Résoudre des problèmes de calcul pour trouver la formule moléculaire d'une substance. Comment déterminer la formule moléculaire d'un composé organique

Théorie de la tâche 35 de l'examen d'État unifié de chimie

Trouver la formule moléculaire d'une substance

Trouver la formule chimique d'une substance à partir des fractions massiques des éléments

La fraction massique d'un élément est le rapport de sa masse à la masse totale de la substance dans laquelle il est inclus :

$W=(m(éléments))/(m(éléments))$

La fraction massique d'un élément ($W$) est exprimée en fractions d'unité ou en pourcentage.

Problème 1. La composition élémentaire de la substance est la suivante : la fraction massique de fer est de 72,41 %$, la fraction massique d'oxygène est de 27,59 %$. Dérivez la formule chimique.

Donné:

$W(Fe)=72,41%=0,7241$

$W(O)=27,59%=0,2759$

Solution:

1. Pour les calculs, choisissez la masse de l'oxyde $m$(oxyde)$=100$ g Alors les masses de fer et d'oxygène seront les suivantes :

$m(Fe)=m_(oxyde)·W(Fe); m(Fe)=100·0,7241=72,41$g.

$m(O)=m_(oxyde)·W(O); m(O)=100·0,2759=27,59$ g.

2. Les quantités de substances ferreuses et oxygénées sont respectivement égales :

$ν(Fe)=(m(Fe))/(M(Fe));ν(Fe)=(72,41)/(56)=1,29.$

$ν(O)=(m(O))/(M(O));ν(O)=(27,59)/(16)=1,72.$

3. Trouvez le rapport entre la quantité de fer et de substances oxygénées :

$ν(Fe) : ν(O)=1,29 : 1,72.$

Nous prenons le plus petit nombre comme 1 $ (1,29 = 1)$ et trouvons :

$Fe : O=1 : 1,33$.

4. Puisque la formule doit contenir un nombre entier d'atomes, on réduit ce rapport à des nombres entiers :

$Fe : O=1 : 1,33=2 : 2,66=3·3,99=3 : 4$.

5. Remplacez les nombres trouvés et obtenez la formule d'oxyde :

$Fe : O=3 : 4$, c'est-à-dire que la formule de la substance est $Fe_3O_4$.

Réponse : $Fe_3O_4$.

Trouver la formule chimique d'une substance à partir des fractions massiques des éléments, si la densité ou la densité relative d'une substance donnée à l'état gazeux est indiquée

Problème 2. La fraction massique de carbone dans un hydrocarbure est de 80 %$. La densité relative de l'hydrocarbure par rapport à l'hydrogène est de 15$.

Donné:

Solution:

1. Notons la formule de la substance par $C_(x)H_(y)$.

2. Trouvez le nombre de moles d'atomes de carbone et d'hydrogène dans 100$ g de ce composé :

$x=n(C); y=ν(H).$

$ν(C)=(m(C))/(M(C))=(80)/(12)=6,6;ν(H)=(m(H))/(M(H))=( 20)/(1)=20.$

1 façon.

3. Relation entre les atomes :

$x : y=6,6 : 20=1 : 3$, ou $2 : 6$.

La formule la plus simple de la substance est $CH_3$.

4. Déterminez le poids moléculaire d'un hydrocarbure par la densité relative de ses vapeurs.

$M_r$(substances)$=2D(H_2)=32D(O_2)=29D$(air).

$M_x=2D(H_2)=2·15=30$ g/mol.

5. Calculez le poids moléculaire relatif de l'hydrocarbure en utilisant la formule la plus simple :

$M_r(CH_3)=A_r(C)+3A_r(H)=12+3=15$.

6. Les valeurs de $M_x$ et $M_r$ ne coïncident pas, $M_r=(1)/(2)M_x$, donc la formule des hydrocarbures est $C_2H_6$.

Vérifions : $M_r(C_2H_6)=2A_r(C)+6A_r(H)=2·12+6·1=30$.

Répondre: La formule moléculaire de l'hydrocarbure $C_2H_6$ est l'éthane.

Méthode 2.

3. Relation entre les atomes :

$(x)/(y)=(6,6)/(20);(x)/(y)=(1)/(3,03);y=3,03x.$

5. La masse molaire peut être représentée comme suit :

$M_r(C_xH_y)=A_r(C)_x+A_r(H)_y; M_r(C_xH_y)=12x+y$ ou $30=12x+1y$.

6. On résout un système de deux équations à deux inconnues :

$\(\table\ y=3,03x; \12x+y=30;$ $12x+3,03x=30;x=2;y=6.$

Répondre: la formule $C_2H_6$ est l'éthane.

Trouver la formule chimique d'une substance sur la base de données sur la substance de départ et ses produits de combustion (en utilisant l'équation d'une réaction chimique)

Problème 3. Trouver la formule moléculaire d'un hydrocarbure de densité 1,97$ g/l, si la combustion de 4,4$ g/l de celui-ci dans l'oxygène produit 6,72$ l de monoxyde de carbone (IV) (n.s.) et 7,2$ g d'eau .

Donné:

$m(C_xH_y)=4,4$g

$ρ(C_xH_y)=1,97$ g/l

$V(CO_2)=6,72$l

$m(H_2O)=7,2$g

Solution:

1. Écrivons un diagramme de l'équation de la combustion des hydrocarbures

$(C_xH_y)↖(4,4g)+O_2→(CO_2)↖(6,72l)+(H_2O)↖(7,2g)$

2. Calculez la masse molaire $C_xH_y·M=ρ·V_m$,

$M=1,97$ g/l$·22,4$ l/mol$=44$ g/mol.

