Formulation de formules chimiques à laide de quantités physiques

Constante d'Avogadro. La constante d'Avogadro est le facteur de proportionnalité qui relie le nombre de particules constitutives à la quantité de substance dans l'échantillon. C'est le nombre d'unités dans une mole de n'importe quelle substance. Cela équivaut à 6,02214076 ×10²³. Les unités d’une substance peuvent être des électrons, des atomes, des ions ou des molécules. Cela dépend de la nature de la substance et des caractéristiques de la réaction. Que pouvons-nous apprendre d’autre sur le nombre d’Avogadro ?.

C'est SIl'unité est l'inverse multiplicatif de la mole. C'est mol⁻¹. Il doit son nom au scientifique italien Amedeo Avogadro. La constante d'Avogadro est notée par NA. cela signifie qu'une mole de n'importe quelle substance contient 6,02214076 × 10²³ particules élémentaires. C'est une quantité sans dimension. Il est couramment utilisé comme facteur de conversion indiqué ici.

Constante de Faraday. Un Faraday représente la grandeur de la charge électrique d'une mole d'électrons. C'est l'équivalent de la constante de Faraday. Il est désigné par le symbole F. Il a une valeur de constante de Faraday universellement acceptée. Cette constante peut être exprimée par la fusion de deux autres constantes comme F=eNA. Ici, e est la charge de l'électron en coulombs. NA est la constante d'Avogadro. La constante de Faraday est couramment utilisée en électrolyse. En divisant la quantité de charge en coulombs par la constante de Faraday, nous obtenons le nombre d'éléments en moles qui ont été oxydés.

Fraction massique. La fraction massique des espèces est la masse de l'espèce par unité de masse du mélange. Un exemple est un gramme d’espèce dans un kilogramme d’un mélange. Exprimé différemment, dans un mélange, une fraction massique est la quantité de masse d'une substance, divisée par la masse du mélange total. La somme de toutes ces fractions de masse est égale à 1. Par conséquent, la fraction massique n’a pas d’unité. Sa formule est présentée ici comme Wᵢ. Le pourcentage massique est la masse du produit chimique, divisée par la masse totale et multipliée par 100.

Calculons la fraction massique de CO₂ dans un mélange de CO₂, O₂, N₂ et CH₄. La masse du dioxyde de carbone est de 88,02 g. Nous l'écrivons en haut. Ensuite, en bas, nous écrivons les masses de tous les composés. La masse de l'oxygène est de 319,98 g. La masse de l'azote est de 1456,73 g. La masse du méthane est de 20,86 g. La fraction massique de CO₂ est donc de 0,05. Des exemples de fraction massique d’autres espèces sont donnés dans la figure. De la même manière que nous avons calculé la fraction massique de CO₂, la fraction massique d’azote, d’oxygène et de méthane peut être calculée.

Fraction volumique. La fraction volumique est le volume du constituant divisé par le volume de tous les constituants du mélange avant le mélange. C'est sans dimension. Cela s'exprime en chiffres. Son unité est 1. La fraction volumique aide également à trouver les pourcentages de volume. Voyons un autre exemple. Dans un mélange d'eau et d'acide chlorhydrique, l'eau a un volume de 0,001 m³ et l'acide chlorhydrique a un volume de 0,14143 m³. La fraction volumique de l'eau dans ce mélange est de 0,007 De la même manière, nous pouvons trouver la fraction volumique de l’acide chlorhydrique.

Fraction molaire. La fraction molaire est décrite comme les moles d'un composant du mélange divisées par le nombre de moles de la composition totale du mélange. C'est sans dimension. Il est désigné par le symbole x. Pouvez-vous penser à un exemple décrivant la fraction molaire ?.

À partir de la fraction molaire, le pourcentage molaire peut également être trouvé comme indiqué ici. Nous pouvons le faire car il s’agit d’une unité de quantité de constituants divisée par la quantité totale de tous les constituants d’un mélange. Voyons un mélange avec le nombre de moles suivant. Il contient 1,71 mole de N2, 0,454 mole de CO₂, 0,556 mole de H₂Oet 0,969 mole de O₂. Nous pouvons trouver la fraction molaire de N2dans ce mélange comme indiqué ici. De même, la fraction molaire de CO₂, H₂Oet O₂peut être trouvé.

