 O și N 2.
Chitanța și cererea. Pure se obține în cantități relativ mici de apos. Se dezvoltă o metodă pentru a obține direct de la. Producția de metale destul de pure crește treptat, fie direct din concentrate de minereu, fie din cărbune la niveluri relativ scăzute.
Cel mai important tehnologie modernă. În forma sa pură, datorită valorii sale scăzute, practic nu este utilizat, deși în viața de zi cu zi produsele din oțel sau fontă sunt adesea numite „fier”. Vrac este utilizat sub formă de compoziții și proprietăți foarte diferite. Reprezintă aproximativ 95% din toate produsele metalice. Fontele bogate (peste 2% din greutate) sunt topite în furnal din fier îmbogățit (vezi Producția furnalelor). Oțelul de diferite grade (conținut mai mic de 2% din greutate) este topit din fontă în convertoare cu focar deschis și electrice prin (arderea) în exces, îndepărtarea impurităților dăunătoare (în principal S, P, O) și adăugarea de elemente de aliere (vezi Deschis). -vatră, Convertor). Oțelurile înalt aliate (cu un conținut ridicat de alte elemente) sunt topite în arc electric și inducție. Sunt utilizate procese noi pentru producerea oțelurilor și în scopuri deosebit de critice - vid, retopirea zgurii electros, topirea cu plasmă și fascicul de electroni etc. Se dezvoltă metode de topire a oțelului în unități care funcționează continuu care asigură calitatea înaltă și automatizarea procesului.
Pe baza acesteia, se creează materiale care pot rezista la efectele unor medii înalte și scăzute și înalte, agresive, tensiuni alternative ridicate, radiații nucleare etc. Producția sa este în continuă creștere. În 1971, URSS a produs 89,3 milioane de tone de fier și 121 de milioane de tone de oțel.
L. A. Shvartsman, L. V. Vanyukova.
Ca material artistic a fost folosit încă din antichitate în Egipt (pentru capul de la mormântul lui Tutankhamon de lângă Teba, mijlocul secolului al XIV-lea î.Hr., Muzeul Ashmolean, Oxford), Mesopotamia (pumnale găsite lângă Carchemish, 500 î.Hr., Muzeul Britanic, Londra),
Masele atomilor și moleculelor sunt foarte mici, așa că este convenabil să alegeți masa unuia dintre atomi ca unitate de măsură și să exprimați masele atomilor rămași în raport cu acesta. Este exact ceea ce a făcut fondatorul teoriei atomice, Dalton, care a întocmit un tabel cu masele atomice, luând masa atomului de hidrogen drept una.
Până în 1961, în fizică, 1/16 din masa atomului de oxigen 16 O a fost luată ca unitate de masă atomică (amu), iar în chimie - 1/16 din masa atomică medie a oxigenului natural, care este un amestec de trei izotopi. Unitatea chimică de masă a fost cu 0,03% mai mare decât cea fizică.
În prezent, un sistem de măsurare unificat a fost adoptat în fizică și chimie. 1/12 din masa unui atom de carbon de 12 C a fost aleasă ca unitate standard de masă atomică.
1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.
DEFINIŢIE
Masa atomică relativă a unui element (A r) este o mărime adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom al unui element și 1/12 din masa unui atom de 12 C.
Atunci când se calculează masa atomică relativă, se ia în considerare abundența izotopilor elementelor din scoarța terestră. De exemplu, clorul are doi izotopi 35 Cl (75,5%) și 37 Cl (24,5%). Masa atomică relativă a clorului este:
A r (Cl) = (0,755×m(35 Cl) + 0,245×m(37 Cl)) / (1/12×m(12 C) = 35,5.