Poids moléculaire relatif $M_r=44$.

3. Déterminez la quantité de substance :

$ν(C_xH_y)=(m)/(M)$ ou $ν(C_xH_y)=(4.4)/(44)=0.1$ mol.

4. En utilisant la valeur du volume molaire, on trouve :

$ν(CO_2)=(m)/(M)$ ou $ν(H_2O)=(7.2)/(18)=0.4$ mol.

6. Donc : $ν(C_xH_y) : ν(CO_2) : νH_2O=0.1$ mol $ : 0.3$ mol $ : 0.4$ mol ou $1 : 3 : 4$, ce qui doit correspondre aux coefficients de l'équation et vous permet pour déterminer le nombre d'atomes de carbone et d'hydrogène :

$C_xH_y+O_2→3CO+4H_2O$.

La forme finale de l'équation est :

$C_3H_8+5O_2→3CO_2+4H_2O$.

Répondre: formule d'hydrocarbure $C_3H_8$ - propane.

Dans certains problèmes, la composition élémentaire de la substance recherchée n’est pas évidente d’après le texte de la condition. Il s'agit le plus souvent de réactions de combustion de substances organiques. L'incertitude relative à la composition est généralement associée à la possibilité de présence d'oxygène dans les matériaux brûlés. Dans la première étape de la résolution de tels problèmes, il est nécessaire d’identifier par calcul la composition élémentaire de la substance souhaitée.

Problème 2.11.
En brûlant 1,74 g d'un composé organique, 5,58 g d'un mélange de CO 2 et de H 2 O ont été obtenus. Les quantités de substances CO 2 et H 2 O dans ce mélange se sont avérées égales. Déterminez la formule moléculaire d'un composé organique si la densité relative de sa vapeur par rapport à l'oxygène est de 1,8125.
Donné:
masse de composé organique : m org v.va = 1,74 g ;
masse totale des produits de la solution : m(CO 2) + m(H 2 O) = 5,58 g ;
rapport des quantités de substances dans les produits de la solution : n(CO2) = n(H 2 O);
densité de vapeur relative de la substance de départ par rapport à l'oxygène : D(O 2) = 1,8125.
Trouver: formule moléculaire du composé brûlé.
Solution:
Étape 1. La classe du composé organique brûlé n'est pas indiquée, la composition élémentaire ne peut donc être jugée que par les produits de réaction. Le carbone et l'hydrogène étaient clairement inclus dans la composition de la substance brûlée, puisque ces éléments sont présents dans les produits de combustion et que seul l'oxygène de l'air a participé à la réaction. De plus, tout le carbone et tout l'hydrogène ont été complètement transférés de la substance d'origine au CO 2 et au H 2 O. Peut-être que la composition du composé souhaité comprenait également de l'oxygène.
La situation de présence ou d'absence d'oxygène peut être clarifiée à l'aide des données des conditions problématiques. Nous connaissons la masse du composé organique brûlé et les données quantitatives,
liés aux produits. Évidemment, si la masse totale de carbone du CO 2 et d'hydrogène de H 2 O s'avère être égale à la masse de la matière organique d'origine, alors il n'y avait pas d'oxygène dans sa composition. Sinon, si

m[(C)(en CO 2)] + m[(H)(en H 2 O)] > m org. en va

l'oxygène faisait partie de la substance originale, et sa masse sera déterminée par la différence :

m org. in-va – m(C)(en CO 2) – m(H)(en H 2 O) = m(O)(en in-ve original).

Déterminons la masse de carbone et d'hydrogène dans les produits de réaction et comparons-la avec la masse de la substance de départ.
1. La condition contient des informations sur la masse totale des produits de réaction et, par conséquent, nous devons tout d'abord identifier les masses de chacun des produits séparément. Pour ce faire, notons la quantité de substance du dioxyde de carbone formé par la valeur « UN" Ensuite, selon la condition :

n(CO 2) = n(H 2 O) = une mol.

En utilisant la valeur « a » connue, on trouve la masse de CO 2 et H 2 O :

m(CO2) = M(CO2). n(CO 2) = (44. a) g,
m(H 2 O) = M(H 2 O). n(H 2 O) = (18. a) g.

Nous résumons les expressions résultantes et les assimilons à la valeur de la masse totale des produits de réaction de la condition :

(44 . UN) + (18 . UN) = 5,58.

Nous avons obtenu une équation mathématique à une inconnue. En le résolvant, on trouve la valeur de la quantité inconnue : UN = 0,09.

Avec cette valeur, nous avons indiqué la quantité de substance de chaque produit :

n(CO2) = n(H 2 O) = 0,09 mol.

2. Déterminons la masse de carbone dans le CO2 à l’aide de l’algorithme :

n(СO 2) ---> n(С) (en CO 2) ---> m(С) (en CO 2)
n(C)(en CO2) = n(CO2) = 0,09 mol (selon les indices de la formule).
m(C)(en CO 2) = n(C)(en CO 2). M(C) = 0,09. 12 = 1,08 g = m(C) (sous forme originale)

3. Déterminons la masse d’hydrogène dans l’eau obtenue à l’aide de l’algorithme :

n(H 2 O) ---> n(H)(dans H 2 O) ---> m(H)(dans H 2 O)
n(H) (dans H 2 O) > n(H 2 O) 2 fois (selon les indices de la formule)
n(H)(dans H 2 O) = 2. n(H 2 O) = 2. 0,09 = 0,18 mole
m(H)(dans H2O) = n(H)(dans H2O) . M(H) = 0,18. 1 = 0,18 g = m(N) (sous forme originale)

4. Comparez la masse totale de carbone et d'hydrogène avec la masse de la substance de départ :

m(C)(en CO2) + m(H)(en H2O) = 1,08 + 0,18 = 1,26 g ;
m org. en-va = 1,74 g.
m(C)(dans CO 2) + m(H)(dans H 2 O) > m org. v.v-a,

par conséquent, l'oxygène entre dans la composition de la substance d'origine.

m(O)(dans l'original) = m org. in-va – m(C)(en CO 2) – m(H)(en H 2 O) = 1,74 -1,26 = 0,48 g.

