Preguntas para el autocontrol. Introducción a la química general Cálculo de la fracción de masa de un elemento químico en un compuesto químico

Las propiedades de las soluciones diluidas, que dependen solo de la cantidad de soluto no volátil, se denominan propiedades coligativas... Estos incluyen disminuir la presión de vapor del solvente sobre la solución, aumentar el punto de ebullición y disminuir el punto de congelación de la solución y la presión osmótica.

Reducir el punto de congelación y aumentar el punto de ebullición de la solución en comparación con el disolvente puro:

T diputado. = = K A. metro 2 ,

T bala. = = K MI. metro 2 .

Dónde metro 2 - molalidad de la solución, K Para y K E - constantes de disolvente crioscópicas y ebulioscópicas, X 2 - fracción molar de soluto, H pl. y H isp. - entalpía de fusión y evaporación del disolvente, T pl. y T bala. - los puntos de fusión y ebullición del disolvente, METRO 1 - la masa molar del solvente.

La presión osmótica en soluciones diluidas se puede calcular usando la ecuación

Dónde X 2 - fracción molar de soluto, - volumen molar del disolvente. En soluciones muy diluidas, esta ecuación se transforma en ecuación de van't Hoff:

Dónde C Es la molaridad de la solución.

Las ecuaciones que describen las propiedades coligativas de los no electrolitos también se pueden aplicar para describir las propiedades de las soluciones de electrolitos mediante la introducción del factor de corrección de Van't Hoff. I, p.ej:

= iCRT o T diputado. = iK A. metro 2 .

El coeficiente isotónico está relacionado con el grado de disociación del electrolito:

i = 1 + (- 1),

donde es el número de iones formados durante la disociación de una molécula.

Solubilidad de un sólido en una solución ideal a temperatura. T descrito la ecuación de Schroeder:

,

Dónde X- la fracción molar del soluto en la solución, T pl. - punto de fusión y H pl. Es la entalpía de fusión del soluto.

EJEMPLOS

Ejemplo 8-1. Calcule la solubilidad del bismuto en cadmio a 150 y 200 o C. La entalpía de fusión del bismuto a la temperatura de fusión (273 o C) es 10,5 kJ. mol –1. Suponga que se forma una solución ideal y que la entalpía de fusión no depende de la temperatura.

Decisión. Usemos la fórmula .

A 150 o C de donde X = 0.510

A 200 o C de donde X = 0.700

La solubilidad aumenta con la temperatura, que es característica del proceso endotérmico.

Ejemplo 8-2. Una solución de 20 g de hemoglobina en 1 litro de agua tiene una presión osmótica de 7.52 10 –3 atm a 25 o C. Determine la masa molar de hemoglobina.

65 kilos mol –1.

TAREAS

1. Calcule el trabajo osmótico mínimo realizado por los riñones para excretar urea a 36.6 o C, si la concentración de urea en el plasma es 0.005 mol. l –1, y en orina 0,333 mol. l –1.
2. Se disuelven 10 g de poliestireno en 1 litro de benceno. La altura de la columna de solución (densidad 0.88 g cm –3) en el osmómetro a 25 o C es 11.6 cm Calcule la masa molar del poliestireno.
3. La proteína de albúmina sérica humana tiene una masa molar de 69 kg. mol –1. Calcule la presión osmótica de una solución de 2 g de proteína en 100 cm 3 de agua a 25 o C en Pa y en mm de la columna de solución. Considere la densidad de la solución igual a 1.0 g cm –3.
4. A 30 o C, la presión de vapor de la solución acuosa de sacarosa es 31.207 mm Hg. Arte. La presión de vapor del agua pura a 30 o C es 31,824 mm Hg. Arte. La densidad de la solución es 0.99564 g cm –3. ¿Cuál es la presión osmótica de esta solución?
5. El plasma sanguíneo humano se congela a –0,56 o C. ¿Cuál es su presión osmótica a 37 o C, medida con una membrana que solo es permeable al agua?
6. * La masa molar de la enzima se determinó disolviéndola en agua y midiendo la altura de la columna de solución en un osmómetro a 20 o C, y luego extrapolando los datos a concentración cero. Se obtuvieron los siguientes datos:

C, mg. cm –3
h, cm

7. La masa molar de un lípido está determinada por el aumento del punto de ebullición. El lípido se puede disolver en metanol o cloroformo. El punto de ebullición del metanol es de 64,7 o C, el calor de vaporización es de 262,8 cal. g –1. El punto de ebullición del cloroformo es de 61,5 o C, el calor de vaporización es de 59,0 cal. g –1. Calcule las constantes ebulioscópicas para metanol y cloroformo. ¿Qué disolvente es mejor utilizar para determinar la masa molar con la máxima precisión?
8. Calcule el punto de congelación de una solución acuosa que contiene 50.0 g de etilenglicol en 500 g de agua.
9. Una solución que contiene 0.217 g de azufre y 19.18 g de CS 2 hierve a 319.304 K. El punto de ebullición del CS 2 puro es 319.2 K. La constante ebulioscópica de CS 2 es 2.37 K. kg. mol –1. ¿Cuántos átomos de azufre hay en una molécula de azufre disuelta en CS 2?
10. Se disuelven 68,4 g de sacarosa en 1000 g de agua. Calcule: a) presión de vapor, b) presión osmótica, c) punto de congelación, d) punto de ebullición de la solución. La presión de vapor del agua pura a 20 o C es 2314,9 Pa. Las aguas constantes crioscópicas y ebulioscópicas son iguales a 1,86 y 0,52 K. kg. mol –1, respectivamente.
11. Una solución que contiene 0,81 g de hidrocarburo H (CH 2) n H y 190 g de bromuro de etilo se congela a 9,47 o C. El punto de congelación del bromuro de etilo es 10,00 o C, la constante crioscópica es 12,5 K. kg. mol –1. Calcule n.
12. Cuando se disuelven 1,4511 g de ácido dicloroacético en 56,87 g de tetracloruro de carbono, el punto de ebullición aumenta en 0,518 grados. El punto de ebullición de CCl 4 es 76,75 o C, el calor de vaporización es 46,5 cal. g –1. ¿Cuál es la masa molar aparente del ácido? ¿Qué explica la discrepancia con la verdadera masa molar?
13. Cierta cantidad de una sustancia disuelta en 100 g de benceno reduce su punto de congelación en 1.28 o C.La misma cantidad de una sustancia disuelta en 100 g de agua reduce su punto de congelación en 1.395 o C.La sustancia tiene una masa molar normal en benceno y en agua completamente disociado. ¿Cuántos iones se disocia la sustancia en una solución acuosa? Las constantes crioscópicas para el benceno y el agua son 5,12 y 1,86 K. kg. mol –1.
14. Calcule la solubilidad ideal del antraceno en benceno a 25 o C en términos de molalidad. La entalpía de fusión del antraceno en el punto de fusión (217 o C) es 28,8 kJ. mol –1.
15. Calcular la solubilidad PAG-dibromobenceno en benceno a 20 y 40 o C, asumiendo que se forma una solución ideal. Entalpía de fusión PAG-dibromobenceno en su punto de fusión (86,9 o C) es 13,22 kJ. mol –1.
16. Calcule la solubilidad del naftaleno en benceno a 25 o C, asumiendo que se forma una solución ideal. La entalpía de fusión del naftaleno en su punto de fusión (80,0 o C) es 19,29 kJ. mol –1.
17. Calcule la solubilidad del antraceno en tolueno a 25 o C, asumiendo que se forma una solución ideal. La entalpía de fusión del antraceno en el punto de fusión (217 o C) es 28,8 kJ. mol –1.
18. Calcule la temperatura a la que el cadmio puro está en equilibrio con la solución de Cd - Bi, cuya fracción molar de Cd es 0,846. La entalpía de fusión del cadmio en el punto de fusión (321.1 o C) es 6.23 kJ. mol –1.

