Si scioglie in 1000 g di acqua a 20. Frazioni molecolari di sostanza e acqua. Determinazione della massa molare di una sostanza

Esempio 1. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione contenente 135 g di glucosio C 6 H 12 O 6 in 1,5 litri a 0 0 C.

Soluzione: La pressione osmotica è determinata secondo la legge di Van't Hoff:

Vedi RT

Troviamo la concentrazione molare della soluzione con la formula:

Sostituendo il valore della concentrazione molare nell'espressione della legge di Van't Hoff, calcoliamo la pressione osmotica:

π = C m RT= 0,5 mol / L ∙ 8,314 Pa ∙ m 3 / mol ∙ K ∙ 273 = 1134,86 ∙ 10 3 Pa

Esempio 2.Determinare il punto di ebollizione di una soluzione contenente 1,84 g di nitrobenzene C 6 H 5 NO 2 in 10 g di benzene. Il punto di ebollizione del benzene puro è 80,2 0 .

Soluzione: Il punto di ebollizione della soluzione sarà di ∆t bollente più alto del punto di ebollizione del benzene puro: t balla (soluzione) = t balla (solvente) + ∆t balla;

Secondo la legge di Raoul: ∆t balla = Е ∙ С m ,

dove E - costante del solvente ebullioscopico (valore tabulare),

Centimetro- concentrazione molare della soluzione, mol/kg

∆t balla = Е ∙ С m = 1,5 ∙ 2,53 = 3,8 0 C.

t balla (soluzione) = t balla (solvente) + ∆t balla = 80,2 0°C +3,8 0°C = 84 0°C.

901. Una soluzione contenente 57 g di zucchero 12 Н 22 О 11 in 500 g di acqua bolle a 100,72 0 С Determinare la costante ebullioscopica dell'acqua.

902. Una soluzione contenente 4,6 g di glicerolo C 3 H 8 O 3 in 71 g di acetone bolle a 56,73 0 Determinare la costante ebullioscopica dell'acetone se il punto di ebollizione dell'acetone è 56 0 .

903. Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione contenente 2 g di naftalene C 10 H 8 in 20 g di etere, se il punto di ebollizione dell'etere è 35,6 0 C e la sua costante ebullioscopica è 2,16.

904,4 g della sostanza vengono sciolti in 100 g di acqua. La soluzione risultante si congela a -0,93 0 Determinare il peso molecolare del soluto.

905. Determinare il peso molecolare relativo dell'acido benzoico se la sua soluzione al 10% bolle a 37,57 0 Il punto di ebollizione dell'etere è 35,6 0 e la sua costante ebullioscopica è 2,16.

906. L'abbassamento del punto di congelamento di una soluzione contenente 12,3 g di nitrobenzene C 6 H 5 NO 2 in 500 g di benzene è 1,02 0 Determinare la costante crioscopica del benzene.

907. Il punto di congelamento dell'acido acetico è 17 0 С, la costante crioscopica è 3,9. Determinare il punto di congelamento di una soluzione contenente 0,1 moli di soluto in 500 g di acido acetico CH 3 COOH.

908. Una soluzione contenente 2,175 g di soluto in 56,25 g di acqua gela a -1,2 0 Determinare il peso molecolare relativo del soluto.

909. A che temperatura bolle una soluzione contenente 90 g di glucosio 6 Н 12 О 6 in 1000 g di acqua?

910. 5 g di sostanza vengono sciolti in 200 g di alcool. La soluzione bolle a 79,2 0 Determinare il peso molecolare relativo della sostanza se la costante ebullioscopica dell'alcol è 1,22. Il punto di ebollizione dell'alcol è 78,3 0 .

911. Una soluzione acquosa di zucchero si congela a -1,1 0 С Determinare la frazione di massa (%) di zucchero С 12 Н 22 О 11 nella soluzione.

912. In quale massa d'acqua si devono sciogliere 46 g di glicerina C 3 H 8 O 3 per ottenere una soluzione con punto di ebollizione 100,104 0 C?

913. Una soluzione contenente 27 g di una sostanza in 1 kg di acqua bolle a 100.078 0 Determinare il peso molecolare relativo della sostanza disciolta.

914. Calcolare la massa d'acqua in cui si devono sciogliere 300 g di glicerina C 3 H 8 O 3 per ottenere una soluzione che gela a - 2 0 C.

915. Una soluzione di glucosio in acqua mostra un aumento del punto di ebollizione di 0,416 ° C. Eliminare la caduta del punto di congelamento di questa soluzione.

916. Calcolare il punto di congelamento di una soluzione al 20% di glicerina C 3 H 8 O 3 in acqua.

917. 1,6 g di sostanza vengono sciolti in 250 g di acqua. La soluzione si congela a -0,2 0 C. Calcolare il peso molecolare relativo del soluto.

918. Una soluzione contenente 0,5 g di acetone (CH 3) 2 CO in 100 g di acido acetico determina una diminuzione del punto di congelamento di 0,34 0 Determinare la costante crioscopica dell'acido acetico.

919. Calcola la frazione di massa (%) di glicerina in una soluzione acquosa, il cui punto di ebollizione è 100,39 0 .

920. Quanti grammi di glicole etilenico C 2 H 4 (OH) 2 bisogna aggiungere per ogni chilogrammo di acqua per preparare l'antigelo con punto di congelamento di -9,3 0 C?

921. Una soluzione contenente 565 g di acetone e 11,5 g di glicerina C 3 H 5 (OH) 3 bolle a 56,38 0 L'acetone puro bolle 56 0 Calcolare la costante ebullioscopica dell'acetone.

922. A quale temperatura si congela la soluzione al 4% alcol etilico C 2 H 5 OH in acqua?

923. Determinare la frazione di massa (%) di zucchero С 12 Н 22 О 11 in una soluzione acquosa se la soluzione bolle a 101,04 0 С.

924. Quale delle soluzioni si congelerà a una temperatura inferiore: soluzione di glucosio al 10% 6 Н 12 О 6 o soluzione di zucchero al 10% С 12 Н 22 О 11?

925. Calcolare il punto di congelamento della soluzione acquosa di glicerina al 12% (in peso) C 3 H 8 O 3.

926. Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione contenente 100 g di saccarosio C 12 H 22 O 11 in 750 g di acqua.