5. Ainsi, la substance de départ contient : du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène.
Les autres actions ne seront pas différentes des exemples de tâches discutées précédemment. Notons la substance souhaitée par C x H y O z.

Étape 2. Faisons un schéma de la réaction de combustion :

C x N y O z . + O 2 ---> CO 2 + H 2 O

Étape 3. Déterminons le rapport des quantités de substance ( n) du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène dans l'échantillon original de matière organique. Dans un premier temps, nous avons déjà déterminé la quantité de substances carbonées et hydrogènes.
Quantités de substance ( n) d'oxygène, nous trouverons à partir des données sur sa masse :

Étape 4. On retrouve la formule la plus simple :

N(C) : N(H) : N(O) = 0,09 : 0,18 : 0,03

Nous sélectionnons la plus petite valeur (dans ce cas « 0,03 ») et divisons les trois nombres par celle-ci :

Nous avons un ensemble de plus petits entiers :

N(C) : N(H) : N(O) = 3 : 6:1

Cela permet d'écrire la formule la plus simple : C 3 H 6 O 1

Étape 5. Révéler la vraie formule.
Sur la base des données sur la densité de vapeur relative de la substance souhaitée par rapport à l'oxygène, nous déterminons la vraie masse molaire :

M vrai = D(O2) . M(O2) = 1,8125. 32 = 58 g/mole.

Déterminons la valeur de la masse molaire pour la formule la plus simple :

M est simple. = 3,12 + 6. 1 +1 . 16 = 58 g/mole.

M est simple. = M vrai. par conséquent, la formule la plus simple est vraie.

C 3 H 6 O est la formule moléculaire de la substance brûlée.

Répondre: C3H6O.

Si nous connaissons la formule chimique d'une substance, il suffit alors de simplement calculer les masses relatives de chaque élément qu'elle contient.

Apparemment, on peut distinguer deux principaux types de problèmes de calcul basés sur des formulaires. St substances chimiques. Premièrement, connaissant les masses atomiques de chaque élément, vous pouvez calculer leur masse totale par mole de substance et déterminer le pourcentage de chaque élément. Deuxièmement, vous pouvez résoudre le problème inverse : trouver la formule chimique en fonction d'un pourcentage donné d'éléments dans une substance (sur la base des données d'analyse chimique)

Regardons quelques exemples.

Exemple 1. Calculez les fractions massiques en pourcentage de chaque élément dans l'acide phosphorique.
Solution. Connaissant les masses atomiques relatives de chaque élément, on calcule leur somme pour H 3 PO 4 :

M r (N 3 P0 4) = 3A r (N) + A r (P) + 4A r (0) = 3. 1 + 31 + 16 . 4 = 98. Alors, par exemple, la teneur en hydrogène est

Exemple 2. Le fer forme trois oxydes avec l'oxygène. L'un d'eux contient 77,8 % de fer, un autre 70,0 et le troisième 72,4 %. Déterminez les formules des oxydes.

Solution. Écrivons la formule de l'oxyde de fer dans le cas général : F x O y . Trouvons une relation x:y et, conduisant à un rapport entier, on détermine les formules des oxydes.

1. Il a été découvert expérimentalement qu'une certaine substance ayant une masse molaire de 116 g/mol contient 23 ± 2 % d'azote. Il est nécessaire de préciser le pourcentage d'azote.

2. L'analyse chimique d'un composé azote-hydrogène ayant un poids moléculaire relatif de 32 a montré que la fraction massique d'azote dans le composé est de 66 %. Prouver que les résultats de l'analyse sont incorrects.

3. Déterminez la formule d’une substance contenant 1,22 masse. parties de potassium, 1,11 en poids. parties de chlore et 2,00 en poids. parties d'oxygène. Existe-t-il d'autres substances de même composition qualitative ? Que pouvez-vous dire (dans le langage des formules) de leur composition quantitative ?

4. Certains chlorures métalliques contiennent 74,7 % de chlore ; identifier le métal inconnu.

5. Un sel contenant un élément X a le rapport massique d'éléments suivant
X : H : N : O = 12 : 5 : 14 : 48. Quelle est la formule de ce sel ?

6. Au milieu du 19ème siècle. Les valeurs de masse atomique suivantes ont été attribuées à l'uranium : 240 (Mendeleïev), 180 (Armstrong), 120 (Berzelius). Ces valeurs ont été obtenues à partir des résultats d'une analyse chimique du goudron d'uranium (un des oxydes d'uranium), qui a montré qu'il contient 84,8 % d'uranium et 15,2 % d'oxygène. Quelle formule a été attribuée à cet oxyde par Mendeleïev, Armstrong et Berzelius ?

7. Certains alun (hydrates cristallins de composition A 1 + B 3 + (SO 4) 2. 12H 2 O) contiennent 51,76 % d'oxygène et 4,53 % d'hydrogène. Déterminez la formule de l'alun.

