Закон сохранения массы вещества
Отношение масс кислорода и азота в оксидах
Оксид | N2O | NO | N2O3 | NO2 | N2O5 |
mO / mN | 0,57 | 1,14 | 1,71 | 2,28 | 2,85 |
(mO/mN) / 0,57 |
Современная трактовка принципа дискретности (прерывности) материи иллюстрируется схемой, показывающей, что усложнение вещества происходит в направлении:
фундаментальные частицы → атом → молекула → ассоциат →агрегат
(атомы могут формировать ассоциаты, минуя молекулярную структуру).
Атомы – наименьшие частицы, являющиеся носителями свойств химического элемента. Это нейтральные сложные микросистемы, состоящие из положительно заряженных ядер, окруженных электронами. Молекула – наименьшая частица соединения, обладающая его химическими свойствами. Многие соединения имеют не молекулярную, а атомную (например, металлы) или ионную структуру.
Массы атомов и молекул измеряют в относительных единицах– атомных единицах массы (а.е.м.):
1 а. е.м. = 1/12 массы атома 12С = 1,66 ∙ 10–27 кг.
Для обозначения относительной массы атомов и молекул применяют индекс r (от английского слова relative – относительный): Ar(Fe) = 56; Mr(HNO3) = 63.
На практике чаще имеют дело не с отдельными атомами или молекулами, а с их молярными количествами.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (например, атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько атомов содержится в 12 г углерода 12С. Это количество называют числом Авогадро (NA = 6,02 1023 моль-1). Масса 1 моль соединения численно равна массе его молекулы в а.е.м., но выражается в граммах: M(HNO3) = 63 г/моль.
Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества: М = m/ν, (1.6)где m – масса, г; ν – количество вещества, моль; М – молярная масса, г/моль.Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.Определение моля опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит 6,022∙1023 атомов этого элемента. Число NA = 6,022∙1023 моль–1 носит название постоянной Авогадро и выведено с использованием закона Авогадро.1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных массСледует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.
Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению:
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O.
В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия (кислота проявляет основность, равную 2). С другой стороны, на взаимодействие с одной молекулой ортофосфорной кислотой расходуется два иона ОН– щелочи, следовательно, на взаимодействие с ½ молекулы кислоты потребуется один ион ОН–. Эквивалентом кислоты является ½Н3РО4, а эквивалентом щелочи частица КОН.
Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называетсяфактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 2.
Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:
Эквивалент = fЭ ∙ (формульная единица вещества)(1.7)
В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен ½, а для щелочи КОН – 1.
Между H3PO4 и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O fЭ(H3PO4) = 1/3
H3PO4 + KOH = KН2PO4 + H2OfЭ(H3PO4) = 1.
Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества э.
Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моля эквивалентов, г/моль. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:
МЭ = М · fЭ.(1.8)
Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:
МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О),
МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка),
МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН),
МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).
Газообразные вещества, кроме молярной массы эквивалента, имеют молярный объем эквивалента (другой термин – эквивалентный объем, VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моля эквивалентов (размерность – дм3/моль). При н.у. получаем:
(1.9)
Эквивалентный объем водорода при н.у. равен Voэ(Н2) = 22,4/2 = = 11,2 дм3/моль (объем 1 г газа при н.у.), соответственно Voэ(О2) = 22,4/4 = = 5,6 дм3/моль.
Пример. Определить фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl2, б) КНСО3, в) (MgOH)2SO4.
Решение: Согласно формулам, приведенным в таблице 1.2:
Таблица 1.2
Расчет фактора эквивалентности
Частица | Фактор эквивалентности | Пример | ||||||
В реакциях обмена | Элемент | , где В(Э) – валентность элемента | ||||||
Простое вещество | , где n(Э) – число атомов элемента, В(Э) – валентность элемента | fЭ(H2) = 1/(2∙1) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(2∙2) = 1/4; fЭ(O3) = 1/(3∙2) = 1/6 | ||||||
Оксид | , где n(Э) – число атомов элемента, В(Э) – валентность элемента | fЭ(Cr2O3) = 1/(2∙3) = 1/6; fЭ(H2O) = 1/(2∙1) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(2∙5) = 1/10 | ||||||
Кислота | , где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов Н+ (основность кислоты) | fЭ(H2SO4) = 1/2 (если основность кислоты в реакции равна 2), или | ||||||
fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1
(если основность кислоты равна 1) | ||||||||
Основа-ние | , где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания) | fЭ(Cu(OH)2) = 1/2 (если кислотность основания в реакции равна 2) или fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (если кислотность основания равна 1) | ||||||
Соль | , где n(Ме) – число атомов металла, В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка | fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2∙3) = 1/6 (расчет по металлу) или fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3∙2) = 1/6 (расчет поаниону) | ||||||
В ОВР | , где ne – число электронов, участвующих в процессе | MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5 | ||||||
а) ZnCl2 (средняя соль)
.