927. Una soluzione contenente 8,535 g di NaNO 3 in 100 g di acqua cristallizza a t = -2,8 0 Determinare la costante crioscopica dell'acqua.

928. Per preparare il liquido di raffreddamento per 20 litri di acqua, vengono presi 6 g di glicerina (= 1,26 g / ml). Quale sarà il punto di congelamento dell'antigelo preparato?

929. Determinare la quantità di glicole etilenico C 2 H 4 (OH) 2, che deve essere aggiunto a 1 kg di acqua per preparare una soluzione con una temperatura di cristallizzazione di -15 0 .

930. Determinare la temperatura di cristallizzazione di una soluzione contenente 54 g di glucosio C 6 H 12 O 6 in 250 g di acqua.

931. Una soluzione contenente 80 g di naftalene C 10 H 8 in 200 g di dietil etere bolle a t = 37,5 0 C e etere puro - a t = 35 0 C. Determinare la costante ebulioscopica dell'etere.

932. L'aggiunta di 3,24 g di zolfo a 40 g di benzene C 6 H 6 ha aumentato il punto di ebollizione di 0,91 0 Quanti atomi sono le particelle di zolfo in soluzione, se la costante ebullioscopica del benzene è 2,57 0 .

933. Una soluzione contenente 3,04 g di canfora C 10 H 16 O in 100 g di benzene C 6 H 6 bolle a t = 80,714 ° C. (Il punto di ebollizione del benzene è 80,20 ° C). Determinare la costante ebulioscopica del benzene.

934. Quanti grammi di carbammide (urea) CO (NH 2) 2 devono essere sciolti in 125 g di acqua affinché il punto di ebollizione aumenti di 0,26 0 La costante ebullioscopica dell'acqua è 0,52 0 .

935. Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione acquosa al 6% (in peso) di glicerina C 3 H 8 O 3.

936. Calcola la frazione in massa di saccarosio С 12 Н 22 О 11 in una soluzione acquosa, la cui temperatura di cristallizzazione è 0,41 0 .

937. Quando si dissolve 0,4 g di una certa sostanza in 10 g di acqua, la temperatura di cristallizzazione della soluzione è scesa di 1,24 0 Calcolare la massa molare della sostanza disciolta.

938. Calcolare il punto di congelamento della soluzione zuccherina al 5% (in peso) C 12 H 22 O 11 in acqua.

939. Quanti grammi di glucosio С 6 Н 12 О 6 devono essere sciolti in 300 g di acqua per ottenere una soluzione con punto di ebollizione 100, 5 0 С?

940. Una soluzione contenente 8,5 g di non elettrolita in 400 g di acqua bolle ad una temperatura di 100,78 0 С Calcolare la massa molare del soluto.

941. Quando 0,4 g di una certa sostanza vengono sciolti in 10 g di acqua, la temperatura di cristallizzazione della soluzione diventa -1,24 0 Determinare la massa molare del soluto.

942. Calcola la frazione di massa dello zucchero С 12 Н 22 О 11 nella soluzione, il cui punto di ebollizione è 100, 13 0 С.

943. Calcolare la temperatura di cristallizzazione di una soluzione al 25% (in peso) di glicerina C 3 H 8 O 3 in acqua.

944. La temperatura di cristallizzazione del benzene è С 6 Н 6 5,5 0 С, la costante crioscopica è 5.12. Calcolare la massa molare del nitrobenzene se una soluzione contenente 6,15 g di nitrobenzene in 400 g di benzene cristallizza a 4,86 ​​° C.

945. Una soluzione di glicerina C 3 H 8 O 3 in acqua mostra un aumento del punto di ebollizione di 0,5 0 Calcolare la temperatura di cristallizzazione di questa soluzione.

946. Calcolare la frazione in massa dell'urea CO (NH 2) 2 in una soluzione acquosa, la cui temperatura di cristallizzazione è -5 0 .

947. Quanta acqua bisogna sciogliere 300 g di benzene С 6 Н 6 per ottenere una soluzione con una temperatura di cristallizzazione di –20 0 С?

948. Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione al 15% (in peso) di glicerina C 3 H 8 O 3 in acetone, se il punto di ebollizione dell'acetone è 56,1 0 C e la costante ebulioscopica è 1,73.

949. Calcolare la pressione osmotica della soluzione a 17 0 C se 1 litro contiene 18,4 g di glicerina C 3 H 5 (OH) 3.

950. 1 ml di soluzione contiene 10 15 molecole di soluto. Calcola la pressione osmotica della soluzione a 0 0 Quale volume contiene 1 mole di una sostanza disciolta?

951. Quante molecole di una sostanza disciolta sono contenute in 1 ml di una soluzione la cui pressione osmotica a 54 0 С è pari a 6065 Pa?

952. Calcolare la pressione osmotica della soluzione di saccarosio al 25% (in peso) C 12 H 22 O 11 a 15 0 C (ρ = 1,105 g / ml).

953. A quale temperatura la pressione osmotica di una soluzione contenente 45 g di glucosio C 6 H 12 O 6 in 1 litro di acqua raggiungerà i 607.8 kPa?

954. Calcolare la pressione osmotica della soluzione zuccherina 0.25M C 12 H 22 O 11 a 38 0 С.

955. A quale temperatura la pressione osmotica di una soluzione contenente 60 g di glucosio 6 Н 12 О 6 in 1 litro raggiungerà 3 atm?

956. La pressione osmotica della soluzione, il cui volume è di 5 litri, a 27 0 è pari a 1,2 ∙ 10 5 Pa. Qual è la concentrazione molare di questa soluzione?

957. Quanti grammi di alcol etilico С 2 Н 5 ОН dovrebbe contenere 1 litro di soluzione in modo che la sua pressione osmotica sia uguale a quella di una soluzione contenente 4,5 g di formaldeide СН 2 О in 1 litro alla stessa temperatura.

958. Quanti grammi di alcol etilico С 2 Н 5 ОН devono essere sciolti in 500 ml di acqua in modo che la pressione osmotica di questa soluzione a 20 0 С sia pari a 4.052 ∙ 10 5 Pa?