8. Le composé contient de l'hydrogène (fraction massique - 6,33%), du carbone (fraction massique - 15,19%), de l'oxygène (fraction massique - 60,76%) et un autre élément dont le nombre d'atomes dans la molécule est égal au nombre de carbone. atomes. Déterminez de quel type de composé il s’agit, à quelle classe il appartient et comment il se comporte lorsqu’il est chauffé.

1. 23 % de l’azote est

La substance ne peut contenir qu'un nombre entier d'atomes d'azote (masse relative 14). Cela signifie que la masse d'azote dans une mole d'une substance doit être un multiple de 14. Ainsi, 116 g d'une substance doivent contenir 14n (g) d'azote (14, 28, 42, 56, etc.). Le nombre le plus proche de 26,7 (multiples de 14) est 28. La fraction massique d'azote dans la substance est égale à

2 . Si l'analyse chimique est effectuée correctement, alors la molécule de ce composé azote-hydrogène doit contenir

Le nombre d'atomes dans une molécule ne peut pas être fractionnaire, l'analyse a donc été effectuée de manière incorrecte.

3. Pour trouver la composition quantitative, nous divisons les parties de masse des éléments en leurs masses atomiques relatives.

c'est-à-dire que la formule de la substance souhaitée est KC1O 4 (perchlorate de potassium).

Les mêmes éléments sont contenus dans l'hypochlorite de potassium KClO, le chlorite de potassium KClO 2, le chlorate de potassium KClO 3.

Titane ou magnésium.

Chimie, partie C. Problème C5. Détermination des formules de substances organiques.

Types de tâches dans la tâche C5.

Déterminer la formule d'une substance par fractions massiques d'éléments chimiques ou par la formule générale d'une substance ;

Détermination de la formule d'une substance à base de produits de combustion ;

Déterminer la formule d'une substance en fonction de ses propriétés chimiques.

Informations théoriques nécessaires.

Fraction massique d'un élément dans une substance. La fraction massique d'un élément est sa teneur dans une substance en pourcentage en masse. Par exemple, une substance de composition C 2 H 4 contient 2 atomes de carbone et 4 atomes d'hydrogène. Si l'on prend 1 molécule d'une telle substance, alors son poids moléculaire sera égal à : Mr(C 2 H 4) = 2 12 + 4 1 = 28 amu. et il contient 2 12 amu. carbone. Pour trouver la fraction massique de carbone dans cette substance, sa masse doit être divisée par la masse de la substance entière : ω(C) = 12 2 / 28 = 0,857 ou 85,7 %. Si une substance a la formule générale C x H y O z, alors les fractions massiques de chacun de ses atomes sont également égales au rapport de leur masse à la masse de la substance entière. La masse x des atomes de C est - 12x, la masse des atomes de H est y, la masse z des atomes d'oxygène est 16z. Alors ω(C) = 12 x / (12x + y + 16z) Si on écrit cette formule sous forme générale, on obtient l'expression suivante :

Formule moléculaire et la plus simple d'une substance. Exemples.

Densité relative du gaz X par rapport au gaz Y - D selon (X). La densité relative D est une valeur qui montre combien de fois le gaz X est plus lourd que le gaz Y. Elle est calculée comme le rapport des masses molaires des gaz X et Y : D par Y (X) = M(X) / M(Y ) Souvent utilisé pour les calculs densités relatives des gaz pour l'hydrogène et l'air. Densité relative du gaz X par l'hydrogène : D par H2 = M (gaz X) / M (H2) = M (gaz X) / 2 L'air est un mélange de gaz, donc seule la masse molaire moyenne peut être calculée pour celui-ci. Sa valeur est estimée à 29 g/mol (sur la base de la composition moyenne approximative). Donc : D par voie aérienne. = M (gaz X) / 29

Densité absolue du gaz dans des conditions normales. La densité absolue d'un gaz est la masse de 1 litre de gaz dans des conditions normales. Habituellement, pour les gaz, elle est mesurée en g/l. ρ = m (gaz) / V (gaz) Si l'on prend 1 mole de gaz, alors : ρ = M / V m, et la masse molaire du gaz peut être trouvée en multipliant la densité par le volume molaire.

Formules générales de substances de différentes classes.

Détermination des formules de substances par les fractions massiques des atomes entrant dans sa composition.

La solution à de tels problèmes se compose de deux parties :

Tout d'abord, on trouve le rapport molaire des atomes dans la substance - il correspond à sa formule la plus simple. Par exemple, pour une substance de composition A x B y, le rapport des quantités des substances A et B correspond au rapport du nombre de leurs atomes dans la molécule : x : y = n(A) : n(B) ;

puis, en utilisant la masse molaire de la substance, sa véritable formule est déterminée.

Exemple 1. Déterminer la formule d'une substance si elle contient 84,21 % de C et 15,79 % de H et a une densité relative dans l'air égale à 3,93.

Solution à l'exemple 1.

Supposons que la masse de la substance soit de 100 g. Alors la masse de C sera égale à 84,21 g et la masse de H sera de 15,79 g.

Trouvons la quantité de substance de chaque atome : ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 mol, ν(H) = 15,79 / 1 = 15,79 mol.

On détermine le rapport molaire des atomes de C et H : C : H = 7,0175 : 15,79 (réduire les deux nombres par le plus petit nombre) = 1 : 2,25 (multiplier par 4) = 4 : 9. Ainsi, la formule la plus simple est C 4 N 9.

En utilisant la densité relative, on calcule la masse molaire : M = D (air) 29 = 114 g/mol. La masse molaire correspondant à la formule la plus simple C 4 H 9 est de 57 g/mol, soit 2 fois inférieure à la vraie masse molaire. Cela signifie que la vraie formule est C 8 H 18.