Sobrecarga 427.
Calcule las fracciones molares de alcohol y agua en una solución de alcohol etílico al 96% (en peso).
Decisión:
Fracción molar(N i) - la relación entre la cantidad de un soluto (o disolvente) y la suma de las cantidades de todos
Sustancias en solución. En un sistema que consta de alcohol y agua, la fracción molar de agua (N 1) es

Y la fracción molar de alcohol , donde n 1 es la cantidad de alcohol; n 2 es la cantidad de agua.

Calculamos la masa de alcohol y agua contenida en 1 litro de solución, siempre que sus densidades sean iguales a una de las proporciones:

a) la masa de alcohol:

b) la masa de agua:

Encontramos el número de sustancias mediante la fórmula :, donde m (B) y M (B) son la masa y la cantidad de la sustancia.

Ahora calculemos las fracciones molares de las sustancias:

Respuesta: 0,904; 0,096.

Tarea 428.
Se disuelven 666 g de KOH en 1 kg de agua; la densidad de la solución es 1,395 g / ml. Encuentre: a) fracción de masa de KOH; b) molaridad; c) molalidad; d) fracciones molares de álcali y agua.
Decisión:
pero) Fracción de masa- el porcentaje de la masa del soluto con respecto a la masa total de la solución se determina mediante la fórmula:

Dónde

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

b) La concentración molar (volumen-molar) muestra el número de moles de un soluto contenido en 1 litro de solución.

Encontremos la masa de KOH por 100 ml de solución de acuerdo con la fórmula: fórmula: m = pag V, donde p es la densidad de la solución, V es el volumen de la solución.

m (KOH) = 1,395 . 1000 = 1395 g.

Ahora calculemos la molaridad de la solución:

Encontramos cuántos gramos de HNO 3 hay en 1000 g de agua, lo que constituye la proporción:

d) Fracción molar (N i): la relación entre la cantidad de una sustancia disuelta (o disolvente) y la suma de las cantidades de todas las sustancias en solución. En un sistema que consta de alcohol y agua, la fracción molar de agua (N 1) es igual a una fracción molar de alcohol, donde n 1 es la cantidad de álcali; n 2 es la cantidad de agua.

100 g de esta solución contienen 40 g de KOH 60 g de H2O.

Respuesta: a) 40%; b) 9,95 mol / l; c) 11,88 mol / kg; d) 0,176; 0,824.

Tarea 429.
La densidad de una solución de H 2 SO 4 al 15% (en peso) es 1,105 g / ml. Calcule: a) normalidad; b) molaridad; c) la molalidad de la solución.
Decisión:
Encontremos la masa de la solución por la fórmula: m = pag V donde pag es la densidad de la solución, V es el volumen de la solución.

m (H 2 SO 4) = 1,105 . 1000 = 1105 g.

Encontramos la masa de H 2 SO 4 contenida en 1000 ml de solución a partir de la proporción:

Determine la masa molar del equivalente de H 2 SO 4 a partir de la relación:

M E (B) es la masa molar del ácido equivalente, g / mol; M (B) es la masa molar del ácido; Z (B) - número equivalente; Z (ácido) es igual al número de iones H + en H 2 SO 4 → 2.

a) La concentración equivalente molar (o normalidad) muestra el número de equivalentes de un soluto contenido en 1 litro de solución.

B) Concentración molar

Ahora calculemos la molalidad de la solución:

c) La concentración molar (o molalidad) indica el número de moles de un soluto contenido en 1000 g de disolvente.

Calculamos cuántos gramos de H 2 SO 4 hay en 1000 g de agua, lo que constituye la proporción:

Ahora calculemos la molalidad de la solución:

Respuesta: a) 3,38n; b) 1,69 mol / l; 1,80 mol / kg.

Tarea 430.
La densidad de una solución de sacarosa al 9% (en peso) C 12 H 22 O 11 es 1.035 g / ml. Calcule: a) la concentración de sacarosa en g / l; b) molaridad; c) la molalidad de la solución.
Decisión:
M (C 12 H 22 O 11) = 342 g / mol. Hallemos la masa de la solución por la fórmula: m = p V, donde p es la densidad de la solución, V es el volumen de la solución.

m (C _ {12} H _ {22} O _ {11}) = 1,035. 1000 = 1035 g.

a) La masa de C 12 H 22 O 11 contenida en la solución se calcula mediante la fórmula:

Dónde
- fracción de masa de la sustancia disuelta; m (in-va) - la masa del soluto; m (solución) es la masa de la solución.

La concentración de una sustancia en g / l indica el número de gramos (unidades de masa) que contiene 1 litro de solución. Por tanto, la concentración de sacarosa es de 93,15 g / l.

b) La concentración molar (volumen-molar) (CM) muestra el número de moles de un soluto contenido en 1 litro de solución.

en) Concentración molar(o molalidad) indica el número de moles de un soluto contenido en 1000 g de un solvente.

Calculamos cuántos gramos de C 12 H 22 O 11 hay en 1000 g de agua, lo que constituye la proporción:

Ahora calculemos la molalidad de la solución:

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

¿Qué son las soluciones y qué características de los compuestos químicos y las mezclas mecánicas tienen?

