Основные понятия и законы химии 1.Закон сохранения массы 2.Закон эквивалентов

1
Основные понятия и законы химии
1.Закон сохранения массы
2.Закон эквивалентов
3.Закон постоянства состава
4.Закон Дальтона (самостоятельно)
5.Способы определения молекулярных масс веществ.
Прежде чем начать изучать основные законы химии, вспомним
понятие «моль». Любое вещество состоит из формульных (структурных
или условных) единиц (ФЕ). Формульные единицы в химии – это реально
существующие частицы, такие, как атомы (К, С, О) молекулы (Н2О, СО2),
катионы (К+,Са2+), анионы, радикалы (ОН), условные молекулы (КОН) и
любые другие частицы или определенные группы таких частиц.
Символами NФЕ, NВ принято обозначать число частиц вещества В.
Количество вещества – физическая величина, пропорциональная
числу формульных единиц этого вещества. Единица количества вещества –
моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько же
формульных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа
углерода 6 12С.
nB = NФЕ/NA
Единица «моль» после числа не склоняется. Понятие «моль»
распространяется на любые формульные единицы. Поэтому можно
говорить о количестве радикалов, количестве электронов и т.д.
При решении задач нужно пользоваться понятием «моль» и помнить
основную формулу, связывающую количество вещества с массой, объемом
и числом частиц.
nВ = mВ/ МВ= VB/Vm = NB/NA,
где VВ – объем вещества В(л), Vm – молярный объем газа (л/моль), NВ –
число частиц, NA - постоянная Авогадро.
Приступим к изучению основных законов химии. К ним относятся: закон
сохранения массы вещества, стехиометрические законы, закон Авогадро.
Закон сохранения массы
На основании этого закона (Ломоносов М.В.) – масса веществ,
вступивших в реакцию равна массе продуктов реакции – ставится знак
равенства между правой и левой частями уравнения реакций.
Са(OH)2 + 2HCl = СаCl2 + 2H2O
В 1905 г. А.Эйнштейн показал связь между массой тела и его
энергией Е=mc2, где с=2,99 108м/с=300.000 км/с – скорость света в
вакууме. Это фундаментальный закон сохранения массы-энергии. При
сгорании водорода в О2 с образованием водяного пара по схеме
2
H2 +1/2 O2 = H2O
выделяется и рассеивается в окружающей среде 241,835 кДж энергии. С
этой энергией рассеивается масса вещества:
m=241835 Дж/8,99 1016 м2/с2=2,69 10-12 кг .
Современные весы дают 10-9 кг=10-6 г, поэтому при химических реакциях
можно не принимать во внимание эту массу, которая приносится или
уносится с энергией.
Эквивалент, закон эквивалентов
Понятие эквивалента, укоренившееся в химии, появилось после
работ Рихтера (1793), открывшего закон эквивалентов и предложившего
новый термин «стехиометрия».
С введением новой физической величины – количества вещества изменилось содержание понятия «эквивалент».
В некоторых химических реакциях, в частности кислотно-основных,
окислительно-восстановительных, ионообменных, принимает участие не
все вещество в целом, а лишь его часть, называемая эквивалентом.
Эквивалентом (Э) называется реальная или условная частица
вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна
одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной
реакции одному электрону. Эквивалент – величина безразмерная.
Эквивалент элемента в соединении зависит от валентности и может
быть определен как величина, обратная валентности.
HCl ЭCl=1/1=1
NH3 ЭN=1/3
CuO ЭCu=1/2
H2S ЭS=1/2
CH4 ЭC=1/4
Cu2O ЭCu=1
Масса одного эквивалента элемента (вещества) называется его
эквивалентной массой или молярной массой эквивалента вещества В.
Молярная масса эквивалента обозначается как МЭК(В) и измеряется в
г/моль. Она рассчитывается из произведения молярной массы на
эквивалент по соотношению:
МЭК(В) =ЭМВ.
В вышеуказанных соединениях молярные массы эквивалентов элементов
равны соответственно
МЭК(Cl)=135,5=35,5 г/моль
МЭК(S)=1/232=16 г/моль
МЭК(N)=1/314=4,67г/моль
МЭК(C)=1/412=3г/моль
Эквиваленты сложных соединений определяются следующим
образом. Эквивалент кислоты – это величина, обратная основности.