Il existe une méthode beaucoup plus simple pour résoudre ce problème, mais malheureusement, je n'obtiendrai pas la note maximale. Mais cela convient pour vérifier la vraie formule, c'est-à-dire vous pouvez l'utiliser pour vérifier votre solution. Méthode 2 : Nous trouvons la vraie masse molaire (114 g/mol), puis trouvons les masses des atomes de carbone et d'hydrogène dans cette substance par leurs fractions massiques. m(C) = 114 0,8421 = 96 ; ceux. nombre d'atomes de C 96/12 = 8 m(H) = 114 0,1579 = 18 ; c'est-à-dire le nombre d'atomes H 18/1 = 18. La formule de la substance est C 8 H 18.

Réponse : C 8 H 18.

Exemple 2. Déterminez la formule d’un alcyne ayant une densité de 2,41 g/l dans des conditions normales.

Solution à l'exemple 2. La formule générale d'un alcyne est C n H 2n−2. Comment, étant donné la densité d'un alcyne gazeux, peut-on trouver sa masse molaire ? La densité ρ est la masse de 1 litre de gaz dans des conditions normales. Puisque 1 mole d'une substance occupe un volume de 22,4 litres, il faut savoir combien pèsent 22,4 litres d'un tel gaz : M = (densité ρ) (volume molaire V m) = 2,41 g/l 22,4 l/mol = 54 g/mole. Créons ensuite une équation reliant la masse molaire et n : 14 n − 2 = 54, n = 4. Cela signifie que l'alcyne a la formule C 4 H 6.

Réponse : C 4 H 6.

Exemple 3. Déterminez la formule de l'aldéhyde saturé si l'on sait que 3 10 22 molécules de cet aldéhyde pèsent 4,3 g.

Solution à l'exemple 3. Dans ce problème, le nombre de molécules et la masse correspondante sont donnés. Sur la base de ces données, nous devons retrouver la masse molaire de la substance. Pour ce faire, vous devez vous rappeler combien de molécules sont contenues dans 1 mole d'une substance. C'est le nombre d'Avogadro : N a = 6,02 10 23 (molécules). Cela signifie que nous pouvons trouver la quantité de substance aldéhyde : ν = N / Na = 3 10 22 / 6,02 10 23 = 0,05 mole, et la masse molaire : M = m / n = 4,3 / 0,05 = 86 g/mole. Ensuite, comme dans l'exemple précédent, nous composons une équation et trouvons n. La formule générale de l'aldéhyde saturé est C n H 2n O, c'est-à-dire M = 14n + 16 = 86, n = 5.

Réponse : C 5 H 10 O, pentanal.

Exemple 4. Déterminer la formule d'un dichloroalcane contenant 31,86 % de carbone.

Solution à l'exemple 4. La formule générale d'un dichloroalcane est : C n H 2n Cl 2, il y a 2 atomes de chlore et n atomes de carbone. Alors la fraction massique de carbone est égale à : ω(C) = (nombre d'atomes de C dans la molécule) (masse atomique de C) / (masse moléculaire du dichloroalcane) 0,3186 = n 12 / (14n + 71) n = 3 , la substance est du dichloropropane.

Réponse : C 3 H 6 Cl 2, dichloropropane.

Détermination de formules de substances à base de produits de combustion.

Dans les problèmes de combustion, la quantité de substances élémentaires incluses dans la substance étudiée est déterminée par les volumes et les masses de produits de combustion - dioxyde de carbone, eau, azote et autres. Le reste de la solution est la même que dans le premier type de problème.

Exemple 5. 448 ml (n.s.) d'hydrocarbures non cycliques saturés gazeux ont été brûlés et les produits de réaction ont été passés dans un excès d'eau de chaux, ce qui a entraîné la formation de 8 g de précipité. Quel hydrocarbure a été prélevé ?

Solution à l'exemple 5.

La formule générale d'un hydrocarbure non cyclique saturé gazeux (alcane) est C n H 2n+2. Le schéma de réaction de combustion ressemble alors à ceci : C n H 2n+2 + O 2 → CO 2 + H 2 O. Il est facile de voir que lorsqu’une mole d’alcane est brûlée, n moles de dioxyde de carbone seront libérées. On trouve la quantité de substance alcane par son volume (n'oubliez pas de convertir les millilitres en litres !) : ν(C n H 2n+2) = 0,488 / 22,4 = 0,02 mol.

Lorsque le dioxyde de carbone passe dans l'eau de chaux, Ca(OH) 2, un précipité de carbonate de calcium se forme : CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O La masse du précipité de carbonate de calcium est de 8 g, la molaire la masse de carbonate de calcium est de 100 g/mol. Cela signifie que sa quantité de substance est ν(CaCO 3) = 8/100 = 0,08 mol. La quantité de dioxyde de carbone est également de 0,08 mole.

La quantité de dioxyde de carbone est 4 fois supérieure à celle de l'alcane, ce qui signifie que la formule de l'alcane est C 4 H 10.

Réponse : C 4 H 10.

Exemple 6. La densité relative de vapeur d'un composé organique par rapport à l'azote est de 2. Lorsque 9,8 g de ce composé sont brûlés, 15,68 litres de dioxyde de carbone (NO) et 12,6 g d'eau se forment. Dériver la formule moléculaire d’un composé organique.

Solution à l'exemple 6. Puisqu'une substance lors de la combustion se transforme en dioxyde de carbone et en eau, cela signifie qu'elle est constituée d'atomes C, H et, éventuellement, O. Par conséquent, sa formule générale peut s'écrire sous la forme C x H y O z.