¿De qué depende el efecto térmico de la disolución?

¿Qué es la solubilidad y de qué depende?

Cual es la concentracion de la solucion? Dar la definición del porcentaje, molar, concentración molar de las concentraciones equivalentes y molares, así como la fracción molar.

Dé la definición de la ley de Raoult.

¿Cuáles son las consecuencias de la ley de Raoult?

¿Qué son las constantes de disolvente crioscópicas y ebulioscópicas?

Literatura.

Korovin N.V. Química general.- M.: Superior. shk., 2002. Cap. 8, párrafo 8.1.

Glinka N.L. Química general.- M.: Integral-Press, 2002, Cap. 7,

1.6. Ejemplos de resolución de problemas

Ejemplo 1... Cuando se disolvieron 10 g de nitrato de potasio (KNO 3) en 240 g de agua, la temperatura de la solución descendió 3,4 grados. Determine el calor de disolución de la sal. El calor específico (s latidos) de la solución es 4.18 J / g. A.

Decisión:

1. Encuentre la masa de la solución resultante (m):

m = 10 + 240 = 250 (g).

2. Determine la cantidad de calor absorbida por la solución:

Q = m. con ritmos T

Q = 250. 4.18. (-3,4) = - 3556,4 J = - 3,56 kJ.

3.Calcule la cantidad de calor absorbido durante la disolución de un mol de KNO 3, es decir su calor de disolución (la masa molar de KNO 3 es 101 g / mol):

disolver 10 g de sal absorbe 3,56 kJ

al disolver 101 g de sal --------- x,

x = = 35,96 kJ

Respuesta: el calor de disolución del KNO 3 es 35,96 kJ / mol.

Decisión:

1. Encuentre la cantidad en peso de ácido sulfúrico contenida en 1 litro de una solución al 17.5%:

a) encontramos la masa de un litro (1000 ml) de la solución:

m =  . V = 1,12 . 1000 = 1120 g;

b) encontramos la cantidad en peso de ácido sulfúrico:

100 g de solución contienen 17,5 g de H 2 SO 4;

en 1120 g de solución - x,

2. Encuentre el título de la solución; esto requiere la cantidad en peso de ácido contenida en un volumen conocido de solución, dividida por el volumen de la solución, expresada en mililitros:

T = = 0,196 g / ml.

3. Encuentre la concentración molar de la solución; esto requiere la cantidad en peso de ácido contenida en 1 litro de solución, dividida por la masa molar (MH 2 SO 4), 98 g / mol:

2 mol / l.

4. Encuentre la concentración molar del equivalente de la solución; esto requiere la cantidad en peso de ácido contenida en 1 litro de solución (196 g), dividida por el peso equivalente (EH 2 SO 4).

La masa equivalente de H 2 SO 4 es igual a su masa molar dividida por el número de átomos de hidrógeno:

Por lo tanto, C eq = = 4 mol eq / l.

La concentración molar del equivalente también se puede calcular mediante la fórmula

.

5. Calcule la molalidad de la solución; para esto, es necesario encontrar el número de moles de ácido contenidos en 1000 g de solvente (agua).

De los cálculos anteriores (ver párrafo 3) se sabe que 1120 g (1 l) de la solución contienen 196 go 2 mol de H 2 SO 4, por lo tanto, agua en dicha solución:

1120 - 196 = 924 g.

Hacemos la proporción:

924 g de agua representan 2 moles de H 2 SO 4

por 1000 g de agua - x.

Con m = x = = 2,16 mol / 1000 g de agua.

Respuesta: T = 0,196 g / ml; = 2 mol / l; C eq = 4 mol eq / l;

Con m = 2,16 mol / 1000 g de agua.

Ejemplo 3.¿Cuántos mililitros de una solución al 96% de H 2 SO 4 ( = 1,84 g / cm 3) se necesitarán para preparar 1 litro de su solución con una concentración molar equivalente de 0,5?

Decisión.

Calcule la cantidad en peso de H 2 SO 4 necesaria para preparar 1 litro de solución con una concentración molar equivalente de 0,5 (el equivalente de ácido sulfúrico es 49 g):

1000 ml de una solución 0,5 N contienen 49. 0,5 = 24,5 g de H 2 SO 4.

2. Determine la cantidad en peso de la solución inicial (96%) que contiene 24,5 g de H 2 SO 4:

100 g de solución contienen 96 g de H 2 SO 4,

en x g de solución - 24,5 g de H 2 SO 4.

x = = 25,52 g

3. Encuentre el volumen requerido de la solución inicial dividiendo la cantidad en peso de la solución por su densidad ():

V = = 13,87 ml.

Respuesta: para la preparación de 1 litro de solución de ácido sulfúrico con una concentración molar equivalente de 0,5, se requieren 13,87 ml de una solución de H 2 SO 4 al 96%.

Ejemplo 4. Se vertió una solución preparada a partir de 2 kg (m) de alcohol etílico y 8 kg (g) de agua en el radiador de un coche. Calcula el punto de congelación de la solución. La constante crioscópica del agua K k es 1,86.

Decisión.

1. Encuentre la disminución en el punto de congelación de la solución, usando el corolario de la ley de Raoult:

t s = K a C m = K a.

La masa molar de C 2 H 5 OH es 46 g / mol, por lo tanto,

T z = 1,86 = 10,1 o C.

2. Encuentra el punto de congelación de la solución:

T z = 0 - 10,1 = - 10,1 o C.

Respuesta: la solución se congela a una temperatura de -10,1 o C.

Ejemplo 1. Calcule la presión osmótica de una solución que contiene 135 g de glucosa C 6 H 12 O 6 en 1,5 litros a 0 0 C.

Decisión: La presión osmótica está determinada por la ley de Van't Hoff:

Ver RT

Encontramos la concentración molar de la solución mediante la fórmula:

Sustituyendo el valor de la concentración molar en la expresión de la ley de Van't Hoff, calculamos la presión osmótica:

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

Ejemplo 2.Determine el punto de ebullición de una solución que contenga 1,84 g de nitrobenceno C 6 H 5 NO 2 en 10 g de benceno. El punto de ebullición del benceno puro es 80,2 0 С.

Decisión: El punto de ebullición de la solución será ∆t hirviendo más alto que el punto de ebullición del benceno puro: t bale (solución) = t bale (solvente) + ∆t bale;

Según la ley de Raoul: ∆t bale = Е ∙ С m ,

Dónde mi - constante de disolvente ebulloscópico (valor tabular),

Cm- concentración molar de la solución, mol / kg

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

t bale (solución) = t bale (solvente) + ∆t bale = 80,2 0 C +3,8 0 C = 84 0 C.