Rapport masse/volume. Le rapport masse/volume décrit la densité. La densité est exprimée en grammes par unité cube. Grâce à cette formule, deux valeurs quelconques peuvent être utilisées pour calculer la troisième. Une manière simple de se souvenir de leur relation est présentée ici. La densité est également définie comme la masse par unité de volume. La masse est la quantité de matière à l'intérieur d'un objet. Plus il y a de matière, plus la masse est grande.

Voyons un exemple. Nous devons trouver une masse pour un matériau avec une densité de 6,5 g/cm3 et un volume de 3,5 cm3. Pour obtenir la masse, nous multiplions la densité par le volume. La masse sera donc de 22,75 grammes. Considérons un autre exemple. La masse et le volume de l'osmium métallique sont respectivement de 50 g et de 2,22 cm3. Ainsi, pour calculer la densité, nous divisons la masse par le volume. Nous obtenons une densité de 22,5 g/cm³.

Rapport mole/volume. L'application la plus courante de ce rapport mole/volume est le volume molaire du gaz à température et pression standard. Le STPla température est de 273,15 k et la pression est de 1 atm. Une mole d'un gaz idéal équivaut à 22,4 litresElle s'exprime également en molarité. La molarité est le nombre de moles de soluté dissous dans un décimètre cube de solution. En d’autres termes, le nombre de moles de soluté divisé par le volume de solution donne la molarité.

Pour trouver la concentration molaire, les moles doivent être divisées par le nombre de litres utilisés dans la solution. Il s'agit de la quantité de substance par unité de volume de solution. Il est exprimé comme mol/L. Voyons un exemple de 10 g d’acide acétique dissous dans 1,25 L d’eau. Sa concentration molaire est prise comme suit. L'acide acétique a pour formule moléculaire CH₃COOH. Pour obtenir les moles, nous diviserons la masse en grammes, qui est 10, par la masse molaire de l'acide acétique. Ainsi, en utilisant la formule de molarité, nous divisons les moles par le volume. Ce faisant, nous obtenons une concentration molaire d’acide acétique de 0,1332 M.

Parties par million (ppm). Les parties par million indiquent environ combien de parties de soluté se trouvent dans un million de parties de la solution. Nous pouvons préparer une solution de 1 ppm en dissolvant 1 mg de solution dans 1 000 ml de solvant. On le calcule en divisant la masse du soluté par la masse de la solution, puis en la multipliant par un million. Par conséquent, nous pouvons dire que 1 ppm représente 0,0001 pour cent de la solution. Nous pouvons également trouver le pourcentage en ppm comme indiqué ici.

On peut également l'exprimer de différentes manières en milligrammes par kilogramme ou en microgramme par litre. Pour calculer les ppm, nous devons être sûrs des points suivants. Nous veillons à le mesurer soit comme la masse du soluté et de la solution, soit comme le volume du soluté et de la solution. Les deux côtés doivent être de la même unité, soit de masse, soit de volume. Voyons un exemple de calcul des ppm de sel dans l’eau. La solution contient 0,007 g de sel et une solution de 1 kilogramme. Tout d’abord, nous allons convertir la masse de grammes de sel en kilogrammes. Nous pouvons ensuite calculer les ppm en multipliant une décimale par 1 million.

Parties par milliard (ppb). Il s'agit d'une concentration inférieure à ppm. Les concentrations de substances sont converties en ppb lorsque celles-ci sont extrêmement volatiles pour la vie humaine et les systèmes biologiques. Ces types de concentrations nécessitent une surveillance attentive. C'est mille fois un million, d'une magnitude supérieure à un million. ppb peut être calculé comme indiqué ici.

Il s'agit du nombre d'unités de masse d'une substance pour 1 000 millions d'unités de masse totale de la solution. Ils sont utilisés pour mesurer la concentration d’un contaminant dans les sols et les sédiments. Par exemple, un sol contenant 6 ppm aura ppb comme indiqué ici.

Formule empirique. Il s'agit du rapport de nombres entiers le plus simple d'atomes dans un composé. Il donne les proportions des éléments dans le composé, mais pas le nombre réel ni la disposition des atomes. Il s’agit du rapport de nombres entiers le plus bas d’éléments dans le composé. Comment trouveriez-vous la formule empirique d’un composé ? Un exemple de formule empirique est montré ici.

