2 relaciones volumétricas de gases en reacciones químicas. Tema de la lección. La proporción de volúmenes de gas en reacciones químicas. Cálculo de relaciones volumétricas de gases mediante ecuaciones químicas. Química Inorgánica

Relaciones de volumen de gases en reacciones químicas.

Objetivo: consolidar conocimientos sobre gases, ser capaz de calcular proporciones volumétricas de gases, utilizando ecuaciones químicas Utilizando la ley de las relaciones volumétricas, aplicar la ley de Avogadro y el concepto de volumen molar al resolver problemas.

Equipo: Tarjetas con tareas, la ley de Avogadro en el tablero.

Durante las clases:

I Org. momento

Repetición

1.¿Qué sustancias existen en estado gaseoso?

(H2, norte 2, O 2, CH 4, C 2 H 6)

2.¿Qué concepto es característico de estos gases? ("Volumen")

3. ¿Qué científico sugirió que los gases contienen 2 átomos y cuáles?

(A. Avogadro, H 2, O 2, norte 2 )

4. ¿Qué ley descubrió Avogadro?

(En volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones(ty presión) contiene el mismo número de moléculas)

5. Según la ley de Avogadro, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a (22,4 l/mol)

6.¿Qué ley indica el volumen de gas? (Vm – volumen molar)

7. ¿Qué fórmulas utilizamos para encontrar:V, Vm, cantidad de sustancia?

V metro = V v = V V = V metro ∙ v

v V metro

II. estudiando el material

Cuando el reactivo que ha reaccionado y el producto resultante están en estado gaseoso, sus relaciones en volumen se pueden determinar a partir de la ecuación de reacción.

Por ejemplo, considere la interacción del hidrógeno con el cloro. Por ejemplo, la ecuación de reacción:

H 2 + CI 2 = 2NS I

1 mol 1 mol 2 mol

22,4 l/mol 22,4 l/mol 44,8 l/mol

Como puedes ver, 1 mol de hidrógeno y 1 mol de cloro reaccionan para formar 2 moles de cloruro de hidrógeno. Si acortamos estos valores numéricos volúmenes por 22,4, entonces obtenemos una relación de volumen de 1:1:2. De esta manera, es posible determinar las proporciones volumétricas de sustancias gaseosas en condiciones normales.

La ley de Avogadro jugando papel importante en cálculos químicos de sustancias gaseosas, se forma de la siguiente manera:

En volúmenes iguales bajo las mismas condiciones externas ( t y presión) contiene el mismo número de moléculas.

De esta ley se deduce que 1 mol de cualquier gas en condiciones normales siempre ocupa el mismo volumen (volumen molar del gas). Igual a 22,4 l.

Los coeficientes en las ecuaciones de reacción indican la cantidad de moles y la cantidad de volúmenes de sustancias gaseosas.

Ejemplo: Calcule cuánto oxígeno se consume cuando interactúan 10 m³ de hidrógeno con él.

Escribamos la ecuación de reacción.

10 m³ x m³

2H2 + O2 = 2H2O

2 moles 1 mol

2 m³ 1 m³

Según la ecuación de reacción, se sabe que el hidrógeno y el oxígeno reaccionan en una proporción de volumen de 2:1.

Entonces 10:2 = X:1, X = 5 m³. Por tanto, para que reaccionen 10 m³ de hidrógeno, se necesitan 5 m³ de oxígeno.

Cálculos utilizando la ley de Avogadro.

I tipo de tareas.

Determinar la cantidad de una sustancia a partir de un volumen conocido de gas y calcular el volumen de gas (n.º) a partir de la cantidad de producción de la sustancia.

Ejemplo 1.Calcule el número de moles de oxígeno, cuyo volumen en condiciones normales. Ocupa 89,6 litros.

Según la fórmula V = V metro ∙ vencontrar la cantidad de sustanciav = V

V metro

v (oh 2 ) = _____89.6l___= 4 moles

22,4 l/mol Respuesta: v(oh 2 ) = 4 moles

Ejemplo 2. ¿Qué volumen ocupa 1,5 mol de oxígeno en condiciones normales?

v (oh 2 ) = V metro ∙ v = 22,4 l/mol ∙ 1,5 mol = 33,6 l.