901. Una solución que contiene 57 g de azúcar С 12 Н 22 О 11 en 500 g de agua hierve a 100,72 0 С. Determine la constante ebulloscópica del agua.

902. Una solución que contiene 4.6 g de glicerol C 3 H 8 O 3 en 71 g de acetona hierve a 56.73 0 С. Determine la constante ebulloscópica de acetona si el punto de ebullición de la acetona es 56 0 С.

903. Calcule el punto de ebullición de una solución que contenga 2 g de naftaleno C 10 H 8 en 20 g de éter, si el punto de ebullición del éter es 35,6 0 C y su constante ebullioscópica es 2,16.

Se disuelven 904,4 g de la sustancia en 100 g de agua. La solución resultante se congela a -0.93 0 С. Determine el peso molecular del soluto.

905. Determine el peso molecular relativo del ácido benzoico si su solución al 10% hierve a 37.57 0 С. El punto de ebullición del éter es 35.6 0 С, y su constante ebullioscópica es 2.16.

906. Bajar el punto de congelación de una solución que contiene 12.3 g de nitrobenceno C 6 H 5 NO 2 en 500 g de benceno es 1.02 0 С. Determine la constante crioscópica del benceno.

907. El punto de congelación del ácido acético es 17 0 С, la constante crioscópica es 3.9. Determine el punto de congelación de una solución que contiene 0.1 mol de un soluto en 500 g de ácido acético CH 3 COOH.

908. Una solución que contiene 2.175 g de un soluto en 56.25 g de agua se congela a -1.2 0 С. Determine el peso molecular relativo del soluto.

909. ¿A qué temperatura hierve una solución que contiene 90 g de glucosa С 6 Н 12 О 6 en 1000 g de agua?

910. Se disuelven 5 g de sustancia en 200 g de alcohol. La solución hierve a 79.2 0 С. Determine el peso molecular relativo de la sustancia si la constante ebulloscópica del alcohol es 1.22. El punto de ebullición del alcohol es 78,3 0 С.

911. Una solución acuosa de azúcar se congela a -1.1 0 С. Determine la fracción de masa (%) de azúcar С 12 Н 22 О 11 en la solución.

912. ¿En qué masa de agua deben disolverse 46 g de glicerina C 3 H 8 O 3 para obtener una solución con un punto de ebullición de 100.104 0 C?

913. Una solución que contiene 27 g de una sustancia en 1 kg de agua hierve a 100.078 0 С. Determine el peso molecular relativo de la sustancia disuelta.

914. Calcule la masa de agua en la que deben disolverse 300 g de glicerina C 3 H 8 O 3 para obtener una solución que se congele a - 2 0 С.

915. Una solución de glucosa en agua muestra un aumento en el punto de ebullición de 0.416 ° C. Limpiar la gota en el punto de congelación de esta solución.

916. Calcule el punto de congelación de una solución al 20% de glicerina C 3 H 8 O 3 en agua.

917. Se disuelven 1,6 g de sustancia en 250 g de agua. La solución se congela a -0,2 0 C. Calcula el peso molecular relativo del soluto.

918. Una solución que contiene 0.5 g de acetona (CH 3) 2 CO en 100 g de ácido acético disminuye el punto de congelación en 0.34 0 С. Determine la constante crioscópica del ácido acético.

919. Calcule la fracción de masa (%) de glicerina en una solución acuosa, cuyo punto de ebullición es 100.39 0 С.

920. ¿Cuántos gramos de etilenglicol С 2 Н 4 (ОН) 2 deben agregarse por cada kilogramo de agua para preparar anticongelante con un punto de congelación de -9,3 0 С?

921. Una solución que contiene 565 g de acetona y 11,5 g de glicerina C 3 H 5 (OH) 3 hierve a 56,38 0 С. La acetona pura hierve a 56 0 С. Calcule la constante ebulloscópica de acetona.

922. ¿A qué temperatura se congela en agua una solución al 4% de alcohol etílico C 2 H 5 OH?

923. Determine la fracción de masa (%) de azúcar С 12 Н 22 О 11 en una solución acuosa si la solución hierve a 101.04 0 С.

924. ¿Cuál de las soluciones se congelará a una temperatura más baja: solución de glucosa al 10% С 6 Н 12 О 6 o solución de azúcar al 10% С 12 Н 22 О 11?

925. Calcule el punto de congelación de una solución de glicerina acuosa al 12% (en peso) C 3 H 8 O 3.

926. Calcule el punto de ebullición de una solución que contiene 100 g de sacarosa C 12 H 22 O 11 en 750 g de agua.

927. Una solución que contiene 8.535 g de NaNO 3 en 100 g de agua cristaliza en t = -2.8 0 С. Determine la constante crioscópica del agua.

928. Para preparar el refrigerante para 20 litros de agua, se toman 6 g de glicerina (= 1,26 g / ml). ¿Cuál será el punto de congelación del anticongelante preparado?

929. Determine la cantidad de etilenglicol C 2 H 4 (OH) 2, que debe agregarse a 1 kg de agua para preparar una solución con una temperatura de cristalización de –15 0 С.

930. Determine la temperatura de cristalización de una solución que contiene 54 g de glucosa C 6 H 12 O 6 en 250 g de agua.

931. Una solución que contiene 80 g de naftaleno C 10 H 8 en 200 g de éter dietílico hierve a t = 37,5 0 C y éter puro a t = 35 0 C. Determine la constante ebulioscópica del éter.

932. Agregar 3.24 g de azufre a 40 g de benceno C 6 H 6 aumentó el punto de ebullición en 0.91 0 С. ¿Cuántos átomos son partículas de azufre en solución, si la constante ebullioscópica del benceno es 2.57 0 С.

933. Una solución que contiene 3,04 g de alcanfor C 10 H 16 O en 100 g de benceno C 6 H 6 hierve a t = 80,714 0 C. (El punto de ebullición del benceno es 80,20 0 C). Determine la constante ebulioscópica del benceno.

934. ¿Cuántos gramos de carbamida (urea) CO (NH 2) 2 deben disolverse en 125 g de agua para elevar el punto de ebullición en 0.26 0 С. La constante ebullioscópica del agua es 0.52 0 С.

935. Calcule el punto de ebullición de una solución acuosa al 6% (en peso) de glicerina C 3 H 8 O 3.

936. Calcule la fracción de masa de sacarosa С 12 Н 22 О 11 en una solución acuosa, cuya temperatura de cristalización es 0.41 0 С.