Din definiția masei atomice relative rezultă că masa absolută medie a unui atom este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu:
m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercita | În care dintre următoarele substanțe fracția de masă a elementului oxigen este mai mare: a) în oxid de zinc (ZnO); b) în oxid de magneziu (MgO)? |
| Soluţie |
Să aflăm greutatea moleculară a oxidului de zinc: Mr (ZnO) = Ar(Zn) + Ar(O); Mr (ZnO) = 65+ 16 = 81. Se știe că M = Mr, ceea ce înseamnă M(ZnO) = 81 g/mol. Atunci fracția de masă a oxigenului din oxidul de zinc va fi egală cu: ω (O) = Ar (O) / M (ZnO) × 100%; ω(O) = 16 / 81 × 100% = 19,75%. Să aflăm greutatea moleculară a oxidului de magneziu: Mr (MgO) = Ar(Mg) + Ar(O); Mr (MgO) = 24+ 16 = 40. Se știe că M = Mr, ceea ce înseamnă M(MgO) = 60 g/mol. Atunci fracția de masă a oxigenului din oxidul de magneziu va fi egală cu: ω (O) = Ar (O) / M (MgO) × 100%; ω(O) = 16 / 40 × 100% = 40%. Astfel, fracția de masă a oxigenului este mai mare în oxidul de magneziu, deoarece 40 > 19,75. |
| Răspuns | Fracția de masă a oxigenului este mai mare în oxidul de magneziu. |
EXEMPLUL 2
| Exercita | În care dintre următorii compuși este fracția de masă a metalului mai mare: a) în oxid de aluminiu (Al 2 O 3); b) în oxid de fier (Fe 2 O 3)? |
| Soluţie | Fracția de masă a elementului X dintr-o moleculă din compoziția NX se calculează folosind următoarea formulă: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Să calculăm fracția de masă a fiecărui element de oxigen din fiecare dintre compușii propuși (vom rotunji valorile maselor atomice relative luate din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev la numere întregi). Să aflăm greutatea moleculară a oxidului de aluminiu: Mr (Al2O3) = 2×Ar(Al) + 3×Ar(O); Mr (Al 2 O 3) = 2 × 27 + 3 × 16 = 54 + 48 = 102. Se știe că M = Mr, ceea ce înseamnă M(Al 2 O 3) = 102 g/mol. Atunci fracția de masă a aluminiului din oxid va fi egală cu: ω (Al) = 2 x Ar(Al) / M (Al203) x 100%; ω(Al) = 2×27 / 102 × 100% = 54 / 102 × 100% = 52,94%. Să aflăm greutatea moleculară a oxidului de fier (III): Mr (Fe 2 O 3) = 2×Ar(Fe) + 3×Ar(O); Mr (Fe 2 O 3) = 2×56+ 3×16 = 112 + 48 = 160. Se știe că M = Mr, ceea ce înseamnă M(Fe 2 O 3) = 160 g/mol. Atunci fracția de masă a fierului din oxid va fi egală cu: ω (O) = 3×Ar (O) / M (Fe2O3) × 100%; ω(O) = 3×16 / 160×100% = 48 / 160×100% = 30%. Astfel, fracția de masă a metalului este mai mare în oxidul de aluminiu, deoarece 52,94 > 30. |
| Răspuns | Fracția de masă a metalului este mai mare în oxidul de aluminiu. |
În procesul dezvoltării științei, chimia s-a confruntat cu problema calculării cantității de substanță pentru efectuarea reacțiilor și a substanțelor obținute în cursul lor.
Astăzi, pentru astfel de calcule ale reacțiilor chimice dintre substanțe și amestecuri, se utilizează valoarea masei atomice relative incluse în tabelul periodic al elementelor chimice de către D. I. Mendeleev.
Procesele chimice și influența proporției unui element în substanțe asupra cursului reacției
Știința modernă, prin definiția „masei atomice relative a unui element chimic”, înseamnă de câte ori masa unui atom al unui anumit element chimic este mai mare decât a douăsprezecea parte a unui atom de carbon.
Odată cu apariția erei chimiei, a crescut nevoia de determinări precise a cursului unei reacții chimice și a rezultatelor acesteia.
Prin urmare, chimiștii au încercat în mod constant să rezolve problema maselor exacte de elemente care interacționează dintr-o substanță. Unul dintre cele mai bune solutii pe atunci exista o legătură cu cel mai ușor element. Și greutatea atomului său a fost luată ca una.
Cursul istoric al numărării materiei
Inițial a fost folosit hidrogen, apoi oxigen. Dar această metodă de calcul s-a dovedit a fi inexactă. Motivul pentru aceasta a fost prezența izotopilor cu mase 17 și 18 în oxigen.