II tipo de tareas.

Cálculo de volumen (n.º) en base a la masa de una sustancia gaseosa.

Ejemplo. Calcule cuánto volumen (en cero) ocupan 96 g de oxígeno. Primero encontramos la masa molar del oxígeno O 2. Es igual a M (O 2) = 32 g/mol.

Ahora según la fórmulametro = METRO ∙ v encontramos.

v (oh 2 ) = metro = 96 gramos____= 3 moles.

METRO 32 g/mol

Calcula el volumen que ocupan 3 moles de oxígeno (n.o.) mediante la fórmulaV = V metro ∙ v :

V(oh 2 ) = 22,4 l/mol ∙ 3 mol = 67,2 l.

Respuesta: V(oh 2) = 67,2 litros.

III. Refuerzo de la lección

1. trabajar con ej. página 80 (8.9)

2. d/z: párrafo 29 p.80 ej. 10

Materiales utilizados en esta sección manual metodologico"Enseñanza a la resolución de problemas de química". Autores y compiladores: profesor de química de la categoría más alta, metodólogo de la Institución Educativa “Gimnasio No. 1 en Grodno” Tolkach L.Ya.; metodóloga del departamento educativo y metodológico de la Institución Educativa "Grodno OIPK y PRR y SO" Korobova N.P.

Cálculos utilizando volumen molar de gases.

Cálculo de la densidad relativa de gases.

Relaciones de volumen de gas

Un mol de cualquier gas en las mismas condiciones ocupa el mismo volumen. Entonces, en condiciones normales (n.s.),aquellos. a una temperatura de 0°C y normal presión atmosférica igual a 101,3 kPa, un mol de cualquier gas ocupa el volumen22,4dm3.

Actitudvolumen de gas a la cantidad química correspondiente de una sustancia es una cantidad llamadavolumen molar de gas (Vm):

Vm = V/ nortedm 3, de dondeV = Vm · norte

Para determinar si un gas es más ligero o más pesado en relación con otro gas, basta con comparar sus densidades:

Estado gaseoso de una sustancia. La ley de Avogadro. Volumen molar de gas.

Las sustancias pueden encontrarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Las partículas que forman los sólidos están estrechamente unidas entre sí, por lo que los sólidos tienen una forma definida. Las partículas de sólidos pueden ser átomos, moléculas, iones que forman estructuras cristalinas. Estas partículas oscilan con una pequeña amplitud alrededor de los nodos. red cristalina. En los líquidos, las partículas están menos unidas entre sí y pueden moverse a distancias bastante largas. Por tanto, los líquidos tienen fluidez y toman la forma del recipiente en el que se encuentran.

La transición de una sustancia del estado sólido al líquido se produce cuando se calienta, como resultado de lo cual la amplitud de las vibraciones de las partículas aumenta gradualmente. A una determinada temperatura, las partículas de una sustancia adquieren la capacidad de abandonar los nodos de la red y se produce la fusión. Al enfriarse, por el contrario, las partículas líquidas pierden su capacidad de moverse y quedan fijadas en una determinada posición, formando un sólido. En condiciones normales Los líquidos suelen tener estructura molecular. En alta temperatura la estructura del líquido puede ser diferente (sales fundidas y metales).

Las interacciones entre moléculas son mucho más débiles que entre iones en estructuras cristalinas iónicas; átomos conectados enlace covalente V estructuras atómicas; Iones metálicos unidos por gas de electrones en estructuras metálicas.

Los estados sólido y líquido de la materia tienen nombre común estado condensado. Las densidades de las sustancias en estado condensado están en el intervalo de aproximadamente 0,5 - 22,5 g/cm 3 . Las sustancias en estado gaseoso tienen densidades significativamente más bajas, del orden de 10 –2 – 10 –3 g/cm 3 . La transición a un estado gaseoso se produce como resultado del calentamiento de sustancias en estado condensado (ebullición de líquidos, sublimación de sólidos). Las sustancias que en condiciones normales son gaseosas están formadas por moléculas.