ЭH2SO4=1/2
ЭHNO3=1
ЭH3PO4=1/3
Молярные массы эквивалентов этих кислот следующие:
МЭК(H2SO4)=49г/моль, МЭК(HNO3)=63г/моль, МЭК(H3PO4)=32,7г/моль.
Эквивалент основания – величина, обратная кислотности основания.
ЭKOH=1
МЭК(KOH)=56 г/моль
3
ЭFe(OH)3=1/3
МЭК(Fe(OH)3)=1/3107=35,65 г/моль
Эквивалент соли рассчитывается как величина, обратная
произведению валентности металла на число ионов металла.
ЭKCl=1
МЭК(KCl)=74,5г/моль
Э Cu3(PO4)2=1/23=1/6 МЭК(Cu3(PO4)2)=1/6382=63,4 г/моль
Эквивалент оксида рассчитывается аналогично эквиваленту соли как
величина, обратная произведению валентности элемента, образующего
оксид, на число атомов этого элемента.
ЭCuO=1/21=1/2
МЭК(СuO)=1/280=40 г/моль
ЭCu2O=1/12=1/2
МЭК(Cu2O)=40г/моль
ЭN2O5=1/52 =1/10
МЭК(N2O5)=1/10108=10,8 г/моль
Эквиваленты, а, следовательно, и молярные массы эквивалента
кислот, оснований, солей зависят от течения реакций, в которых
участвуют. У одноосновных кислот (HNO3, HCl, HI, HBr, HNO2 и т.д.) и
однокислотных оснований (NaOH, KOH, LiOH и т.д.) эквивалент в любых
реакциях равен единице, следовательно, молярная масса эквивалента
таких соединений определяется их молярной массой и в реакциях не
изменяется. У многоосновных кислот, многокислотных оснований, а также
их солей эквивалент определяется стехиометрией реакции. В качестве
примера рассмотрим реакции взаимодействия фосфорной кислоты со
щелочью с образованием трех различных солей и рассчитаем эквивалент и
молярную массу эквивалента H3PO4 в каждом конкретном случае.
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
ЭH3PO4=1
МЭК(H3PO4)=98 г/моль
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
ЭH3PO4=1/2
МЭК(H3PO4)=49 г/моль
H3PO4 + 3NaOH =Na3PO4 + 3H2O
ЭH3PO4=1/3
МЭК(H3PO4)=32,7г/моль
Аналогично эквивалент рассчитывается для оснований, которые образуют
несколько солей. Например,
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O
ЭMg(OH)2=1
МЭК(Mg(OH)2)=58 г/моль
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Э Mg(OH)2=1/2 МЭК(Mg(OH)2)=29г/моль
Таким образом, в реакциях ионного обмена эквивалент кислоты или
основания определяется числом ионов водорода или гидроксильных ионов,
принявших участие в образовании соли.
4
В окислительно-восстановительных
реакциях эквивалент для
окислителя или восстановителя определяют по числу электронов, которое
принимает окислитель или отдает восстановитель. Например, в реакциях
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 =2MnSO4+6K2SO4+3H2O
Mn7+ +5eMn2+
S4+ 2eS6+
ЭKMnO4=1/5 МЭК(KMnO4)=1/5158=31,6 г/моль
ЭK2SO3=1/2
МЭК(K2SO3)=1/2158=79г/моль
Формулировка закона эквивалентов: Вещества взаимодействуют друг с
другом в строго определенных количествах, пропорциональных их
эквивалентам. Массы реагирующих веществ пропорциональны молярным
массам эквивалентов этих веществ.
Математически закон эквивалентов выражается:
mA/mB= Mэк(А) /Мэк(В). Или через объемы: mA/mэк(A) = VB /Vэк(В)
Закон постоянства состава
Честь открытия (1799 г.) и эмпирического обоснования закона
принадлежит Прусту Ж.Л., который посредством воспроизводимых
экспериментов доказал, что Все вещества независимо от способа
получения и нахождения в природе имеют постоянный качественный и
количественный состав.