Nous pouvons écrire le schéma de la réaction de combustion (sans arranger les coefficients) : C x H y O z + O 2 → CO 2 + H 2 O Tout le carbone de la substance de départ passe dans le dioxyde de carbone et tout l'hydrogène dans l'eau.

Nous trouvons les quantités de substances CO 2 et H 2 O et déterminons combien de moles d'atomes de C et H elles contiennent : ν(CO 2) = V / V m = 15,68 / 22,4 = 0,7 mol. Pour une molécule de CO 2 il y a un atome C, ce qui signifie qu'il y a autant de moles de carbone que de CO 2 .

ν(C) = 0,7 mole ν(H 2 O) = m / M = 12,6 / 18 = 0,7 mol.

Une molécule d'eau contient deux atome H, signifie la quantité d'hydrogène deux fois plus que l'eau. ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol.

Nous vérifions la présence d'oxygène dans la substance. Pour ce faire, les masses de C et H doivent être soustraites de la masse de la substance de départ entière m(C) = 0,7 12 = 8,4 g, m(H) = 1,4 1 = 1,4 g La masse de la substance entière est 9,8 g m(O) = 9,8 − 8,4 − 1,4 = 0, c'est-à-dire qu'il n'y a pas d'atomes d'oxygène dans cette substance. Si de l'oxygène était présent dans une substance donnée, alors par sa masse, il serait possible de trouver la quantité de substance et de calculer la formule la plus simple basée sur la présence de trois atomes différents.

Les prochaines étapes vous sont déjà familières : la recherche des formules les plus simples et les plus vraies. C : H = 0,7 : 1,4 = 1 : 2 La formule la plus simple est CH 2.

On recherche la vraie masse molaire par la densité relative du gaz par rapport à l'azote (n'oubliez pas que l'azote est constitué de diatomique molécules N 2 et sa masse molaire 28 g/mol) : source M. = D par N2 M (N2) = 2 28 = 56 g/mol. La vraie formule est CH 2, sa masse molaire est de 14, 56 / 14 = 4. La vraie formule est C 4 H 8.

Réponse : C 4 H 8.

Exemple 7. Déterminer la formule moléculaire d'une substance dont la combustion de 9 g a produit 17,6 g de CO 2, 12,6 g d'eau et de l'azote. La densité relative de cette substance par rapport à l'hydrogène est de 22,5. Déterminer la formule moléculaire d'une substance.

Solution à l'exemple 7.

La substance contient des atomes de C, H et N. La masse d'azote contenue dans les produits de combustion n'étant pas indiquée, elle devra être calculée sur la base de la masse de toute la matière organique. Schéma de réaction de combustion : C x H y N z + O 2 → CO 2 + H 2 O + N 2

Nous trouvons les quantités de substances CO 2 et H 2 O et déterminons combien de moles d'atomes C et H elles contiennent :

ν(CO 2) = m / M = 17,6 / 44 = 0,4 mol. ν(C) = 0,4 mole. ν(H 2 O) = m / M = 12,6 / 18 = 0,7 mol. ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol.

Trouvez la masse d'azote dans la substance de départ. Pour ce faire, les masses de C et H doivent être soustraites de la masse de la substance de départ entière.

m(C) = 0,4 12 = 4,8 g, m(H) = 1,4 1 = 1,4 g

La masse de la substance totale est de 9,8 g.

m(N) = 9 − 4,8 − 1,4 = 2,8 g, ν(N) = m /M = 2,8 / 14 = 0,2 mol.

C : H : N = 0,4 : 1,4 : 0,2 = 2 : 7 : 1 La formule la plus simple est C 2 H 7 N. Masse molaire vraie M = D par H2 M(H 2) = 22,5 2 = 45 g/mol. Elle coïncide avec la masse molaire calculée pour la formule la plus simple. Autrement dit, c'est la véritable formule de la substance.

Réponse : C 2 H 7 N.

Exemple 8. La substance contient C, H, O et S. Lors de la combustion de 11 g de celle-ci, 8,8 g de CO 2, 5,4 g de H 2 O ont été libérés et le soufre a été complètement transformé en sulfate de baryum, dont la masse s'est avérée être être 23,3 g. Déterminer la formule de la substance.

Solution à l'exemple 8. La formule d'une substance donnée peut être représentée par C x H y S z O k. Lorsqu'il est brûlé, il produit du dioxyde de carbone, de l'eau et du dioxyde de soufre, qui sont ensuite transformés en sulfate de baryum. En conséquence, tout le soufre de la substance d'origine est converti en sulfate de baryum.

On retrouve les quantités de substances dioxyde de carbone, eau et sulfate de baryum et les éléments chimiques correspondants de la substance étudiée :

ν(CO 2) = m/M = 8,8/44 = 0,2 mol. ν(C) = 0,2 mole. ν(H 2 O) = m / M = 5,4 / 18 = 0,3 mol. ν(H) = 0,6 mole. ν(BaSO 4) = 23,3 / 233 = 0,1 mol. ν(S) = 0,1 mole.

Nous calculons la masse estimée d'oxygène dans la substance de départ :

m(C) = 0,2 12 = 2,4 g m(H) = 0,6 1 = 0,6 g m(S) = 0,1 32 = 3,2 g m(O) = m substance − m(C) − m(H) − m(S) = 11 − 2,4 − 0,6 − 3,2 = 4,8 g, ν(O) = m / M = 4,8 / 16 = 0,3 mol

On retrouve le rapport molaire des éléments dans la substance : C : H : S : O = 0,2 : 0,6 : 0,1 : 0,3 = 2 : 6 : 1 : 3 La formule de la substance est C 2 H 6 SO 3. Il convient de noter que nous avons ainsi obtenu uniquement la formule la plus simple. Cependant, la formule résultante est vraie, puisqu'en essayant de doubler cette formule (C 4 H 12 S 2 O 6), il s'avère que pour 4 atomes de carbone, en plus du soufre et de l'oxygène, il y a 12 atomes de H, et ceci est impossible.