Prin urmare, având un amestec de izotopi, tehnic a produs un număr diferit de șaisprezece. Astăzi, masa atomică relativă a unui element este calculată pe baza greutății atomului de carbon luată ca bază, într-un raport de 1/12.
Dalton a pus bazele masei atomice relative a unui element
Abia ceva timp mai târziu, în secolul al XIX-lea, Dalton și-a propus să efectueze calcule folosind cel mai ușor element chimic - hidrogenul. La cursurile adresate studenților săi, el a demonstrat pe figuri sculptate din lemn cum sunt conectați atomii. Pentru alte elemente, el a folosit date obținute anterior de alți oameni de știință.
Conform experimentelor lui Lavoisier, apa conține 15% hidrogen și 85% oxigen. Cu aceste date, Dalton a calculat că masa atomică relativă a elementului care alcătuiește apa, în acest caz oxigenul, este de 5,67. Eroarea în calculele sale provine din faptul că a crezut incorect în ceea ce privește numărul de atomi de hidrogen dintr-o moleculă de apă.
În opinia sa, exista un atom de hidrogen pentru fiecare atom de oxigen. Folosind datele chimistului Austin că amoniacul conține 20% hidrogen și 80% azot, el a calculat masa atomică relativă a azotului. Cu acest rezultat, a ajuns la o concluzie interesantă. S-a dovedit că masa atomică relativă (formula amoniacului a fost luată în mod eronat cu o moleculă de hidrogen și azot) a fost de patru. În calculele sale, omul de știință s-a bazat pe sistemul periodic al lui Mendeleev. Conform analizei, el a calculat că masa atomică relativă a carbonului este de 4,4, în loc de cele douăsprezece acceptate anterior.
În ciuda greșelilor sale grave, Dalton a fost primul care a creat un tabel cu unele elemente. A suferit modificări repetate în timpul vieții omului de știință.
Componenta izotopică a unei substanțe afectează valoarea exactă a greutății atomice relative
Când luați în considerare masele atomice ale elementelor, veți observa că precizia fiecărui element este diferită. De exemplu, pentru litiu este de patru cifre, iar pentru fluor este de opt cifre.
Problema este că componenta izotopică a fiecărui element este diferită și nu constantă. De exemplu, apa obișnuită conține trei tipuri de izotopi de hidrogen. Acestea includ, pe lângă hidrogenul obișnuit, deuteriu și tritiu.
Masa atomică relativă a izotopilor de hidrogen este de două, respectiv trei. Apa „grea” (formată din deuteriu și tritiu) se evaporă mai puțin ușor. Prin urmare, există mai puțini izotopi de apă în stare de vapori decât în stare lichidă.
Selectivitatea organismelor vii față de diferiți izotopi
Organismele vii au o proprietate selectivă față de carbon. Pentru a construi molecule organice, se folosește carbonul cu o masă atomică relativă de doisprezece. Prin urmare, substanțele de origine organică, precum și o serie de minerale precum cărbunele și petrolul, conțin mai puțin conținut izotopic decât materialele anorganice.
Microorganismele care procesează și acumulează sulf lasă în urmă izotopul de sulf 32. În zonele în care bacteriile nu procesează, proporția izotopului de sulf este de 34, adică mult mai mare. Pe baza raportului de sulf din rocile din sol, geologii ajung la o concluzie despre natura originii stratului - indiferent dacă are o natură magmatică sau sedimentară.
Dintre toate elementele chimice, doar unul nu are izotopi - fluorul. Prin urmare, masa sa atomică relativă este mai precisă decât alte elemente.
Existența unor substanțe instabile în natură
Pentru unele elemente, masa relativă este indicată între paranteze drepte. După cum puteți vedea, acestea sunt elementele situate după uraniu. Cert este că nu au izotopi stabili și se descompun odată cu eliberarea de radiații radioactive. Prin urmare, cel mai stabil izotop este indicat în paranteze.
De-a lungul timpului, a devenit clar că este posibil să se obțină un izotop stabil de la unele dintre ele în condiții artificiale. A fost necesară modificarea maselor atomice ale unor elemente transuraniu din tabelul periodic.