937. Al disolver 0.4 g de cierta sustancia en 10 g de agua, la temperatura de cristalización de la solución bajó 1.24 0 С. Calcule la masa molar de la sustancia disuelta.

938. Calcule el punto de congelación de una solución de azúcar al 5% (en peso) C 12 H 22 O 11 en agua.

939. ¿Cuántos gramos de glucosa С 6 Н 12 О 6 deben disolverse en 300 g de agua para obtener una solución con un punto de ebullición de 100, 5 0 С?

940. Una solución que contiene 8.5 g de algún no electrolito en 400 g de agua hierve a una temperatura de 100.78 0 С. Calcula la masa molar del soluto.

941. Cuando se disuelven 0,4 g de una determinada sustancia en 10 g de agua, la temperatura de cristalización de la solución es de –1,24 0 С. Determine la masa molar del soluto.

942. Calcule la fracción de masa de azúcar С 12 Н 22 О 11 en la solución, cuyo punto de ebullición es 100, 13 0 С.

943. Calcule la temperatura de cristalización de una solución al 25% (en peso) de glicerol C 3 H 8 O 3 en agua.

944. La temperatura de cristalización del benceno es С 6 Н 6 5.5 0 С, la constante crioscópica es 5.12. Calcule la masa molar del nitrobenceno si una solución que contiene 6.15 g de nitrobenceno en 400 g de benceno cristaliza a 4.86 ° C.

945. Una solución de glicerina C 3 H 8 O 3 en agua muestra un aumento en el punto de ebullición en 0.5 0 С. Calcula la temperatura de cristalización de esta solución.

946. Calcule la fracción de masa de urea CO (NH 2) 2 en una solución acuosa, cuya temperatura de cristalización es –5 0 С.

947. ¿Cuánta agua deben disolverse 300 g de benceno С 6 Н 6 para obtener una solución con una temperatura de cristalización de –20 0 С?

948. Calcule el punto de ebullición de una solución al 15% (en peso) de glicerina C 3 H 8 O 3 en acetona, si el punto de ebullición de la acetona es 56,1 0 C y la constante ebulioscópica es 1,73.

949. Calcule la presión osmótica de la solución a 17 0 C si 1 litro contiene 18,4 g de glicerol C 3 H 5 (OH) 3.

950. 1 ml de solución contiene 10 15 moléculas de soluto. Calcule la presión osmótica de la solución a 0 0 C. ¿Qué volumen contiene 1 mol de soluto?

951. ¿Cuántas moléculas de una sustancia disuelta hay en 1 ml de una solución, cuya presión osmótica a 54 0 С es igual a 6065 Pa?

952. Calcule la presión osmótica de una solución de sacarosa al 25% (en peso) C 12 H 22 O 11 a 15 0 C (ρ = 1,105 g / ml).

953. ¿A qué temperatura la presión osmótica de una solución que contiene 45 g de glucosa C 6 H 12 O 6 en 1 litro de agua alcanzará 607,8 kPa?

954. Calcule la presión osmótica de una solución de azúcar 0,25 M C 12 H 22 O 11 a 38 0 С.

955. ¿A qué temperatura la presión osmótica de una solución que contiene 60 g de glucosa С 6 Н 12 О 6 en 1 litro alcanzará 3 atm?

956. La presión osmótica de la solución, cuyo volumen es de 5 litros, a 27 0 С es igual a 1,2 ∙ 10 5 Pa. ¿Cuál es la concentración molar de esta solución?

957. Cuántos gramos de alcohol etílico C 2 H 5 OH deben contener 1 litro de solución para que su presión osmótica sea la misma que la de una solución que contenga 4,5 g de formaldehído CH 2 O en 1 litro a la misma temperatura.

958. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico С 2 Н 5 ОН deben disolverse en 500 ml de agua para que la presión osmótica de esta solución a 20 0 С sea igual a 4.052 ∙ 10 5 Pa?

959.200 ml de solución contienen 1 g de un soluto y a 20 0 С tienen una presión osmótica de 0,43 ∙ 10 5 Pa. Determine la masa molar del soluto.

960. Determine la masa molar de un soluto si una solución que contiene 6 g de una sustancia en 0.5 la 17 0 С tiene una presión osmótica de 4.82 ∙ 10 5 Pa.

961. ¿Cuántos gramos de glucosa C 6 H 12 O 6 debe contener 1 litro de solución para que su presión osmótica sea la misma que una solución que contiene 34.2 g de azúcar C 12 H 22 O 11 en 1 litro a la misma temperatura?

962.400 ml de solución contienen 2 g de un soluto a 27 0 C. La presión osmótica de la solución es 1.216 ∙ 10 5 Pa. Determine la masa molar del soluto.

963. Una solución de azúcar C 12 H 22 O 11 a 0 0 C tiene una presión osmótica de 7.1 ∙ 10 5 Pa. ¿Cuántos gramos de azúcar hay en 250 ml de tal solución?

964. Se contienen 2,45 g de urea en 7 litros de solución. La presión osmótica de la solución a 0 ° C es 1.317 ∙ 10 5 Pa. Calcula la masa molar de urea.

965. Determine la presión osmótica de la solución, 1 litro de la cual contiene 3.01 ∙ 10 23 moléculas a 0 0 С.

966. Las soluciones acuosas de fenol C 6 H 5 OH y glucosa C 6 H 12 O 6 contienen masas iguales de solutos en 1 litro. ¿En cuál de las soluciones es mayor la presión osmótica a la misma temperatura? ¿Cuantas veces?

967. Una solución que contiene 3 g de no electrolito en 250 ml de agua se congela a una temperatura de - 0.348 0 С. Calcule la masa molar del no electrolito.

968. Una solución que contiene 7,4 g de glucosa C 6 H 12 O 6 en 1 litro a una temperatura de 27 0 C tiene la misma presión osmótica que una solución de urea CO (NH 2) 2. ¿Cuántos g de urea hay en 500 ml de solución?

969. La presión osmótica de la solución, en 1 litro de la cual contiene 4,65 g de anilina C 6 H 5 NH 2, a una temperatura de 21 0 C es igual a 122,2 kPa. Calcula la masa molar de la anilina.

970. Calcule la presión osmótica a una temperatura de 20 0 C 4% de solución de azúcar C 12 H 22 O 11, cuya densidad es 1.014 g / ml.

971. Determine la presión osmótica de una solución que contiene 90.08 g de glucosa С 6 Н 12 О 6 en 4 litros a una temperatura de 27 0 С.