959.200 ml di soluzione contengono 1 g di soluto e a 20 0 С hanno una pressione osmotica di 0,43 ∙ 10 5 Pa. Determinare la massa molare del soluto.

960. Determinare la massa molare di un soluto se una soluzione contenente 6 g di una sostanza in 0,5 l a 17 0 ha una pressione osmotica di 4,82 ∙ 10 5 Pa.

961. Quanti grammi di glucosio C 6 H 12 O 6 dovrebbe contenere 1 litro di soluzione affinché la sua pressione osmotica sia la stessa di una soluzione contenente 34,2 g di zucchero C 12 H 22 O 11 in 1 litro alla stessa temperatura?

962.400 ml di soluzione contengono 2 g di soluto a 27 0 C. La pressione osmotica della soluzione è 1.216 ∙ 10 5 Pa. Determinare la massa molare del soluto.

963. Una soluzione zuccherina C 12 H 22 O 11 a 0 0 C ha una pressione osmotica di 7,1 ∙ 10 5 Pa. Quanti grammi di zucchero ci sono in 250 ml di tale soluzione?

964. In 7 litri di soluzione sono contenuti 2,45 g di urea. La pressione osmotica della soluzione a 0 ° C è 1,317 ∙ 10 5 Pa. Calcola la massa molare dell'urea.

965. Determinare la pressione osmotica della soluzione, di cui 1 litro contiene 3,01 ∙ 10 23 molecole a 0 0 С.

966. Le soluzioni acquose di fenolo C 6 H 5 OH e glucosio C 6 H 12 O 6 contengono masse uguali di soluti in 1 litro. In quale delle soluzioni la pressione osmotica è maggiore alla stessa temperatura? Quante volte?

967. Una soluzione contenente 3 g di non elettrolita in 250 ml di acqua si congela a una temperatura di - 0,348 0 Calcolare la massa molare del non elettrolita.

968. Una soluzione contenente 7,4 g di glucosio C 6 H 12 O 6 in 1 litro alla temperatura di 27 0 C ha la stessa pressione osmotica di una soluzione di urea CO (NH 2) 2. Quanti g di urea ci sono in 500 ml di soluzione?

969. La pressione osmotica di una soluzione, in 1 litro della quale contiene 4,65 g di anilina C 6 H 5 NH 2, alla temperatura di 21 0 C è pari a 122,2 kPa. Calcola la massa molare dell'anilina.

970. Calcolare la pressione osmotica a una temperatura di 20 0 C 4% soluzione zuccherina C 12 H 22 O 11, la cui densità è 1,014 g / ml.

971. Determinare la pressione osmotica di una soluzione contenente 90,08 g di glucosio 6 Н 12 О 6 in 4 litri ad una temperatura di 27 0 С.

972. Una soluzione, con un volume di 4 litri, contiene 36,8 g di glicerina (C 3 H 8 O 3) ad una temperatura di 0 ° C. Qual è la pressione osmotica di questa soluzione?

973. A 0 0 C, la pressione osmotica di una soluzione di saccarosio C 12 H 22 O 11 è 3,55 ∙ 10 5 Pa. Quale massa di saccarosio è contenuta in 1 litro di soluzione?

974. Determinare il valore della soluzione osmotica, in 1 litro di cui Con Si otterranno 0,4 mol di non elettrolita ad una temperatura di 17 0 C.

975. Qual è la pressione osmotica di una soluzione contenente 6,2 g di anilina (C 6 H 5 NH 2) in 2,5 litri di soluzione alla temperatura di 21 0 .

976. A 0 0 C, la pressione osmotica di una soluzione di saccarosio C 12 H 22 O 11 è 3,55 ∙ 10 5 Pa. Quale massa di saccarosio è contenuta in 1 litro di soluzione?

977. A quale temperatura congelerà una soluzione acquosa di alcol etilico se la frazione in massa di C 2 H 5 OH è pari al 25%?

978. Una soluzione contenente 0,162 g di zolfo in 20 g di benzene bolle ad una temperatura di 0,081 0 superiore al benzene puro. Calcolare il peso molecolare dello zolfo nella soluzione. Quanti atomi ci sono in una molecola di zolfo?

979. A 100 ml di una soluzione acquosa 0,5 mol/L di saccarosio 12 22 О 11 300 ml di acqua sono stati aggiunti. Qual è la pressione osmotica della soluzione risultante a 25 ° C?

980. Determinare i punti di ebollizione e congelamento di una soluzione contenente 1 g di nitrobenzene C 6 H 5 NO 2 in 10 g di benzene. Le costanti ebuloscopiche e crioscopiche del benzene sono rispettivamente 2,57 e 5,1 K kg / mol. Il punto di ebollizione del benzene puro è 80,2 0 , il punto di congelamento è -5,4 0 .

981. Qual è il punto di congelamento di una soluzione non elettrolitica contenente 3,01 × 10 23 molecole in un litro d'acqua?

982. Soluzioni di canfora del peso di 0,522 g in 17 g di etere bolle a una temperatura di 0,461 0 superiore all'etere puro. Etere ebullioscopico costante 2,16 K ∙ kg/mol. Determinare il peso molecolare della canfora.

983. Il punto di ebollizione di una soluzione acquosa di saccarosio è 101,4 0 Calcolare la concentrazione molare e la frazione in massa di saccarosio nella soluzione. A che temperatura gela questa soluzione?

984. Il peso molecolare del non elettrolita è 123,11 g/mol. Quale massa di non elettrolita dovrebbe essere contenuta in 1 litro di soluzione in modo che la soluzione a 20 ° C abbia una pressione osmotica di 4,56 ∙ 10 5 Pa?

985. Sciogliendo 13,0 non elettrolita in 400 g di dietil etere (C 2 H 5) 2 O il punto di ebollizione aumenta di 0,453 K. Determinare il peso molecolare del soluto.

986. Determinare il punto di ebollizione di una soluzione acquosa di glucosio se la frazione in massa di C 6 H 12 O 6 è pari al 20% (per l'acqua Ke = 0,516 K ∙ kg / mol).