Al pasar a un estado gaseoso, las partículas de una sustancia superan las fuerzas de interacción intermolecular. El volumen que ocupa un gas es esencialmente la cantidad de espacio libre entre las moléculas de gas que se mueven caóticamente. El tamaño de este espacio está determinado por la temperatura y la presión. En este caso, se puede despreciar el volumen ocupado por las propias moléculas. esto implica ley de avogadro :

Volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas.

De la ley de Avogadro se sigue dos consecuencias principales .

Primera consecuencia

Un mol de cualquier gas en las mismas condiciones ocupa el mismo volumen. Este volumen se llama volumen molar de gas ( V metro ) , que se mide en m 3 /mol (normalmente en dm 3 /mol). El volumen molar de un gas es igual a la relación entre el volumen del gas y su cantidad:

Está claro que el valor de V m depende de las condiciones (temperatura, presión). Para resolver problemas, es necesario recordar el valor de V m en condiciones normales (n.s.) – presión atmosférica (101,3 kPa) y temperatura de fusión del hielo (0 0 C o 273,15 K).

En condiciones normales, V m = 22,4 dm 3 /mol, o

en unidades SI 0,0224 m 3 /mol.

Segunda consecuencia

Las densidades de los gases (o las masas de sus volúmenes iguales) están relacionadas entre sí como las masas molares de los gases.

Esto se puede ver a partir de las siguientes consideraciones. Sean dos porciones de gases diferentes del mismo volumen (los volúmenes se miden en las mismas condiciones). Encontremos sus masas:

La relación de sus masas:

Si usas densidades:

Según la ley de Avogadro n 1 =n 2, por tanto:

La relación de densidades de gases igual a la relación de masas molares se llama densidad relativa de un gas a otro ( D ). D es una cantidad adimensional.

Conociendo D y la masa molar de un gas, es fácil encontrar la masa molar de otro gas:

; M1 = M2 × D.

Ejemplos

M(x) = M(H2) × D=2 × 8,5 = 17 g/mol

Un gas con esta masa molar es amoniaco NH 3 .

La densidad de algunos gases hidrocarburos en el aire es dos. Determine la masa molar del hidrocarburo.

La masa molar promedio del aire es 29 g/mol.

M(x) = M(aire) × D=29 × 2 = 58 g/mol

Un hidrocarburo con esta masa molar es C 4 H 10, butano.

Cabe señalar que los gases con una masa molar inferior a 29 son más ligeros que el aire y más de 29 son más pesados.

En los problemas de cálculo se pueden dar densidades relativas de nitrógeno, oxígeno y otros gases. En este caso, para encontrar la masa molar, es necesario multiplicar la densidad relativa por la masa molar de nitrógeno (28 g/mol), oxígeno (32 g/mol), etc., respectivamente.

La ley de Avogadro se utiliza ampliamente en cálculos químicos. Dado que en el caso de los gases los volúmenes son proporcionales a las cantidades de sustancias, los coeficientes en la ecuación de reacción, que reflejan las cantidades de sustancias que reaccionan, son proporcionales a los volúmenes de los gases que interactúan. Evidentemente, los volúmenes deben medirse en las mismas condiciones.

Ejemplo

¿Qué volumen de oxígeno se requiere para quemar 2 dm? 3 ¿propano? Volúmenes medidos en N. Ud.

C 3 H 8 + 5 O 2  3 CO 2 + 4 H 2 O.

De la ley de Avogadro se deduce que volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas y, en consecuencia, el mismo número de moles de sustancias. Sea el volumen de propano 1 dm 3. Luego, según la ecuación de reacción, para quemar 1 dm 3 de propano, se necesitarán 5 dm 3 de oxígeno y para 2 dm 3 (dos litros) - 10 dm 3 O 2.