Réponse : C 2 H 6 SO 3.

Déterminer les formules de substances en fonction de leurs propriétés chimiques.

Exemple 9. Déterminez la formule de l'alcadien si 80 g d'une solution de brome à 2% peuvent le décolorer.

Solution à l'exemple 9.

La formule générale des alcadiènes est C n H 2n−2. Écrivons l'équation de la réaction du brome ajouté à l'alcadien, sans oublier que dans la molécule diène deux doubles liaisons et, par conséquent, 2 moles de brome réagiront avec 1 mole de diène : C n H 2n−2 + 2Br 2 → C n H 2n−2 Br 4

Puisque le problème donne la masse et le pourcentage de concentration de la solution de brome qui a réagi avec le diène, nous pouvons calculer la quantité de substance bromée ayant réagi :

m(Br 2) = m solution ω = 80 0,02 = 1,6 g ν(Br 2) = m / M = 1,6 / 160 = 0,01 mol.

Puisque la quantité de brome qui a réagi est 2 fois supérieure à celle de l'alcadiène, on peut trouver la quantité de diène et (puisque sa masse est connue) sa masse molaire :

		C n H 2n−2 Br 4

1. M diène = m / ν = 3,4 / 0,05 = 68 g/mol.

   On retrouve la formule de l'alcadien à l'aide de ses formules générales, exprimant la masse molaire en fonction de n :

14n − 2 = 68 n = 5.

Il s'agit du pentadiène C5H8.

Réponse : C 5 H 8.

Exemple 10. Lorsque 0,74 g d'alcool monohydrique saturé interagissait avec le sodium métallique, de l'hydrogène était libéré en quantité suffisante pour hydrogéner 112 ml de propène (n.o.). De quel type d'alcool s'agit-il ?

Solution à l'exemple 10.

La formule de l'alcool monohydrique saturé est C n H 2n+1 OH. Ici, il est pratique d'écrire l'alcool sous une forme dans laquelle il est facile de construire l'équation de la réaction - c'est-à-dire avec un groupe OH séparé.

Créons des équations de réaction (il ne faut pas oublier la nécessité d'égaliser les réactions) :

2C n H 2n+1 OH + 2Na → 2C n H 2n+1 ONa + H 2 C 3 H 6 + H 2 → C 3 H 8

Vous pouvez trouver la quantité de propène et, à partir de celle-ci, la quantité d'hydrogène. Connaissant la quantité d'hydrogène, on trouve la quantité d'alcool issue de la réaction :

ν(C 3 H 6) = V / V m = 0,112 / 22,4 = 0,005 mol => ν(H 2) = 0,005 mol, ν alcool = 0,005 2 = 0,01 mol.

Trouver la masse molaire de l'alcool et n :

M alcool = m / ν = 0,74 / 0,01 = 74 g/mol, 14n + 18 = 74 14n = 56 n = 4.

Alcool - butanol C 4 H 7 OH.

Réponse : C 4 H 7 OH.

Exemple 11. Déterminer la formule de l'ester, après hydrolyse de 2,64 g dont 1,38 g d'alcool et 1,8 g d'acide carboxylique monobasique sont libérés.

Solution à l'exemple 11.

La formule générale d'un ester constitué d'un alcool et d'un acide avec un nombre d'atomes de carbone différent peut être représentée comme suit : C n H 2n+1 COOC m H 2m+1 En conséquence, l'alcool aura la formule C m H 2m +1 OH, et l'acide C n H 2n+1 COOH. Équation d'hydrolyse des esters : C n H 2n+1 COOC m H 2m+1 + H 2 O → C m H 2m+1 OH + C n H 2n+1 COOH

Selon la loi de conservation de la masse des substances, la somme des masses des substances de départ et la somme des masses des produits de réaction sont égales. Par conséquent, à partir des données du problème, vous pouvez trouver la masse d’eau :

m H2O = (masse d'acide) + (masse d'alcool) − (masse d'éther) = 1,38 + 1,8 − 2,64 = 0,54 g ν H2O = m / M = 0,54 / 18 = 0,03 mole

En conséquence, les quantités de substances acides et alcooliques sont également égales aux taupes. Vous pouvez trouver leurs masses molaires :

Acide M = m / ν = 1,8 / 0,03 = 60 g/mol, Alcool M = 1,38 / 0,03 = 46 g/mol.

On obtient deux équations à partir desquelles on trouve m et n :

M CnH2n+1COOH = 14n + 46 = 60, n = 1 - acide acétique M CmH2m+1OH = 14m + 18 = 46, m = 2 - éthanol.

Ainsi, l'ester que nous recherchons est l'ester éthylique de l'acide acétique, l'acétate d'éthyle.

Réponse : CH 3 COOC 2 H 5.

Exemple 12. Déterminez la formule d'un acide aminé si, lorsqu'il est exposé à 8,9 g de celui-ci avec un excès d'hydroxyde de sodium, 11,1 g du sel de sodium de cet acide peuvent être obtenus.

Solution à l'exemple 12.

La formule générale d'un acide aminé (en supposant qu'il ne contient aucun autre groupe fonctionnel à l'exception d'un groupe amino et d'un groupe carboxyle) : NH 2 –CH(R)–COOH. Cela pourrait être écrit de différentes manières, mais pour faciliter l'écriture de l'équation de réaction, il est préférable de séparer les groupes fonctionnels séparément dans la formule des acides aminés.