987. Una soluzione costituita da 9,2 g di iodio e 100 g alcool metilico(CH 3 OH), bolle a 65,0 0 Quanti atomi sono inclusi nella molecola di iodio allo stato disciolto? Il punto di ebollizione dell'alcol è 64,7 0 e la sua costante ebullioscopica è K e = 0,84.

988. Quanti grammi di saccarosio С 12 Н 22 О 11 bisogna sciogliere in 100 g di acqua per: a) abbassare la temperatura di cristallizzazione di 1 0 С; b) aumentare il punto di ebollizione di 1 0 С?

989. 2.09 di una sostanza viene disciolto in 60 g di benzene. La soluzione cristallizza a 4,25 0 Impostare il peso molecolare della sostanza. Il benzene puro cristallizza a 5,5 0 C. La costante crioscopica del benzene è 5,12 K kg / mol.

990. A 20 ° C, la pressione osmotica della soluzione, di cui 100 ml contengono 6,33 g di sostanza colorante del sangue - ematina, è pari a 243,4 kPa. Determinare il peso molecolare dell'ematina.

991. Una soluzione costituita da 9,2 g di glicerina C 3 H 5 (OH) 3 e 400 g di acetone bolle a 56,38 0 L'acetone puro bolle a 56,0 0 Calcolare la costante ebullioscopica dell'acetone.

992. La tensione di vapore dell'acqua a 30 0 è 4245,2 Pa. Quale massa di zucchero C 12 H 22 O 11 deve essere sciolta in 800 g di acqua per ottenere una soluzione la cui tensione di vapore è 33,3 Pa inferiore alla tensione di vapore dell'acqua? Calcola la frazione di massa (%) di zucchero nella soluzione.

993. La tensione di vapore dell'etere a 30 0 С è pari a 8,64 ∙ 10 4 Pa. Quale quantità di non elettrolita dovrebbe essere disciolta in 50 moli di etere per abbassare la tensione di vapore ad una data temperatura di 2666 Pa?

994. La diminuzione della tensione di vapore su una soluzione contenente 0,4 moli di anilina in 3,04 kg di disolfuro di carbonio a una certa temperatura è pari a 1003,7 Pa. La tensione di vapore del disolfuro di carbonio alla stessa temperatura è 1,0133 10 5 Pa. Calcola il peso molecolare del solfuro di carbonio.

995. A una certa temperatura, la tensione di vapore su una soluzione contenente 62 g di fenolo C 6 H 5 O in 60 moli di etere è 0,507 ∙ 10 5 Pa. Trova la tensione di vapore dell'etere a questa temperatura.

996. La tensione di vapore dell'acqua a 50 0 С è pari a 12334 Pa. Calcolare la tensione di vapore di una soluzione contenente 50 g di glicole etilenico C 2 H 4 (OH) 2 in 900 g di acqua.

997. La pressione del vapore acqueo a 65 0 С è pari a 25003 Pa. Determinare la pressione del vapore acqueo su una soluzione contenente 34,2 g di zucchero C 12 H 22 O 12 in 90 g di acqua alla stessa temperatura.

998. La tensione di vapore dell'acqua a 10 0 С è 1227,8 Pa. In quale volume d'acqua devono essere sciolti 16 g di alcol metilico per ottenere una soluzione la cui tensione di vapore è di 1200 Pa alla stessa temperatura? Calcolare la frazione di massa di alcol nella soluzione (%).

999. A quale temperatura si cristallizzerà una soluzione acquosa, in cui la frazione in massa di alcol metilico è del 45%.

1000. Una soluzione idroalcolica contenente il 15% di alcol cristallizza a - 10,26 0 Determinare la massa molare dell'alcol.

2.10.1. Calcolo delle masse relative e assolute di atomi e molecole

Le masse relative di atomi e molecole sono determinate usando D.I. I valori di Mendeleev delle masse atomiche. Allo stesso tempo, quando si eseguono calcoli a fini didattici, i valori delle masse atomiche degli elementi vengono solitamente arrotondati a numeri interi (ad eccezione del cloro, la cui massa atomica si presume sia 35,5).

Esempio 1. La massa atomica relativa del calcio And r (Ca) = 40; massa atomica relativa del platino А r (Pt) = 195.

La massa relativa di una molecola si calcola come la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono una data molecola, tenendo conto della quantità della loro sostanza.

Esempio 2. Massa molare relativa dell'acido solforico:

M r (H 2 SO 4) = 2A r (H) + A r (S) + 4A r (O) = 2 · 1 + 32 + 4· 16 = 98.

I valori delle masse assolute di atomi e molecole si trovano dividendo la massa di 1 mole di una sostanza per il numero di Avogadro.

Esempio 3. Determinare la massa di un atomo di calcio.

Soluzione. La massa atomica del calcio è Ar (Ca) = 40 g/mol. La massa di un atomo di calcio sarà pari a:

m (Ca) = А r (Ca): N A = 40: 6.02 · 10 23 = 6,64· 10 -23 gr.

Esempio 4. Determinare la massa di una molecola di acido solforico.

Soluzione. La massa molare dell'acido solforico è M r (H 2 SO 4) = 98. La massa di una molecola m (H 2 SO 4) è:

m (H 2 SO 4) = M r (H 2 SO 4): N A = 98: 6.02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 gr.

2.10.2. Calcolo della quantità di sostanza e calcolo del numero di particelle atomiche e molecolari dai valori noti di massa e volume

La quantità di una sostanza si determina dividendo la sua massa, espressa in grammi, per la sua massa atomica (molare). La quantità di una sostanza allo stato gassoso in condizioni normali si trova dividendo il suo volume per il volume di 1 mole di gas (22,4 litri).

Esempio 5. Determinare la quantità di sodio n (Na) in 57,5 ​​g di sodio metallico.

Soluzione. La massa atomica relativa del sodio è Ar (Na) = 23. Troviamo la quantità di sostanza dividendo la massa del sodio metallico per la sua massa atomica:

n (Na) = 57,5: 23 = 2,5 mol.

Esempio 6. Determinare la quantità di sostanza azotata, se il suo volume in condizioni normali. è di 5,6 litri.

Soluzione. La quantità di sostanza azotata n (N 2) troviamo dividendo il suo volume per il volume di 1 mol di gas (22,4 l):

n (N2) = 5,6: 22,4 = 0,25 moli.