Objetivos de la lección:

1) educativo: familiarizar a los estudiantes con la ley de Gay-Lussac sobre las relaciones volumétricas de los gases; enseñar cómo resolver problemas de cálculo utilizando la ley que ha aprendido;

2) educativo: educar actitud cuidadosa estudiantes a rodeando a una persona ambiente aéreo; también desarrollar la confianza en uno mismo y la capacidad de trabajar de forma independiente con material educativo;

3) desarrollar: profundizar la comprensión de los estudiantes sobre las sustancias en estado de agregación gaseoso; mejorar la capacidad de resolver problemas de cálculo si en la reacción o se forman sustancias gaseosas participan.

Problema de cálculo 2. Cálculo de relaciones volumétricas de gases.

Tipo de lección: lección sobre el estudio y consolidación inicial de nuevos conocimientos.

Formas de trabajo: conversación sobre preguntas, relato del profesor, trabajo de los alumnos en grupos (parejas), trabajo individual de los alumnos.

Durante las clases.

I. Organizar la clase para la lección.

II. Parte principal.

1. Revisión por pares tarea(desde el lado derecho del tablero):

Respuestas del ejercicio 187 (p. 134):

Respuestas del ejercicio 199a* (p. 145):

Simultáneamente con la revisión de la tarea, dos estudiantes trabajan en la pizarra en tareas en tarjetas (Apéndice 2):

Estudiante 2. Inventa fórmulas para sustancias según sus nombres:

a) 4 - metilo - 2 - penteno;

b) 3 - metil - 1 - butina.

2. Actualización conocimiento de fondo estudiantes.

Conversación sobre preguntas:

1. ¿En qué estados de agregación pueden existir las sustancias?

Se conocen tres estados de agregación en los que pueden existir sustancias: sólido, líquido y gaseoso.

2. Describe las características del estado gaseoso de la sustancia.

Grandes distancias entre moléculas o átomos de una sustancia (alrededor de 1800-2000 tamaños de partículas), el volumen de sustancias gaseosas no depende del tamaño de sus moléculas.

3. Nombre sustancias simples-gases, indican la posición de los átomos que los forman en tabla periódica elementos químicos DI. Mendeleev.

Sustancias-gases simples: (hidrógeno), Hidrógeno No. 1; (nitrógeno), Nitrógeno N° 7; (oxígeno), Oxígeno N° 8; (flúor), Flúor N° 9; (cloro), Cloro N° 17.

A partir del diagrama de flujo de la lección (Apéndice 1), escriba en su cuaderno las fórmulas de sustancias gaseosas estudiadas en el curso de química de la escuela:

Fórmulas de sustancias gaseosas:

1) sustancias simples -

3) óxidos no metálicos -

4) sustancias orgánicas -

3. Estudiar material nuevo.

Durante las reacciones químicas, el volumen de los reactivos puede cambiar.

Esto ocurre con mayor frecuencia cuando en la reacción participan materiales de partida gaseosos o se forman productos de reacción gaseosos.

El volumen de cualquier gas en condiciones físicas constantes (temperatura y presión) es proporcional a la masa de este gas.

Pesar sustancias gaseosas es bastante problemático, por lo que en los cálculos prácticos de la masa de gases es más conveniente sustituirlos por volúmenes.

Al analizar los resultados de experimentos con sustancias gaseosas, el científico francés Joseph Louis Gay-Lussac formuló la ley de las relaciones volumétricas en 1808.

P. 146, escriba en su cuaderno del libro de texto (o plan de lección) la formulación de la ley de las relaciones volumétricas:

4. Consolidación del material estudiado. Resolución de problemas de cálculo (los problemas 1 y 2 están escritos en el anverso de la hoja derecha, los 3 problemas restantes están impresos en tarjetas y se resuelven en el acto en grupos).

1. Un alumno trabaja en la pizarra con explicaciones, el resto trabaja sobre el terreno.

Problema 1. ¿Qué volumen de hidrógeno se libera durante la descomposición de 7 litros de metano?