972. Una solución, con un volumen de 4 litros, contiene 36,8 g de glicerina (C 3 H 8 O 3) a una temperatura de 0 ° C. ¿Cuál es la presión osmótica de esta solución?

973. A 0 0 C, la presión osmótica de una solución de sacarosa C 12 H 22 O 11 es 3,55 ∙ 10 5 Pa. ¿Qué masa de sacarosa contiene 1 litro de solución?

974. Determine el valor de la solución osmótica, en 1 litro del cual de Se obtendrán 0,4 moles de no electrolito a una temperatura de 17 0 C.

975. ¿Cuál es la presión osmótica de una solución que contiene 6.2 g de anilina (C 6 H 5 NH 2) en 2.5 litros de solución a una temperatura de 21 0 С.

976. A 0 0 C, la presión osmótica de una solución de sacarosa C 12 H 22 O 11 es 3,55 ∙ 10 5 Pa. ¿Qué masa de sacarosa contiene 1 litro de solución?

977. ¿A qué temperatura se congelará una solución acuosa de alcohol etílico si la fracción de masa de C 2 H 5 OH es igual al 25%?

978. Una solución que contiene 0.162 g de azufre en 20 g de benceno hierve a una temperatura de 0.081 0 C más alta que el benceno puro. Calcule el peso molecular del azufre en la solución. ¿Cuántos átomos hay en una molécula de azufre?

979. A 100 ml de solución acuosa 0,5 mol / l de sacarosa С 12 Н 22 О 11 se añadieron 300 ml de agua. ¿Cuál es la presión osmótica de la solución resultante a 25 ° C?

980. Determine los puntos de ebullición y congelación de una solución que contiene 1 g de nitrobenceno C 6 H 5 NO 2 en 10 g de benceno. Las constantes ebuloscópicas y crioscópicas del benceno son 2,57 y 5,1 K kg / mol, respectivamente. El punto de ebullición del benceno puro es 80,2 0 С, el punto de congelación es -5,4 0 С.

981. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución no electrolítica que contiene 3.01 ∙ 10 23 moléculas en un litro de agua?

982. Las soluciones de alcanfor que pesan 0,522 g en 17 g de éter hierven a una temperatura de 0,461 0 С más alta que el éter puro. Constante de éter ebulloscópico 2,16 K ∙ kg / mol. Determina el peso molecular del alcanfor.

983. El punto de ebullición de una solución acuosa de sacarosa es 101.4 0 С. Calcule la concentración molal y la fracción de masa de sacarosa en la solución. ¿A qué temperatura se congela esta solución?

984. El peso molecular del no electrolito es 123,11 g / mol. ¿Qué masa de no electrolito debe contener 1 litro de solución para que la solución a 20 0 C tenga una presión osmótica de 4.56 ∙ 10 5 Pa?

985. Al disolver 13.0 no electrolitos en 400 g de éter dietílico (C 2 H 5) 2 O, el punto de ebullición aumentó en 0.453 K. Determine el peso molecular del soluto.

986. Determine el punto de ebullición de una solución acuosa de glucosa si la fracción de masa de C 6 H 12 O 6 es 20% (para agua Ke = 0.516 K ∙ kg / mol).

987. Una solución que consta de 9.2 g de yodo y 100 g de alcohol metílico (CH 3 OH) hierve a 65.0 0 С. ¿Cuántos átomos están incluidos en la molécula de yodo en un estado disuelto? El punto de ebullición del alcohol es 64,7 0 С, y su constante ebulloscópica Ke = 0,84.

988. ¿Cuántos gramos de sacarosa С 12 Н 22 О 11 deben disolverse en 100 g de agua para: a) bajar la temperatura de cristalización en 1 0 С; b) ¿aumentar el punto de ebullición en 1 0 С?

989. Se disuelven 2,09 de alguna sustancia en 60 g de benceno. La solución cristaliza a 4,25 0 С. Establezca el peso molecular de la sustancia. El benceno puro cristaliza a 5,5 ° C. La constante crioscópica del benceno es 5,12 K ∙ kg / mol.

990. A 20 ° C, la presión osmótica de la solución, 100 ml de los cuales contienen 6,33 g de la materia colorante de la sangre, hematina, es igual a 243,4 kPa. Determine el peso molecular de la hematina.

991. Una solución que consta de 9.2 g de glicerol C 3 H 5 (OH) 3 y 400 g de acetona hierve a 56.38 0 С. La acetona pura hierve a 56.0 0 С. Calcule la constante ebullioscópica de acetona.

992. La presión de vapor del agua a 30 0 С es 4245,2 Pa. ¿Qué masa de azúcar C 12 H 22 O 11 debe disolverse en 800 g de agua para obtener una solución, cuya presión de vapor es 33.3 Pa menor que la presión de vapor del agua? Calcula la fracción de masa (%) de azúcar en la solución.

993. La presión de vapor del éter a 30 0 С es igual a 8,64 ∙ 10 4 Pa. ¿Qué cantidad de no electrolito debe disolverse en 50 moles de éter para reducir la presión de vapor a una temperatura dada en 2666 Pa?

994. La disminución de la presión de vapor sobre una solución que contiene 0,4 moles de anilina en 3,04 kg de disulfuro de carbono a una determinada temperatura es igual a 1003,7 Pa. La presión de vapor del disulfuro de carbono a la misma temperatura es 1.0133 ∙ 10 5 Pa. Calcule el peso molecular del disulfuro de carbono.

995. A cierta temperatura, la presión de vapor sobre una solución que contiene 62 g de fenol C 6 H 5 O en 60 mol de éter es 0.507 ∙ 10 5 Pa. Encuentre la presión de vapor del éter a esta temperatura.

996. La presión de vapor del agua a 50 0 С es igual a 12334 Pa. Calcule la presión de vapor de una solución que contiene 50 g de etilenglicol C 2 H 4 (OH) 2 en 900 g de agua.

997. La presión del vapor de agua a 65 0 С es igual a 25003 Pa. Determine la presión del vapor de agua sobre una solución que contiene 34.2 g de azúcar C 12 H 22 O 12 en 90 g de agua a la misma temperatura.

998. La presión de vapor del agua a 10 0 С es 1227,8 Pa. ¿En qué volumen de agua deben disolverse 16 g de alcohol metílico para obtener una solución cuya presión de vapor es de 1200 Pa a la misma temperatura? Calcule la fracción de masa de alcohol en la solución (%).