Il numero di atomi e molecole in una sostanza è determinato moltiplicando la quantità di sostanza di atomi e molecole per il numero di Avogadro.

Esempio 7. Determinare il numero di molecole contenute in 1 kg di acqua.

Soluzione. Troviamo la quantità di sostanza acquosa dividendo la sua massa (1000 g) per la sua massa molare (18 g/mol):

n (H 2 O) = 1000: 18 = 55,5 mol.

Il numero di molecole in 1000 g di acqua sarà:

N (H2O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Esempio 8. Determinare il numero di atomi contenuti in 1 litro (NU) di ossigeno.

Soluzione. La quantità di sostanza ossigeno, il cui volume in condizioni normali è di 1 litro è pari a:

n (O2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10 -2 moli.

Il numero di molecole di ossigeno in 1 litro (n.u.) sarà:

N (O2) = 4.46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .

Va notato che 26.9 · 10 22 molecole saranno contenute in 1 litro di qualsiasi gas in condizioni normali. Poiché la molecola di ossigeno è biatomica, il numero di atomi di ossigeno in 1 litro sarà 2 volte maggiore, ad es. 5.38 · 10 22 .

2.10.3. Calcolo della massa molare media della miscela di gas e della frazione volumetrica
i gas che contiene

La massa molare media di una miscela di gas è calcolata sulla base delle masse molari dei gas che costituiscono tale miscela e delle loro frazioni di volume.

Esempio 9. Supponendo che il contenuto (in percentuale in volume) di azoto, ossigeno e argon nell'aria sia rispettivamente 78, 21 e 1, calcolare la massa molare media dell'aria.

Soluzione.

M aria = 0.78 · M r (N2) +0.21 · M r (O2) +0.01 · Mr (Ar) = 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

O circa 29 g / mol.

Esempio 10. Miscela di gas contiene 12 l di NH 3, 5 l di N 2 e 3 l di H 2 misurati in condizioni normali. Calcola la frazione volumetrica dei gas in questa miscela e la sua massa molare media.

Soluzione. Il volume totale della miscela di gas è V = 12 + 5 + 3 = 20 litri. Le frazioni di volume di j gas saranno uguali:

(NH 3) = 12: 20 = 0,6; (N2) = 5: 20 = 0,25; (H2) = 3: 20 = 0,15.

La massa molare media è calcolata sulla base delle frazioni volumetriche dei gas che costituiscono questa miscela e dei loro pesi molecolari:

M = 0,6 · M (NH 3) +0.25 · M (N2) +0.15 · M (H2) = 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.

2.10.4. Calcolo della frazione di massa di un elemento chimico in un composto chimico

La frazione di massa di un elemento chimico è definita come il rapporto tra la massa di un atomo di un dato elemento X contenuto in una data massa di una sostanza e la massa di questa sostanza m. La frazione di massa è una quantità adimensionale. Si esprime in frazioni di uno:

(X) = m (X) / m (0<ω< 1);

o percentuale

(X),% = 100 m (X) / m (0%<ω<100%),

dove (X) è la frazione di massa di un elemento chimico X; m (X) è la massa di un elemento chimico X; m è la massa della sostanza.

Esempio 11. Calcolare la frazione in massa di manganese nell'ossido di manganese (VII).

Soluzione. Le masse molari delle sostanze sono: M (Mn) = 55 g/mol, M (O) = 16 g/mol, M (Mn 2 O 7) = 2M (Mn) + 7M (O) = 222 g/mol . Pertanto, la massa di Mn 2 O 7 con la quantità di sostanza 1 mol è:

m (Mn 2 O 7) = M (Mn 2 O 7) · n (Mn 2 O 7) = 222 · 1 = 222 gr.

Dalla formula Mn 2 O 7 segue che la quantità della sostanza degli atomi di manganese è doppia della quantità della sostanza dell'ossido di manganese (VII). Si intende,

n (Mn) = 2n (Mn 2 O 7) = 2 moli,

m (Mn) = n (Mn) · M (Mn) = 2 · 55 = 110 gr.

Pertanto, la frazione di massa di manganese nell'ossido di manganese (VII) è uguale a:

ω (X) = m (Mn): m (Mn 2 O 7) = 110: 222 = 0,495 o 49,5%.

2.10.5. Stabilire la formula di un composto chimico dalla sua composizione elementare

La formula chimica più semplice di una sostanza è determinata sulla base dei valori noti delle frazioni di massa degli elementi che compongono questa sostanza.

Supponiamo che ci sia un campione di una sostanza Na x P y O z con una massa di mo g. Consideriamo come viene determinata la sua formula chimica se le quantità di materia degli atomi degli elementi, le loro masse o frazioni di massa in una massa nota di una sostanza è nota. La formula di una sostanza è determinata dal rapporto:

x: y: z = N (Na): N (P): N (O).

Questo rapporto non cambia se ciascuno dei suoi membri è diviso per il numero Avogadro:

x: y: z = N (Na) / N A: N (P) / N A: N (O) / N A = ν (Na): ν (P): ν (O).

Quindi, per trovare la formula di una sostanza, è necessario conoscere il rapporto tra le quantità di sostanze di atomi nella stessa massa di una sostanza:

x: y: z = m (Na) / M r (Na): m (P) / M r (P): m (O) / M r (O).

Se dividiamo ciascun termine dell'ultima equazione per la massa del campione m o, otteniamo un'espressione che ci consente di determinare la composizione della sostanza:

x: y: z = ω (Na) / M r (Na): ω (P) / M r (P): ω (O) / M r (O).

Esempio 12. La sostanza contiene 85,71 massa. % di carbonio e 14,29 wt. % idrogeno. La sua massa molare è di 28 g / mol. Determina la formula chimica più semplice e vera di questa sostanza.

Soluzione. Il rapporto tra il numero di atomi in una molecola C x H y è determinato dividendo le frazioni di massa di ciascun elemento per la sua massa atomica:

x: y = 85,71 / 12: 14,29 / 1 = 7,14: 14,29 = 1: 2.