Respuesta: V() = 10,5 litros

Tres grupos (parejas) de estudiantes reciben una tarea para completar en el acto (Anexo 3, distribuir una por grupo o pareja), con un informe en la pizarra:

Les recuerdo a los estudiantes que del aire obtenemos oxígeno para respirar y quemar combustible y, al mismo tiempo, se libera dióxido de carbono, cuyo mayor contenido en la atmósfera conduce al efecto "invernadero".

2. Un alumno trabaja en la pizarra con explicaciones, el resto trabaja en el lugar.

III. Conclusión.

Resumiendo la lección (reflexión), tarea.

Preguntas de reflexión: 1) Durante la lección trabajé (¿cómo?)

2) Estoy (satisfecho, no) con mi trabajo en clase

3) La lección para mí fue (¿qué?)

4) Durante la lección aprendí (¿sobre qué?)

5) El material de la lección fue (claro, incomprensible) para mí.

6) Mi estado de ánimo después de la lección...

En la lección de hoy estudiamos la ley de relaciones volumétricas de Gay-Lussac y aprendimos a resolver problemas de cálculo cuando en una reacción participan materiales de partida gaseosos o se forman productos de reacción gaseosos.

Escriba su tarea (la tarea está escrita en la parte posterior de la pizarra o en mapa tecnológico lección):

§23(p.145-149), ej. 206, 207* (pág.149)

Anexo 1

Mapa tecnológico de la lección.

Sujeto. Relaciones de volumen de gases en reacciones químicas.

1a. Revisar la tarea (desde el lado derecho del pizarrón)

Ejercicio 187 (p.134),

Ejercicio 199a* (p.145).

1b. Trabajar en la pizarra con fórmulas (2 estudiantes reciben tareas en tarjetas).

2. Escribe en tu cuaderno:

Fórmulas de sustancias gaseosas:

1) sustancias simples -

2) compuestos de hidrógeno volátiles -

3) óxidos no metálicos -

4) sustancias orgánicas -

3. Escribe en tu cuaderno:

p.146 Ley de las relaciones volumétricas:

Volúmenes de gases que reaccionan y se forman en

El resultado de la reacción se relaciona como números enteros pequeños.

Por ejemplo: el metano a altas temperaturas se descompone en acetileno e hidrógeno.

4. Resolver problemas de cálculo (problemas 1 y 2 en la pizarra, el resto, en grupos).

Problema 1. ¿Qué volumen de hidrógeno se libera durante la descomposición de 7 litros de metano C?

Problema 2. Calcule los volúmenes de oxígeno y aire necesarios para quemar 8 litros de etano.

Grupo 1. ¿Qué volumen de óxido de carbono (IY) se libera durante la combustión completa de 2,75 litros de etileno?

Grupo 2. Calcule los volúmenes de oxígeno y aire necesarios para quemar 4,5 litros de buteno.

Grupo 3. ¿Qué volumen de oxígeno se necesita para quemar completamente 12 litros de butano?

5. Tarea: §23 (p. 145-149), ejercicio 206, 207* (p. 149).

Apéndice 2

Estudiante 1.

Nombra las sustancias según sus fórmulas:

Estudiante 2.

Invente fórmulas para sustancias según sus nombres:

a) 4 - metilo - 2 - penteno;

b) 3 - metil - 1 - butina.

Apéndice 3

¿Qué volumen de óxido de carbono (IY) se libera durante la combustión completa de 2,75 litros de etileno?

Calcule los volúmenes de oxígeno y aire necesarios para quemar 4,5 litros de buteno.

¿Qué volumen de oxígeno se necesita para quemar completamente 12 litros de butano?

Objetivos de la lección: desarrollar el conocimiento de los estudiantes sobre la ley de las relaciones volumétricas de sustancias gaseosas utilizando el ejemplo de reacciones químicas de sustancias orgánicas; Desarrollar la capacidad de aplicar la ley de relaciones volumétricas para cálculos utilizando ecuaciones químicas.

Tipo de lección: formación de nuevas habilidades y destrezas.