999. ¿A qué temperatura cristalizará la solución acuosa, en la que la fracción másica de alcohol metílico es del 45%?

1000. Una solución de agua-alcohol que contiene 15% de alcohol cristaliza a - 10.26 0 С. Determine la masa molar del alcohol.

2.10.1. Cálculo de las masas relativas y absolutas de átomos y moléculas.

Las masas relativas de átomos y moléculas se determinan usando D.I. Los valores de Mendeleev de las masas atómicas. Al mismo tiempo, al realizar cálculos con fines educativos, los valores de las masas atómicas de los elementos generalmente se redondean a números enteros (con la excepción del cloro, cuya masa atómica se supone que es 35,5).

Ejemplo 1. La masa atómica relativa del calcio A r (Ca) = 40; masa atómica relativa del platino А r (Pt) = 195.

La masa relativa de una molécula se calcula como la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que componen una molécula dada, teniendo en cuenta la cantidad de su sustancia.

Ejemplo 2. Masa molar relativa de ácido sulfúrico:

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

Los valores de las masas absolutas de átomos y moléculas se obtienen dividiendo la masa de 1 mol de una sustancia por el número de Avogadro.

Ejemplo 3. Determine la masa de un átomo de calcio.

Decisión. La masa atómica del calcio es Ar (Ca) = 40 g / mol. La masa de un átomo de calcio será igual a:

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

Ejemplo 4. Determine la masa de una molécula de ácido sulfúrico.

Decisión. La masa molar del ácido sulfúrico es M r (H 2 SO 4) = 98. La masa de una molécula m (H 2 SO 4) es:

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

2.10.2. Cálculo de la cantidad de sustancia y cálculo del número de partículas atómicas y moleculares a partir de los valores conocidos de masa y volumen.

La cantidad de una sustancia se determina dividiendo su masa, expresada en gramos, por su masa atómica (molar). La cantidad de una sustancia en estado gaseoso en condiciones normales se calcula dividiendo su volumen por el volumen de 1 mol de gas (22,4 litros).

Ejemplo 5. Determine la cantidad de sodio n (Na) en 57,5 ​​g de sodio metálico.

Decisión. La masa atómica relativa del sodio es Ar (Na) = 23. Encontramos la cantidad de sustancia dividiendo la masa de sodio metálico por su masa atómica:

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

Ejemplo 6. Determine la cantidad de sustancia nitrogenada, si su volumen en condiciones normales. es de 5,6 litros.

Decisión. La cantidad de sustancia nitrogenada n (N 2) encontramos dividiendo su volumen por el volumen de 1 mol de gas (22,4 l):

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

El número de átomos y moléculas en una sustancia se determina multiplicando la cantidad de sustancia de átomos y moléculas por el número de Avogadro.

Ejemplo 7. Determine el número de moléculas contenidas en 1 kg de agua.

Decisión. Encontramos la cantidad de sustancia acuosa dividiendo su masa (1000 g) por su masa molar (18 g / mol):

n (H2O) = 1000: 18 = 55,5 mol.

El número de moléculas en 1000 g de agua será:

N (H 2 O) = 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .

Ejemplo 8. Determine la cantidad de átomos contenidos en 1 litro (NU) de oxígeno.

Decisión. La cantidad de sustancia oxigenada, cuyo volumen en condiciones normales es de 1 litro, es igual a:

n (O 2) = 1: 22,4 = 4,46 · 10 -2 mol.

El número de moléculas de oxígeno en 1 litro (n.a.) será:

N (O 2) = 4,46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .

Cabe señalar que 26,9 · 10 22 moléculas estarán contenidas en 1 litro de cualquier gas en condiciones normales. Dado que la molécula de oxígeno es diatómica, el número de átomos de oxígeno en 1 litro será 2 veces mayor, es decir, 5.38 · 10 22 .

2.10.3. Cálculo de la masa molar media de la mezcla de gases y la fracción de volumen.
los gases que contiene

La masa molar media de una mezcla de gases se calcula sobre la base de las masas molares de los gases que constituyen esta mezcla y sus fracciones de volumen.

Ejemplo 9. Suponiendo que el contenido (en porcentaje en volumen) de nitrógeno, oxígeno y argón en el aire, respectivamente, es 78, 21 y 1, calcule la masa molar promedio del aire.

Decisión.

M aire = 0,78 · Señor (N 2) +0,21 · Señor (O 2) +0.01 · M r (Ar) = 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96

O alrededor de 29 g / mol.

Ejemplo 10. La mezcla de gases contiene 12 l de NH 3, 5 l de N 2 y 3 l de H 2, medidos en condiciones normales. Calcule la fracción de volumen de gases en esta mezcla y su masa molar promedio.

Decisión. El volumen total de la mezcla de gases es V = 12 + 5 + 3 = 20 litros. Las fracciones de volumen de j gases serán iguales:

φ (NH3) = 12:20 = 0,6; φ (N2) = 5:20 = 0,25; φ (H2) = 3:20 = 0,15.

La masa molar media se calcula sobre la base de las fracciones en volumen de los gases que constituyen esta mezcla y sus pesos moleculares:

M = 0,6 · M (NH 3) +0,25 · M (N 2) +0,15 · M (H 2) = 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.

2.10.4. Cálculo de la fracción de masa de un elemento químico en un compuesto químico.

La fracción de masa ω de un elemento químico se define como la relación entre la masa de un átomo de un elemento X dado contenido en una masa dada de una sustancia y la masa de esta sustancia m. La fracción de masa es una cantidad adimensional. Se expresa en fracciones de uno:

ω (X) = m (X) / m (0<ω< 1);

o porcentaje

ω (X),% = 100 m (X) / m (0%<ω<100%),

donde ω (X) es la fracción de masa de un elemento químico X; m (X) es la masa de un elemento químico X; m es la masa de la sustancia.

Ejemplo 11. Calcule la fracción de masa de manganeso en óxido de manganeso (VII).

Decisión. Las masas molares de las sustancias son: M (Mn) = 55 g / mol, M (O) = 16 g / mol, M (Mn 2 O 7) = 2M (Mn) + 7M (O) = 222 g / mol . Por tanto, la masa de Mn 2 O 7 con la cantidad de sustancia 1 mol es:

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

De la fórmula Mn 2 O 7 se deduce que la cantidad de sustancia de los átomos de manganeso es el doble de la cantidad de sustancia de óxido de manganeso (VII). Medio,

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

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

Por lo tanto, la fracción de masa de manganeso en óxido de manganeso (VII) es igual a:

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

2.10.5. Establecer la fórmula de un compuesto químico por su composición elemental

La fórmula química más simple de una sustancia se determina sobre la base de los valores conocidos de las fracciones de masa de los elementos que la componen.