Pour calculer la formule empirique, il faut d’abord trouver le pourcentage massique des éléments dans le composé. Ensuite, nous devons changer le pourcentage en grammes. Il faudra alors décider toutes les masses par leurs masses molaires respectives. Choisissez le plus petit nombre de moles et divisez le tout par celui-ci. Ce coefficient résultant sera l'indice dans la formule chimique. Voyons un exemple d'un composé contenant 32,65 % de soufre, 65,3 % d'oxygène et 2,04 % d'hydrogène. Sa formule empirique est calculée dans l'illustration donnée.

Formule moléculaire. La formule moléculaire présente le rapport des atomes qui constituent le composé. Il s'agit d'une représentation d'une molécule qui utilise des symboles chimiques pour indiquer les types d'atomes suivis d'un indice. Il montre le nombre d'atomes de chaque type dans la molécule. C'est une formule chimique qui donne le nombre total d'atomes de chaque élément dans chaque molécule d'une substance. Un indice écrit après le symbole indique le nombre d'atomes de chaque élément dans la molécule.

Pour calculer la formule moléculaire, ces étapes doivent être suivies. Prenons cet exemple où une poudre blanche est analysée et dont la formule empirique est P₂O₅. Le composé a une masse molaire de 283,88 g. La formule moléculaire du composé est calculée dans l'illustration.

La relation entre la formule empirique et la formule moléculaire. En général, la formule empirique est multipliée par un nombre entier n, ce qui donne la formule moléculaire. La formule moléculaire est égale à la formule empirique multipliée par n comme indiqué. Ici, n est un entier et sa valeur peut être calculée comme indiqué ici. Similitudes entre la formule empirique et la formule moléculaire. Ils indiquent tous deux tous les éléments d’un composé. Les deux indiquent le rapport des atomes à chaque élément dans le composé.

Différences entre la formule empirique et la formule moléculaire. La formule empirique exprime le plus petit rapport de nombres entiers d'atomes dans le composé. Les composés ioniques sont toujours écrits dans la formule empirique, comme dans NaCl et HCl. La formule moléculaire est la formule réelle d'un composé qui donne le nombre et le type de chaque atome. Les composés covalents sont toujours écrits dans la formule moléculaire, par exemple dans CO₂.

Dérivation de formules moléculaires en mesurant des quantités physiques. Les grandeurs physiques sont les propriétés physiques d’un matériau qui peuvent être quantifiées par mesure. Elle peut être exprimée sous forme de valeur numérique avec l'unité. Quelques exemples de quantités physiques sont la masse, la longueur, le temps, la température, la force, la vitesse et la densité. Nous pouvons dériver la formule moléculaire à partir de la masse et de la masse molaire qui sont des quantités physiques.

Voyons un exemple où la formule moléculaire doit être déterminée. S'il existe un composé avec une formule empirique de CF₂ et une masse molaire de 200,04 g/mol, comment calculons-nous la formule moléculaire ? La masse moléculaire est de 200,04 g/mol. Mais nous ne connaissons pas la formule empirique de la masse. Pour calculer cela, nous déterminons les masses atomiques des atomes à partir du tableau périodique et additionnons ces masses selon la formule empirique donnée dans l'illustration.

Quelques exemples non triviaux. Comme la masse des molécules est également égale à la densité de vapeur multipliée par 2. Nous pouvons dériver des formules moléculaires à partir d'une quantité physique de densité. Exemple. On a constaté que le composé « A » contenait 36,5 % de Na, 25,4 % de S et 38,1 % de O. Sa densité de vapeur est de 63. Sa formule moléculaire est déterminée dans l'illustration.

Déterminer la formule moléculaire d'un composé contenant 6,67 % d'hydrogène, 40 % de carbone et 0,6 g de composé contenu dans 224 cc au NTP. Le carbone et l'hydrogène contiennent respectivement 40 % et 6,67 % de 100 %. Le reste est donc absorbé par l’oxygène. Maintenant, nous calculons la formule empirique des composés comme indiqué dans le tableau. Comme nous le savons, le poids divisé par le poids molaire est égal au volume divisé par le volume molaire, nous pouvons donc calculer le poids molaire de l'oxygène comme indiqué dans l'illustration. La formule moléculaire est calculée dans l'illustration comme C₂H₄O₂.