În procesul de sinteză de noi izotopi și de măsurare a duratei de viață a acestora, uneori a fost posibil să se descopere nuclizi cu timpi de înjumătățire de milioane de ori mai lungi.
Știința nu stă pe loc, se descoperă constant elemente noi, legi, relații diverse proceseîn chimie și natură. Prin urmare, sub ce formă va chimia și tabel periodic Elementele chimice ale lui Mendeleev în viitor, peste o sută de ani, sunt vagi și incerte. Dar aș vrea să cred că lucrările chimiștilor acumulate de-a lungul secolelor trecute vor servi cunoștințe noi și mai avansate ale descendenților noștri.
Masa atomică relativă(abreviat ca masa atomica) al unui element este raportul dintre masa atomului său și 1/12 din masa unui atom de 12 C (carbon).
Poveste
Inițial, la calcularea maselor atomice, masa atomului de hidrogen a fost luată ca unitate de masă ca element luminos iar în raport cu acesta s-au calculat masele altor elemente. Dar, deoarece masele atomice ale majorității substanțelor sunt determinate pe baza compoziției compușilor lor de oxigen, calculele au fost de fapt făcute în raport cu masa atomică a oxigenului, care a fost considerată egală cu 16. Raportul dintre masele atomice de oxigen și hidrogen a fost considerat 16:1. Ulterior, măsurători mai precise au arătat că acest raport este 15,874:1 sau 16:1,0079. O modificare a masei atomice a oxigenului ar presupune o modificare a maselor atomice ale majorității elementelor. Prin urmare, s-a decis să se lase masa atomică a oxigenului la 16, luând masa atomică a hidrogenului egală cu 1,0077.
Unitatea de masă a oxigenului
Astfel, 1/16 dintr-un atom de oxigen a fost luată ca unitate de masă atomică, care a fost numită unitate de oxigen.
S-a descoperit ulterior că oxigenul natural este un amestec de izotopi, astfel încât unitatea de masă a oxigenului caracterizează masa atomică medie a izotopilor naturali de oxigen.
Pentru fizica atomică, o astfel de unitate s-a dovedit a fi inacceptabilă, iar în această ramură a științei, 1/16 din masa atomului de oxigen 16 O a fost acceptată ca unitate de masă atomică. Ca urmare, două școli de mase atomice a luat forma – chimic si fizic. Prezența a două scări de masă atomică a creat un mare inconvenient.
În 1961, a fost adoptată o scară unificată a maselor atomice relative, bazată pe 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C, numită unitate de masă atomică (a.m.u.) .
\[ 1 amu = 1,66·10^(-27) (kg) \]
La scară modernă mase relative oxigenul și hidrogenul sunt egale cu 15,9994 și, respectiv, 1,00794.
Una dintre principalele caracteristici ale oricărui element chimic este masa atomică relativă.
(O unitate de masă atomică este 1/12 din masa unui atom de carbon, a cărui masă este considerată 12 amu și este1,66 10 24 G.
Prin compararea maselor de atomi de elemente pe amu, se găsesc valorile numerice ale masei atomice relative (Ar).
Masa atomică relativă a unui element arată de câte ori masa atomului său este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon.
De exemplu, pentru oxigen Ar (O) = 15,9994 și pentru hidrogen Ar (H) = 1,0079.
Pentru simplu și substanțe complexe determina greutate moleculară relativă, care este numeric egal cu suma maselor atomice ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula. De exemplu, greutatea moleculară a apei este H2O
Mg (H20) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.
legea lui Avogadro
În chimie, împreună cu unitățile de masă și volum, se folosește o unitate de cantitate a unei substanțe, numită mol.
!MOL (v) - o unitate de măsură a cantității unei substanțe care conține atâtea unități structurale (molecule, atomi, ioni) câte atomi sunt conținute în 0,012 kg (12 g) din izotopul de carbon „C’’.
Aceasta înseamnă că 1 mol din orice substanță conține același număr de unități structurale, egal cu 6,02 10 23 . Această cantitate se numește constanta lui Avogadro(desemnare NO, dimensiunea 1/mol).