fЭ(ZnCl2) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl2 является частица 1/2ZnCl2;
б) КНСО3 (кислая соль)
,
fЭ(КНСО3) = 1, поэтому эквивалентом КНСО3 является частица КНСО3;
в) (MgOH)2SO4 (основная соль)
.
fЭ( (MgOH)2SO4 ) = 1/2, поэтому эквивалентом (MgOH)2SO4 является частица 1/2(MgOH)2SO4.
Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:
, , , (1.10)
где m1 и m2 – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;
и – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль; V1, V2 – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, дм3; , – молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, дм3/моль.
1.3. Лабораторная работа № 1. Определение молярной массы эквивалента металла
В лабораторной работе проводится определение молярной массы эквивалента неизвестного металла по объему водорода, выделившегося в реакции с хлороводородной кислотой образца этого металла известной массы.
Оборудование: эвдиометр (градуированный стеклянный сосуд для сбора газа); кристаллизатор; колба с газоотводной трубкой; штатив с лапкой; весы и разновесы; барометр; термометр.
Реактивы: раствор хлороводородной кислоты 1:2; навеска исследуемого металла.
Ход работы
Собрать установку, схема которой приведена на рис. 1.1.
В кристаллизатор налить примерно ½ объема воды (используется в качестве гидрозатвора).
Рис. 1.1. Установка для измерения объема выделившегося водорода:
1 – штатив; 2 – кристаллизатор с водой; 3 – эвдиометр; 4 – газоотводная трубка; 5 – навеска металла; 6 – колба с раствором кислоты.
Набрать в стакан водопроводной воды и налить в эвдиометр. Закрыть его отверстие большим пальцем руки, опрокинуть и опустить открытый край эвдиометра в воду, налитую в кристаллизатор. Закрепить эвдиометр в штативе (фиксируйте, но не зажимайте сильно его лапку).
Подвести под эвдиометр газоотводную трубку. Если уровень мениска воды в эвдиометре находится выше шкалы, необходимо немного приподнять эвдиометр и пустить в него небольшой пузырь воздуха.
На технических весах определить массу выданного образца металла (от 100 до 200 мг). Полученное значение записать в лабораторный журнал.
Отмерить цилиндром и перелить в реакционную колбу 10-15 мл раствора хлороводородной кислоты HCl (1:2).
Взвешенный кусочек металла положить в горлышко колбы, повернутой горизонтально, чтобы растворение металла не началось до полной сборки системы.
Колбу закрыть пробкой с газоотводной трубкой, обеспечив герметичность системы улавливания газа.
Записать значение объема воды в эвдиометре до начала опыта.
Колбу поставить в вертикальное положение, чтобы металл упал в кислоту.
После завершения выделения водорода записать конечное значение объема.
Оформление лабораторного отчета и расчет результата
Зарисовать схему прибора.
Написать уравнение реакции между металлом (Al, Fe, Sn или Zn) и хлороводородной кислотой.
Записать экспериментальные данные по следующей форме:
m – масса металла, г;
V1 – объем газа в эвдиометре до растворения металла, дм3;
V2 – объем газа в эвдиометре после растворения металла, дм3;
Vоэ(Н2) = 11,2 дм3/моль – объем моля эквивалентов водорода (н.у.);
Mэ(Н) = 1 г/моль – молярная масса эквивалента водорода;
t – температура в лаборатории, оС ;
Т – температура в лаборатории, К;
То – стандартная температура 273 К;
Ратм – атмосферное давление по барометру, мм.рт.ст. (перевести в кПа);
Ро – стандартное давление (760 мм рт.ст. = 101,325 кПа)
h1 – давление насыщенного водяного пара, при температуре проведения опыта (взять из табл. 1.3, перевести в кПа);
h2 – давление столба воды в эвдиометре по окончании опыта.
Для выбора значения h1 использовать данные табл.3.
Величину h2 рассчитать по формуле:
h2 = ρ(H2O) ·g ·h(H2O),
где ρ(H2O) = 1000 кг/м3 – плотность воды;
g = 9,81 м/с2 – ускорение свободного падения;
h(H2O) – высота столба воды в эвдиометре, м.