Pertanto, la formula più semplice per una sostanza è CH 2. La formula più semplice di una sostanza non sempre coincide con la sua vera formula. In questo caso, la formula CH 2 non corrisponde alla valenza dell'atomo di idrogeno. Per trovare la vera formula chimica, è necessario conoscere la massa molare di una determinata sostanza. In questo esempio, la massa molare della sostanza è 28 g/mol. Dividendo 28 per 14 (la somma delle masse atomiche corrispondente all'unità della formula CH 2), si ottiene il vero rapporto tra il numero di atomi in una molecola:

Otteniamo la vera formula della sostanza: C 2 H 4 - etilene.

Invece della massa molare per sostanze e vapori gassosi, la dichiarazione del problema può indicare la densità per qualsiasi gas o aria.

Nel caso in esame, la densità dell'aria del gas è 0,9655. Sulla base di questo valore, la massa molare del gas può essere trovata:

M = M aria · D aria = 29 · 0,9655 = 28.

In questa espressione, M è la massa molare del gas C x H y, M aria è la massa molare media dell'aria, D aria è la densità del gas C x H y nell'aria. La massa molare risultante viene utilizzata per determinare la vera formula di una sostanza.

La dichiarazione del problema potrebbe non indicare la frazione di massa di uno degli elementi. Si trova sottraendo da uno (100%) le frazioni di massa di tutti gli altri elementi.

Esempio 13. Il composto organico contiene 38,71 massa. % di carbonio, 51,61 peso % di ossigeno e 9,68 wt. % idrogeno. Determina la vera formula di questa sostanza se la sua densità di vapore per l'ossigeno è 1,9375.

Soluzione. Calcoliamo il rapporto tra il numero di atomi nella molecola C x H y O z:

x: y: z = 38,71 / 12: 9,68 / 1: 51,61 / 16 = 3,226: 9,68: 3,226 = 1: 3: 1.

La massa molare M di una sostanza è pari a:

M = M (O 2) · D (O2) = 32 · 1,9375 = 62.

La formula più semplice della sostanza è CH 3 O. La somma delle masse atomiche per questa unità di formula sarà 12 + 3 + 16 = 31. Dividiamo 62 per 31 e otteniamo il vero rapporto tra il numero di atomi in una molecola:

x: y: z = 2: 6: 2.

Pertanto, la vera formula della sostanza è C 2 H 6 O 2. Questa formula corrisponde alla composizione dell'alcol diidrico - glicole etilenico: CH 2 (OH) -CH 2 (OH).

2.10.6. Determinazione della massa molare di una sostanza

La massa molare di una sostanza può essere determinata in base alla densità del suo vapore in un gas con un valore noto della massa molare.

Esempio 14. La densità di vapore di alcuni composti organici per l'ossigeno è 1,8125. Determina la massa molare di questo composto.

Soluzione. La massa molare della sostanza sconosciuta M x è uguale al prodotto della densità relativa di questa sostanza D per la massa molare della sostanza M, in base alla quale viene determinato il valore della densità relativa:

M x = D · M = 1,8125 · 32 = 58,0.

Le sostanze con il valore trovato della massa molare possono essere acetone, aldeide propionica e alcol allilico.

La massa molare di un gas può essere calcolata utilizzando il volume molare standard.

Esempio 15. Massa di 5,6 litri di gas a norma. è 5,046 g. Calcola la massa molare di questo gas.

Soluzione. Il volume molare del gas in condizioni normali è di 22,4 litri. Pertanto, la massa molare del gas target è

M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.

Il gas ricercato è neon Ne.

L'equazione di Clapeyron – Mendeleev viene utilizzata per calcolare la massa molare di un gas il cui volume è dato in condizioni diverse dal normale.

Esempio 16. A una temperatura di 40 circa C e una pressione di 200 kPa, la massa di 3,0 litri di gas è 6,0 g Determinare la massa molare di questo gas.

Soluzione. Sostituendo i valori noti nell'equazione Clapeyron – Mendeleev, otteniamo:

M = mRT / PV = 6.0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.

Il gas in questione è l'acetilene C 2 H 2.

Esempio 17. Durante la combustione di 5,6 1 (NU) di idrocarburo si ottengono 44,0 g di anidride carbonica e 22,5 g di acqua. La densità relativa dell'ossigeno dell'idrocarburo è 1,8125. Determina la vera formula chimica dell'idrocarburo.

Soluzione. L'equazione di reazione per la combustione di un idrocarburo può essere rappresentata come segue:

C x H y + 0,5 (2x + 0,5 y) O 2 = x CO 2 + 0,5 y H 2 O.

La quantità di idrocarburo è 5,6: 22,4 = 0,25 mol. Come risultato della reazione, si formano 1 mole di anidride carbonica e 1,25 moli di acqua, che contiene 2,5 moli di atomi di idrogeno. Quando un idrocarburo viene bruciato con una quantità di 1 mol, si ottengono 4 mol di anidride carbonica e 5 mol di acqua. Pertanto, 1 mole di idrocarburo contiene 4 moli di atomi di carbonio e 10 moli di atomi di idrogeno, ad es. formula chimica dell'idrocarburo C 4 H 10. La massa molare di questo idrocarburo è M = 4 · 12 + 10 = 58. La sua densità relativa per l'ossigeno D = 58: 32 = 1,8125 corrisponde al valore fornito nella dichiarazione del problema, che conferma la correttezza della formula chimica trovata.

Sovraccarico 427.
Calcolare le frazioni molari di alcol e acqua in una soluzione al 96% (in peso) di alcol etilico.
Soluzione:
Frazione molare(N i) - il rapporto tra la quantità di un soluto (o solvente) e la somma delle quantità di all
sostanze in soluzione. In un sistema costituito da alcol e acqua, la frazione molare dell'acqua (N 1) è

E la frazione molare dell'alcol , dove n 1 è la quantità di alcol; n 2 è la quantità di acqua.

Calcoliamo la massa di alcol e acqua contenuta in 1 litro di soluzione, a condizione che le loro densità siano uguali a uno dalle proporzioni:

a) la massa di alcol:

b) la massa d'acqua:

Troviamo la quantità di sostanze con la formula:, dove m (B) e M (B) sono la massa e la quantità della sostanza.

Calcoliamo ora le frazioni molari delle sostanze:

Risposta: 0,904; 0,096.