Supongamos que hay una muestra de una sustancia Na x P y O z con una masa de mo g. Consideremos cómo se determina su fórmula química, si las cantidades de materia de los átomos de los elementos, sus masas o fracciones de masa en una masa conocida de una sustancia se conocen. La fórmula de una sustancia está determinada por la relación:

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

Esta relación no cambia si cada uno de sus miembros se divide por el número de Avogadro:

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

Por tanto, para encontrar la fórmula de una sustancia, es necesario conocer la relación entre las cantidades de sustancias de átomos en la misma masa de una sustancia:

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

Si dividimos cada término de la última ecuación por la masa de la muestra m o, obtenemos una expresión que nos permite determinar la composición de la sustancia:

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

Ejemplo 12. La sustancia contiene 85,71 masas. % de carbono y 14,29 en peso. % de hidrógeno. Su masa molar es de 28 g / mol. Determine las fórmulas químicas más simples y verdaderas para esta sustancia.

Decisión. La relación entre el número de átomos en una molécula C x H y se determina dividiendo las fracciones de masa de cada elemento por su masa atómica:

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

Por tanto, la fórmula más simple para una sustancia es CH 2. La fórmula más simple de una sustancia no siempre coincide con su verdadera fórmula. En este caso, la fórmula CH 2 no corresponde a la valencia del átomo de hidrógeno. Para encontrar la verdadera fórmula química, necesita conocer la masa molar de una sustancia determinada. En este ejemplo, la masa molar de la sustancia es 28 g / mol. Dividiendo 28 por 14 (la suma de las masas atómicas correspondientes a la unidad de fórmula CH 2), obtenemos la verdadera relación entre el número de átomos en una molécula:

Obtenemos la verdadera fórmula de la sustancia: C 2 H 4 - etileno.

En lugar de la masa molar de las sustancias y vapores gaseosos, el enunciado del problema puede indicar la densidad de cualquier gas o aire.

En el caso considerado, la densidad del aire del gas es 0,9655. Con base en este valor, se puede encontrar la masa molar del gas:

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

En esta expresión, M es la masa molar del gas C x H y, M aire es la masa molar promedio del aire, D aire es la densidad del gas C x H y en el aire. La masa molar resultante se utiliza para determinar la verdadera fórmula de una sustancia.

Es posible que el enunciado del problema no indique la fracción de masa de uno de los elementos. Se encuentra restando de uno (100%) las fracciones de masa de todos los demás elementos.

Ejemplo 13. El compuesto orgánico contiene 38,71 masas. % de carbono, 51,61 en peso. % de oxígeno y 9,68 en peso. % de hidrógeno. Determine la verdadera fórmula de esta sustancia si su densidad de vapor de oxígeno es 1.9375.

Decisión. Calculamos la relación entre el número de átomos en la molécula 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 masa molar M de una sustancia es igual a:

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

La fórmula más simple de la sustancia es CH 3 O. La suma de las masas atómicas para esta unidad de fórmula será 12 + 3 + 16 = 31. Dividimos 62 entre 31 y obtenemos la verdadera relación entre el número de átomos en una molécula:

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

Por tanto, la verdadera fórmula de la sustancia es C 2 H 6 O 2. Esta fórmula corresponde a la composición de alcohol dihídrico - etilenglicol: CH 2 (OH) -CH 2 (OH).

2.10.6. Determinación de la masa molar de una sustancia.

La masa molar de una sustancia se puede determinar sobre la base de la densidad de su vapor en un gas con un valor conocido de masa molar.

Ejemplo 14. La densidad de vapor de algún compuesto orgánico para el oxígeno es 1.8125. Determine la masa molar de este compuesto.

Decisión. La masa molar de la sustancia desconocida M x es igual al producto de la densidad relativa de esta sustancia D por la masa molar de la sustancia M, según la cual se determina el valor de la densidad relativa:

M x = D · M = 1.8125 · 32 = 58,0.

Las sustancias con el valor encontrado de la masa molar pueden ser acetona, aldehído propiónico y alcohol alílico.

La masa molar de un gas se puede calcular utilizando el volumen molar estándar.

Ejemplo 15. Masa de 5,6 litros de gas en estándar. es 5.046 G. Calcule la masa molar de este gas.

Decisión. El volumen molar de gas en condiciones normales es de 22,4 litros. Por lo tanto, la masa molar del gas objetivo es

M = 5.046 · 22,4/5,6 = 20,18.

El gas objetivo es neón Ne.

La ecuación de Clapeyron-Mendeleev se utiliza para calcular la masa molar de un gas cuyo volumen se da en condiciones distintas a las normales.

Ejemplo 16. A una temperatura de 40 ° C aproximadamente y una presión de 200 kPa, la masa de 3.0 litros de gas es 6.0 g. Determine la masa molar de este gas.

Decisión. Sustituyendo los valores conocidos en la ecuación de Clapeyron-Mendeleev, obtenemos:

M = mRT / PV = 6,0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.

El gas en cuestión es acetileno C 2 H 2.

Ejemplo 17. Durante la combustión de 5,6 l (NU) de hidrocarburo, se obtuvieron 44,0 g de dióxido de carbono y 22,5 g de agua. La densidad relativa de oxígeno del hidrocarburo es 1.8125. Determine la verdadera fórmula química del hidrocarburo.

Decisión. La ecuación de reacción para la combustión de un hidrocarburo se puede representar de la siguiente manera:

C x H y + 0.5 (2x + 0.5y) O 2 = x CO 2 + 0.5y H 2 O.

La cantidad de hidrocarburo es 5,6: 22,4 = 0,25 mol. Como resultado de la reacción, se forman 1 mol de dióxido de carbono y 1,25 mol de agua, que contiene 2,5 mol de átomos de hidrógeno. Cuando se quema un hidrocarburo con una cantidad de 1 mol, se obtienen 4 mol de dióxido de carbono y 5 mol de agua. Por tanto, 1 mol de hidrocarburo contiene 4 moles de átomos de carbono y 10 moles de átomos de hidrógeno, es decir, fórmula química del hidrocarburo C 4 H 10. La masa molar de este hidrocarburo es M = 4 · 12 + 10 = 58. Su densidad relativa para el oxígeno D = 58: 32 = 1.8125 corresponde al valor dado en el enunciado del problema, que confirma la exactitud de la fórmula química encontrada.