Спор с Бертолле, который говорил, что если взять соединение, состоящее
из элементов х и у, то оно содержит большее количество х, если при его
получении использовался большой избыток х. Последующее развитие
химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава
существуют соединения переменного состава. По предложению акад.
Курнакова, первые были названы дальтонидами, вторые – бертоллидами
(Бертолле предвидел существование таких соединений). Состав
дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными
стехиометрическими индексами. Состав бертоллидов изменяется и не
отвечает стехиометрическим соотношениям. Наиболее ярко это
проявляется у соединений d- элементов. Ti 0.7-1.3O, FeO 1.02-1.119.
Все вещества молекулярного строения независимо от способа получения и
нахождения в природе имеют постоянный качественный и
количественный состав.
Завершается формирование учения о стехиометрии законом простых
кратных отношений, который был открыт Дальтоном. Если два элемента
образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы
одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же
массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
Из этого закона вытекают два вывода.
5
1. Состав веществ меняется скачком, ибо вступают во взаимодействие
целые числа атомов.
2. Количество переходит в качество.
Закон подтверждает дискретность вещества, а также то, что все атомы
одного химического элемента одинаковы и обладают строго определенной
массой. Он не применяется к бертоллидам.
Значение стехиометрических законов
1.Стали основанием химии – недаром носят название основных законов.
2.Устанавливают весовые соотношения между реагирующими веществами.
Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых
внешних условиях (Т, Р) содержится одинаковое количество молекул.
Следствие: Один моль любого газа при н.у. занимает объем 22,4 л - этот
объем называется молярным объемом газа. Это отношение объема
вещества к количеству этого вещества.
Определение молекулярных масс газообразных веществ.
Исходя из закона Авогадро, можно определить молярные массы
газообразных веществ. Существует несколько способов их определения.
1. По относительной плотности первого вещества по второму.
Взяты два различных газа в объеме 1 литр при одинаковых р и Т.
1 л первого газа
1 литр второго газа
по закону Авогадро число молекул будет одинаково
N0
N0
m1
m2
M1
M2
m1=M1 N0
m2=M2N0
Возьмем отношение массы газов: m1/m2=M1N0/M2N0=dотн .
М1=dотнМ2; dотн=m1/m2, т.е. отношение массы данного газа к массе другого
газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и давлении,
называется относительной плотностью первого газа по второму.
Удобно определять плотность различных газов по отношению к водороду,
как самому легкому, или по отношению к воздуху, как самому доступному,
тогда: М1=2,016dН (где 2,016 молярная масса Н2) или М1=29dвозд.
2.Молярную массу можно определить, используя понятие о молярном
объеме газообразного вещества. Например, известно, что 1л хлора при н.у.
имеет массу 3,17 г. Тогда: 3,17•22,4 =71 г.
Если условия опыта не соответствуют нормальным, то пользуются
уравнением приведения Бойля-Мариотта и Гей Люссака:
PV/T=P0V0/T0
V0- объем газа при н.у. (760 мм рт ст=1 атм=10000 Па, 273 К)
6
V – объем газа при давлении Р и температуре Т, отсюда:
V0=PVT0/P0T
3. Молярные массы газов можно определить также, пользуясь уравнением
состояния идеального газа – уравнением Менделеева – Клапейрона.
PV=mRT/M, где
P- давление газа (Па)
V - объем газа (м3)
m - масса вещества (кг)
M – молярная масса (кг)
T – абсолютная температура (К)
R – универсальная газовая постоянная =8,314 Дж/моль К.
Отсюда:
M=mRT/VP
Следует учитывать, что численное значение газовой постоянной зависит от
единиц объема и давления, т.к.
R=V0P0/T0 для 1 моль газа.
R'=8,314 Дж/моль •К
R"=0,082 л •атм/моль• К
R"'=62360 мл •мм рт ст/ моль• К.
Определение молярной массы твердого вещества.
Правило Дюлонга-Пти
(1819 г). Атомная теплоемкость большинства
простых веществ в твердом состоянии лежит в пределах 22 – 24 Дж/моль К
(26 Дж/моль К).
А=26/сn.