Compito 428.
666g KOH vengono sciolti in 1kg di acqua; la densità della soluzione è 1.395 g/ml. Trovare: a) frazione di massa di KOH; b) molarità; c) molalità; d) frazioni molari di alcali e acqua.
Soluzione:
un) Frazione di massa- la percentuale della massa del soluto rispetto alla massa totale della soluzione è determinata dalla formula:

dove

m (soluzione) = m (H2O) + m (KOH) = 1000 + 666 = 1666

b) La concentrazione molare (volume-molare) mostra il numero di moli di un soluto contenuto in 1 litro di soluzione.

Troviamo la massa di KOH per 100 ml di soluzione secondo la formula: formula: m = P V, dove p è la densità della soluzione, V è il volume della soluzione.

m (KOH) = 1.395 . 1000 = 1395 gr.

Calcoliamo ora la molarità della soluzione:

Troviamo quanti grammi di HNO 3 ci sono in 1000 g di acqua, componendo la proporzione:

d) Frazione molare (N i) - il rapporto tra la quantità di una sostanza disciolta (o solvente) e la somma delle quantità di tutte le sostanze in soluzione. In un sistema costituito da alcol e acqua, la frazione molare dell'acqua (N 1) è uguale a una frazione molare dell'alcol, dove n 1 è la quantità di alcali; n 2 è la quantità di acqua.

100 g di questa soluzione contengono 40 g di KOH 60 g di H2O.

Risposta: a) 40%; b) 9,95 mol/l; c) 11,88 mol/kg; d) 0,176; 0.824.

Compito 429.
La densità di una soluzione di H 2 SO 4 al 15% (in peso) è di 1,105 g/ml. Calcolare: a) normalità; b) molarità; c) la molalità della soluzione.
Soluzione:
Troviamo la massa della soluzione con la formula: m = P V dove Pè la densità della soluzione, V è il volume della soluzione.

m (H 2 SO 4) = 1.105 . 1000 = 1105 gr.

Troviamo la massa di H 2 SO 4 contenuta in 1000 ml di soluzione dalla proporzione:

Determinare la massa molare dell'equivalente di H 2 SO 4 dal rapporto:

M E (B) è la massa molare dell'equivalente acido, g / mol; M (B) è la massa molare dell'acido; Z (B) - numero equivalente; Z (acido) è uguale al numero di ioni H + in H 2 SO 4 → 2.

a) La concentrazione molare equivalente (o normalità) mostra il numero di equivalenti di un soluto contenuto in 1 litro di soluzione.

B) concentrazione molare

Calcoliamo ora la molalità della soluzione:

c) La concentrazione molare (o molalità) mostra il numero di moli di un soluto contenuto in 1000 g di solvente.

Troviamo quanti grammi di H 2 SO 4 sono contenuti in 1000 g di acqua, componendo la proporzione:

Calcoliamo ora la molalità della soluzione:

Risposta: a) 3.38n; b) 1,69 mol/l; 1,80 mol/kg.

Compito 430.
La densità di una soluzione di saccarosio al 9% (in peso) C 12 H 22 O 11 è 1.035 g / ml. Calcolare: a) la concentrazione di saccarosio in g/l; b) molarità; c) la molalità della soluzione.
Soluzione:
M (C 12 H 22 O 11) = 342 g/mol. Troviamo la massa della soluzione con la formula: m = p V, dove p è la densità della soluzione, V è il volume della soluzione.

m (C 12 H 22 O 11) = 1.035. 1000 = 1035 gr.

a) La massa di C 12 H 22 O 11 contenuta nella soluzione si calcola con la formula:

dove
- frazione di massa della sostanza disciolta; m (in-va) - la massa del soluto; m (soluzione) è la massa della soluzione.

La concentrazione di una sostanza in g/l mostra il numero di grammi (unità di massa) contenuti in 1 litro di soluzione. Pertanto, la concentrazione di saccarosio è 93,15 g / l.

b) La concentrazione molare (volume-molare) (CM) indica il numero di moli di un soluto contenuto in 1 litro di soluzione.

v) concentrazione molare(o molalità) indica il numero di moli di un soluto contenute in 1000 g di solvente.

Troviamo quanti grammi di C 12 H 22 O 11 sono contenuti in 1000 g di acqua, componendo la proporzione:

Calcoliamo ora la molalità della soluzione:

Risposta: a) 93,15 g/l; b) 0,27 mol/l; c) 0,29 mol/kg.

Le proprietà delle soluzioni diluite, che dipendono solo dalla quantità di soluto non volatile, sono chiamate proprietà colligative... Questi includono l'abbassamento della tensione di vapore del solvente sulla soluzione, l'aumento del punto di ebollizione e l'abbassamento del punto di congelamento della soluzione e la pressione osmotica.

Abbassando il punto di congelamento e aumentando il punto di ebollizione della soluzione rispetto al solvente puro:

T vice. = = K A. m 2 ,

T balla. = = K e. m 2 .

dove m 2 - molalità della soluzione, K Per e K E - costanti del solvente crioscopico ed ebulioscopico, X 2 - frazione molare di soluto, h pl. e h isp. - entalpia di fusione ed evaporazione del solvente, T pl. e T balla. - i punti di fusione e di ebollizione del solvente, m 1 - la massa molare del solvente.

La pressione osmotica in soluzioni diluite può essere calcolata utilizzando l'equazione

dove X 2 - frazione molare del soluto, - volume molare del solvente. In soluzioni molto diluite, questa equazione diventa equazione di van't Hoff:

dove CÈ la molarità della soluzione.

Le equazioni che descrivono le proprietà colligative dei non elettroliti possono essere applicate anche per descrivere le proprietà delle soluzioni elettrolitiche introducendo il fattore di correzione Van't Hoff io, Per esempio:

= iCRT o T vice. = iK A. m 2 .

Il coefficiente isotonico è correlato al grado di dissociazione dell'elettrolita:

io = 1 + (- 1),

dove è il numero di ioni formati durante la dissociazione di una molecola.

Solubilità di un solido in una soluzione ideale a temperatura T descritto l'equazione di Schroeder:

,

dove X- la frazione molare del soluto nella soluzione, T pl. - punto di fusione e h pl. È l'entalpia di fusione del soluto.