Formas de trabajo: ejecución ejercicios de entrenamiento(práctica con ejemplos, práctica guiada e independiente).

Equipo: tarjetas de tareas.

II. Revisando la tarea. Actualización de conocimientos básicos. Motivación para las actividades de aprendizaje.

1. Conversación frontal

1) Comparar propiedades físicas alcanos, alquenos y alquinos.

2) Nombra los más comunes Propiedades químicas hidrocarburos.

3) ¿Qué reacciones (adición, sustitución) son características de los alcanos? ¿Por qué?

4) ¿Qué reacciones (adición, sustitución) son características de los alquenos? ¿Por qué?

5) De las sustancias enumeradas en el tablero, seleccione aquellas que decoloren el agua con bromo. Dé un ejemplo de ecuaciones de reacción.

2. Revisar la tarea

III. Aprendiendo nuevo material

Conversación frontal basada en material de 8º grado.

¿Cuál es el volumen molar de cualquier gas en condiciones normales?

Todos los gases están igualmente comprimidos y tienen el mismo coeficiente de expansión térmica. Los volúmenes de los gases no dependen del tamaño de las moléculas individuales, sino de la distancia entre las moléculas. Las distancias entre moléculas dependen de su velocidad de movimiento, energía y, en consecuencia, de temperatura.

Basándose en estas leyes y en sus investigaciones, el científico italiano Amedeo Avogadro formuló la ley:

Volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas.

En condiciones normales, las sustancias gaseosas tienen una estructura molecular. Las moléculas de gas son muy pequeñas en comparación con la distancia entre ellas. Por tanto, el volumen de un gas no está determinado por el tamaño de las partículas (moléculas), sino por la distancia entre ellas, que es aproximadamente la misma para cualquier gas.

A. Avogadro concluyó que si tomamos 1 mol, es decir, 6,02 · 1923 moléculas de cualquier gas, ocuparán el mismo volumen. Pero al mismo tiempo, este volumen se mide en las mismas condiciones, es decir, a la misma temperatura y presión.

Las condiciones bajo las cuales se llevan a cabo dichos cálculos se denominan condiciones normales.

Condiciones normales (n.v.):

T = 273 K o t = 0 °C;

P = 101,3 kPa o P = 1 atm. = 760 mmHg. Arte.

El volumen de 1 mol de una sustancia se llama volumen molar (Vm). Para gases en condiciones normales es de 22,4 l/mol.

Según la ley de Avogadro, 1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen en condiciones normales y equivale a 22,4 l/mol.

En consecuencia, los volúmenes de reactivos gaseosos y productos de reacción están relacionados como sus coeficientes en la ecuación de reacción. Este patrón se utiliza para cálculos químicos.

IV. Aplicación primaria de los conocimientos adquiridos.

1. Practica con ejemplos

Tarea 1. Calcula el volumen de cloro que se puede añadir a 5 litros de etileno.

Respuesta: 5 litros de cloro.

Tarea 2. Calcula cuánto oxígeno se necesita para quemar 1 m3 de metano.

Respuesta: 2 m3 de oxígeno.

Tarea 3. Calcule el volumen de acetileno, para cuya hidrogenación completa se gastaron 20 litros de hidrógeno.

Respuesta: 10 litros de acetileno.

2. Práctica guiada

Tarea 4. Calcule el volumen de oxígeno necesario para quemar 40 litros de una mezcla que contiene 20% de metano, 40% de etano y 40% de eteno.

Respuesta: 104 litros de oxígeno.

3. Práctica independiente

Tarea 5. Calcule el volumen de hidrógeno que se necesitará para hidrogenar completamente la sustancia X.

(Los estudiantes completan la tabla de forma independiente y verifican las respuestas después de terminar el trabajo).

Tarea 6. Calcule el volumen de aire (se supone que el contenido de oxígeno es del 20% en volumen) que se consumirá para la combustión completa de la mezcla.

(Los estudiantes resuelven de forma independiente uno o dos problemas asignados por el maestro para su evaluación).