Vous pouvez créer une équation pour la réaction de cet acide aminé avec l'hydroxyde de sodium : NH 2 –CH(R)–COOH + NaOH → NH 2 –CH(R)–COONa + H 2 O Les quantités de la substance acide aminé et ses le sel de sodium est égal. Cependant, nous ne pouvons trouver la masse d’aucune des substances dans l’équation de réaction. Par conséquent, dans de tels problèmes, il est nécessaire d’exprimer les quantités de substances d’un acide aminé et de son sel par des masses molaires et de les assimiler :

M(acides aminés NH 2 –CH(R)–COOH) = 74 + М R M(sels NH 2 –CH(R)–COONa) = 96 + М R ν acides aminés = 8,9 / (74 + М R), ν sel = 11,1 / (96 + M R) 8,9 / (74 + M R) = 11,1 / (96 + M R) M R = 15

Il est facile de voir que R = CH 3. Cela peut être fait mathématiquement si nous supposons que R - C n H 2n+1. 14n + 1 = 15, n = 1. Il s'agit de l'alanine - acide aminopropanoïque.

Réponse : NH 2 –CH(CH 3)–COOH.

Problèmes pour une solution indépendante.

Partie 1. Détermination de la formule d'une substance par composition.

1–1. La densité des hydrocarbures dans des conditions normales est de 1,964 g/l. La fraction massique de carbone qu'il contient est de 81,82 %. Dérivez la formule moléculaire de cet hydrocarbure.

1–2. La fraction massique de carbone dans la diamine est de 48,65 %, la fraction massique d'azote est de 37,84 %. Dérivez la formule moléculaire de la diamine.

1–3. La densité relative de vapeur de l'acide dicarboxylique saturé dans l'air est de 4,07. Dérivez la formule moléculaire d’un acide carboxylique.

1–4. 2 litres d'alcadiène au no. a une masse de 4,82 g. Dérivez la formule moléculaire de l’alcadien.

1 à 5. (Examen d'État unifié 2011)Établir la formule d'un acide carboxylique monobasique saturé dont le sel de calcium contient 30,77 % de calcium.

Partie 2. Détermination de la formule d'une substance à base de produits de combustion.

2–1. La densité relative de vapeur d'un composé organique pour le dioxyde de soufre est de 2. Lorsque 19,2 g de cette substance sont brûlés, 52,8 g de dioxyde de carbone (n.s.) et 21,6 g d'eau se forment. Dériver la formule moléculaire d’un composé organique.

2–2. Lors de la combustion de matière organique pesant 1,78 g d'oxygène en excès, 0,28 g d'azote, 1,344 l (n.s.) de CO 2 et 1,26 g d'eau ont été obtenus. Déterminez la formule moléculaire de la substance, sachant que l'échantillon indiqué de la substance contient 1,204 10 22 molécules.

2–3. Le dioxyde de carbone obtenu en brûlant 3,4 g d'hydrocarbure a été passé à travers un excès de solution d'hydroxyde de calcium pour obtenir 25 g de sédiment. Dérivez la formule la plus simple pour un hydrocarbure.

2–4. Lors de la combustion de matières organiques contenant du C, de l'H et du chlore, 6,72 litres (n.s.) de dioxyde de carbone, 5,4 g d'eau et 3,65 g de chlorure d'hydrogène ont été libérés. Déterminez la formule moléculaire de la substance brûlée.

2-5. (Examen d'État unifié 2011) Lorsque l'amine brûlait, 0,448 l (n.s.) de dioxyde de carbone, 0,495 g d'eau et 0,056 l d'azote étaient libérés. Déterminez la formule moléculaire de cette amine.

Partie 3. Détermination de la formule d'une substance en fonction de ses propriétés chimiques.

3–1. Déterminez la formule d'un alcène si l'on sait que 5,6 g de celui-ci, ajoutés à de l'eau, forment 7,4 g d'alcool.

3–2. Pour oxyder 2,9 g d'aldéhyde saturé en acide, il fallait 9,8 g d'hydroxyde de cuivre (II). Déterminez la formule de l’aldéhyde.

3–3. Un acide monoaminé monobasique pesant 3 g avec un excès de bromure d'hydrogène forme 6,24 g de sel. Déterminez la formule des acides aminés.

3–4. Lorsqu'un alcool diatomique saturé pesant 2,7 g interagit avec un excès de potassium, 0,672 litre d'hydrogène sont libérés. Déterminez la formule de l’alcool.

3-5. (Examen d'État unifié 2011) L'oxydation d'un alcool monohydrique saturé avec de l'oxyde de cuivre (II) a donné 9,73 g d'aldéhyde, 8,65 g de cuivre et de l'eau. Déterminez la formule moléculaire de cet alcool.

Réponses et commentaires aux problèmes pour une solution indépendante.

1–1. C 3 H 8

1–2. C 3 H 6 (NH 2) 2

1–3. C2H4(COOH)2

1 à 5. (HCOO) 2 Ca - formiate de calcium, sel d'acide formique

2-1. C8H16O

2–2. C 3 H 7 NON

2-3. C 5 H 8 (on trouve la masse d'hydrogène en soustrayant la masse de carbone de la masse d'hydrocarbure)

2–4. C 3 H 7 Cl (n'oubliez pas que les atomes d'hydrogène sont contenus non seulement dans l'eau, mais aussi dans HCl)

2-5. C4H11N

3-1. C4H8

3-2. C 3 H 6 O

3-3. C 2 H 5 NON 2

3-4. C4H8(OH)2