ESEMPI

Esempio 8-1. Calcolare la solubilità del bismuto nel cadmio a 150 e 200 o C. L'entalpia di fusione del bismuto alla temperatura di fusione (273 o C) è 10,5 kJ. mol –1. Supponiamo che si formi una soluzione ideale e che l'entalpia di fusione non dipenda dalla temperatura.

Soluzione. Usiamo la formula .

A 150 o C , dove X = 0.510

A 200 o C , dove X = 0.700

La solubilità aumenta con la temperatura, caratteristica del processo endotermico.

Esempio 8-2. Una soluzione di 20 g di emoglobina in 1 litro d'acqua ha una pressione osmotica di 7,52 10 –3 atm a 25 o C. Determinare la massa molare dell'emoglobina.

65 chilogrammi. mol –1.

COMPITI

1. Calcolare il lavoro osmotico minimo svolto dai reni per espellere l'urea a 36,6 o C, se la concentrazione di urea nel plasma è 0,005 mol. l –1, e nelle urine 0,333 mol. l –1.
2. 10 g di polistirene vengono sciolti in 1 litro di benzene. L'altezza della colonna della soluzione (con una densità di 0,88 g cm –3) in un osmometro a 25 o C è 11,6 cm Calcolare la massa molare del polistirene.
3. L'albumina sierica umana ha una massa molare di 69 kg. mol –1. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione di 2 g di proteine ​​in 100 cm 3 di acqua a 25 o C in Pa e in mm di colonna della soluzione. Si consideri la densità della soluzione pari a 1.0 g cm –3.
4. A 30°C, la tensione di vapore della soluzione acquosa di saccarosio è 31,207 mm Hg. Arte. La tensione di vapore dell'acqua pura a 30 o C è 31,824 mm Hg. Arte. La densità della soluzione è 0,99564 g cm -3. Qual è la pressione osmotica di questa soluzione?
5. Il plasma sanguigno umano si congela a –0,56 o C. Qual è la sua pressione osmotica a 37 o C, misurata con una membrana permeabile solo all'acqua?
6. * La massa molare dell'enzima è stata determinata sciogliendolo in acqua e misurando l'altezza della colonna della soluzione in un osmometro a 20 o C, quindi estrapolando i dati a concentrazione zero. Sono stati ottenuti i seguenti dati:

C, mg. cm –3
h, centimetro

7. La massa molare di un lipide è determinata dall'aumento del punto di ebollizione. Il lipide può essere sciolto in metanolo o cloroformio. Il punto di ebollizione del metanolo è 64,7 o C, il calore di vaporizzazione è 262,8 cal. g –1. Il punto di ebollizione del cloroformio è 61,5 o C, il calore di vaporizzazione è 59,0 cal. g –1. Calcolare le costanti ebulioscopiche per metanolo e cloroformio. Quale solvente è meglio usare per determinare la massa molare con la massima precisione?
8. Calcolare il punto di congelamento di una soluzione acquosa contenente 50,0 g di glicole etilenico in 500 g di acqua.
9. Una soluzione contenente 0,217 g di zolfo e 19,18 g di CS 2 bolle a 319,304 K. Il punto di ebollizione di CS 2 puro è 319,2 K. La costante ebulioscopica di CS 2 è 2,37 K. kg. mol –1. Quanti atomi di zolfo ci sono in una molecola di zolfo disciolta in CS2?
10. 68,4 g di saccarosio vengono sciolti in 1000 g di acqua. Calcolare: a) pressione di vapore, b) pressione osmotica, c) punto di congelamento, d) punto di ebollizione della soluzione. La tensione di vapore dell'acqua pura a 20 o C è 2314,9 Pa. Le acque costanti crioscopiche ed ebulioscopiche sono pari a 1,86 e 0,52 K. kg. mol -1, rispettivamente.
11. Una soluzione contenente 0,81 g di idrocarburo H (CH 2) n H e 190 g di bromuro di etile gela a 9,47 o C. Il punto di congelamento del bromuro di etile è di 10,00 o C, la costante crioscopica è di 12,5 K. kg. mol –1. Calcola n.
12. Quando 1,4511 g di acido dicloroacetico vengono sciolti in 56,87 g di tetracloruro di carbonio, il punto di ebollizione aumenta di 0,518 gradi. Il punto di ebollizione di CCl 4 è 76,75 o C, il calore di vaporizzazione è 46,5 cal. g –1. Qual è la massa molare apparente dell'acido? Cosa spiega la discrepanza con la vera massa molare?
13. Una certa quantità di una sostanza disciolta in 100 g di benzene abbassa il suo punto di congelamento di 1,28 o C. La stessa quantità di una sostanza disciolta in 100 g di acqua abbassa il suo punto di congelamento di 1,395 o C. La sostanza ha una massa molare normale in benzene, e in acqua completamente dissociato. Quanti ioni dissocia la sostanza in una soluzione acquosa? Le costanti crioscopiche per benzene e acqua sono 5,12 e 1,86 K. kg. mol –1.
14. Calcolare la solubilità ideale dell'antracene nel benzene a 25 o C in termini di molalità. L'entalpia di fusione dell'antracene al punto di fusione (217 o C) è 28,8 kJ. mol –1.
15. Calcola la solubilità P-dibromobenzene in benzene a 20 e 40 o C, supponendo che si formi una soluzione ideale. Entalpia di fusione P-dibromobenzene al punto di fusione (86,9°C) è 13,22 kJ. mol –1.
16. Calcolare la solubilità del naftalene in benzene a 25 o C, assumendo che si formi una soluzione ideale. L'entalpia di fusione del naftalene al suo punto di fusione (80,0 o C) è 19,29 kJ. mol –1.
17. Calcolare la solubilità dell'antracene in toluene a 25 o C, assumendo che si formi una soluzione ideale. L'entalpia di fusione dell'antracene al punto di fusione (217 o C) è 28,8 kJ. mol –1.
18. Calcolare la temperatura alla quale il cadmio puro è in equilibrio con la soluzione Cd - Bi, la cui frazione molare di Cd è 0,846. L'entalpia di fusione del cadmio al punto di fusione (321,1 o C) è 6,23 kJ. mol –1.