Omul de știință italian Amadeo Avogadro a înaintat o ipoteză în 1811, care a fost confirmată ulterior de date experimentale și a fost numită ulterior legea lui Avogadro. El a atras atenția asupra faptului că toate gazele sunt comprimate în mod egal (legea lui Boyle-Marriott) și au aceiași coeficienți de dilatare termică (legea lui Gay-Lussac). În acest sens, el a sugerat următoarele:
volume egale de gaze diferite în aceleaşi condiţii conţin acelasi numar molecule.
În aceleași condiții (de obicei vorbim despre condiții normale: presiunea absolută este de 1013 milibari și temperatura este de 0 ° C), distanța dintre moleculele tuturor gazelor este aceeași, iar volumul moleculelor este neglijabil. Având în vedere toate cele de mai sus, putem face următoarea presupunere:
!dacă volume egale de gaze în aceleaşi condiţii conţin același număr de molecule, atunci masele care conțin același număr de molecule trebuie să aibă aceleași volume.
Cu alte cuvinte,
În aceleași condiții, 1 mol de orice gaz ocupă același volum. În condiții normale, 1 mol din orice gaz ocupă un volum v, egal cu 22,4 l. Acest volum se numeștevolumul molar de gaz (dimensiunea l/mol sau m³ /mol).
Valoarea exactă a volumului molar de gaz în condiții normale (presiune 1013 milibari și temperatură 0 ° C) este 22,4135 ± 0,0006 l/mol. În condiții standard (t=+15° C, presiune = 1013 mbar) 1 mol de gaz ocupă un volum de 23,6451 litri, iar lat=+20°C și o presiune de 1013 mbar, 1 mol ocupă un volum de aproximativ 24,2 litri.
În termeni numerici, masa molară coincide cu masele atomilor și moleculelor (în amu) și cu masele atomice și moleculare relative.
Prin urmare, 1 mol din orice substanță are o masă în grame care este numeric egală cu masa moleculară a acestei substanțe, exprimată în unități atomice mase.
De exemplu, M(O2) = 16 a. e.m. 2 = 32 a. e.m., astfel, 1 mol de oxigen corespunde la 32 g. Densitățile gazelor măsurate în aceleași condiții sunt denumite masele lor molare. Deoarece la transportul gazelor lichefiate pe purtători de gaze obiectul principal al problemelor practice sunt substanțele moleculare (lichide, vapori, gaze), atunci principalele cantități căutate vor fi masa molară M(g/mol), cantitate de substanță vîn moli și masă T substanțe în grame sau kilograme.
Cunoscând formula chimică a unui anumit gaz, puteți rezolva câteva probleme practice care apar la transportul gazelor lichefiate.
Exemplul 1. Un rezervor de punte conține 22 de tone de etilenă lichefiată (CU2 N4 ). Este necesar să se determine dacă există suficientă marfă la bord pentru a sufla prin trei tancuri de marfă cu un volum de 5000 m 3 fiecare, dacă după suflare temperatura tancurilor este de 0 ° C și presiunea este de 1013 milibari.
1. Determinați greutatea moleculară a etilenei:
M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.
2. Calculați densitatea vaporilor de etilenă în condiții normale:
ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.
3. Găsiți volumul de vapori de marfă în condiții normale:
22∙10 6: 1,252= 27544 mc.
Volumul total al tancurilor de marfă este de 15.000 mc. În consecință, există suficientă marfă la bord pentru a purja toate tancurile de marfă cu vapori de etilenă.
Exemplul 2. Este necesar să se determine cât de mult propan (CU3 N8 ) va fi necesar pentru purjarea tancurilor de marfă cu o capacitate totală de 8000 m 3, dacă temperatura rezervoarelor este de +15 ° C, iar presiunea vaporilor de propan în rezervor după terminarea purjării nu va depăși 1013 milibari.
1. Determinați masa molară a propanului CU3 N8
M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.
2. Să determinăm densitatea vaporilor de propan după purjarea rezervoarelor:
ρ = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m 3.
3. Cunoscând densitatea vaporilor și volumul, determinăm cantitatea totală de propan necesară pentru purjarea rezervorului:
m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.
