Основные стехиометрические законы

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Все многообразиеокружающего нас мира, все предметы и явления представляют собой различные виды и формы проявления движущейся материи. Конкретно движущаяся материя проявляет себя как вещество и поле. Под веществом понимают материальные объекты, имеющие массу покоя, т.е. собственную тела, измеренную в системе координат, относительно которой это тело неподвижно, и обладающее при определенных условиях постоянными химическими и физическими свойствами. Таким образом, к веществу относятся электроны, нуклоны, атомы, молекулы и.т.д.

Поле ­­-это форма материи, связывающая частицы вещества и осуществляющая взаимодействие этих частиц (например, электромагнитное поле, гравитационное поле и др.). Материальные носители поля «массу покоя» не имеют. Так, фотоны (частицы светового электромагнитного поля) характеризуются постоянной скоростью (~300000 км/с) и отсутствием массы покоя.

Вещество при известных условиях может превращаться в поле и наоборот – поле в вещество. Например, при горении вещество переходит в поле в виде световых фотонов; при столкновении позитрона с электроном обе частицы исчезают и образуется два фотона: е+-=2hn.

Химия – это наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях.

Cвойства вещества делятся на физические и химические. К физическим свойствам относятся плотность, твердость, цвет, агрегатное состояние, температура кипения и плавления и.т.д. При физических процессах молекулы веществ остаются неизменными.

Химические свойства проявляются в превращениях веществ, при которых молекулы или атомы одних веществ превращаются в новые молекулы или отдельные атомы (например, разложение воды на водород и кислород, горение натрия в хлоре с образованием хлорида натрия).

Основным свойством и способом существования материи является движение.Формы движения материи очень разнообразны и взаимосвязаны друг с другом. Формы движения материи изучаются разными естественными науками: физикой, химией, биологией и др.

Количественной мерой движения материи служит энергия. Между массой и энергией существует взаимосвязь, количественно выражаемая уравнением Эйнштейна (1905г.):

Е= mc2,

где Е – энергия; m – масса; с – скорость света в вакууме (3.108м/с).

Данное уравнение является количественной формой выражения фундаментального закона сохранения массы и энергии. Так как химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами, то в результате их протекания происходит изменение массы. Однако, так как энергетические эффекты реакций находятся в пределах 10 - 1000 кДж на единицу количества вещества, то, согласно (1), изменение массы находится на уровне 10-8 – 10-10 г. Такое небольшое изменение массы можно не учитывать.

Следует отметить, что уравнение Эйнштейна указывает на взаимосвязь, а не на эквивалентность массы и энергии и не на их превращения друг в друга.

Химия изучает химическую форму движения материи. Современная химия – это разветвленная система многих наук: общей, неорганической, органической, физической, аналитической химии, электрохимии, биохимии и т.д.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Химия –это наука об элементах и образуемых ими соединениях, наука о строении, свойствах и химических превращениях этих соединений.

Химическим элементом называют вид атомов с одинаковым зарядом ядер.

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Таким образом, каждому химическому элементу соответствует определенный вид атомов. В настоящее время известно 117 элементов, из которых 92 встречаются в природе.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию, обладающая его основными химическими свойствами и состоящая из одинаковых или различных атомов.

Если молекулы состоят из одинаковых атомов, то вещество называют простым или элементарным, например, О2 , S8, Ne. Простое вещество является формой существования химического элемента в свободном состоянии.

Если молекула состоит из разных атомов, то вещество называют сложным или химическим соединением, например, CO2, NH3.

Любое вещество характеризуется определенным качественным и количественным составом, который выражается формулой.

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы – от 1,674.10-27 до 4,27.10-25 кг. В химии пользуются не их абсолютными значениями (m0), а относительными: Аr, (relative – относительный).

Относительной атомной массой химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к 1/12 массы изотопа углерода -12 (12С).

1/12 массы атома изотопа 12С принята за атомную единицу массы (а.е.м.), международное обозначение – u.

1 а.е.м. = 1,661.10-27 кг

Относительная атомная масса является величиной безразмерной.

Относительной молекулярной массой Мr вещества называется отношение массы его молекулы к 1/12 массы изотопа углерода -12 (12С).

Единицей измерения количества вещества в Международной системе единиц (СИ) является моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.

Число атомов NА в 0,012 кг изотопа углерода 12С составляет 6,022.1023 моль-1 (постоянная Авогадро).

Масса 1 моль вещества называется молярной массой:

М = m/n (г/моль).

Численное значение молярной массы совпадает с относительной молекулярной, атомной или формульной массой данного вещества.

ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

Вконце XVIII и в начале XIX вв. благодаря развитию количественных методов исследования были накоплены многочисленные экспериментальные факты, обобщение которых привело к формулировке так называемых стехиометрических законов, определяющих количественные соотношения между массой и объемом веществ при их химическом взаимодействии: закона сохранения массы, закона постоянства состава, закона эквивалентов, закона кратных отношений

Закон сохранения массы (Ломоносов 1748г.):масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

В химических реакциях атомы не исчезают и не появляются вновь.

2H2 + O2 = 2H2O

4 г основные стехиометрические законы - student2.ru 32 г 2 основные стехиометрические законы - student2.ru 18 г

36 г = 36 г

Как уже говорили, закон верен лишь в практическом смысле, так как химическое взаимодействие сопровождается изменением энергии системы, а масса и энергия эквивалентны, то изменяется и масса системы.

Закон постоянства состава (Пруст 1808 г.):всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

CaCO3 основные стехиометрические законы - student2.ru CaO + CO2;

2 CO + O2 основные стехиометрические законы - student2.ru 2 CO2;

CH4 + 2 O2 основные стехиометрические законы - student2.ru CO2 + 2 H2O.

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой, а также ионной связью, которые характеризуются постоянным составом и целочисленным стехиометрическим отношением компонентов, и называются дальтонидами (в честь Дальтона). Те соединения, которые обладают переменным составом, не соответствующим стехиометрическим соотношениям компонентов, называют бертоллидами (в честь Бертолле). Переменный состав наиболее типичен для кристаллических соединений с металлической и ковалентной связью (TiO0,6, TiO1,33).

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому мы можем говорить об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений. Эквивалентность присуща и взаимодействию сложных веществ. Она отражается в законе эквивалентов.

Закон эквивалентов (Рихтер 1800г.):все вещества реагируют в эквивалентных соотношениях или массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

основные стехиометрические законы - student2.ru

Эквивалент -реальная или условная частица, которая в данной кислотно-основной реакции, в реакции ионного обмена равноценна одному атому (одному иону) водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

Фактор эквивалентности fэкв(Х) – число, обозначающее длю реальной частицы, которая в реакции ионного обмена равноценна одному атому (одному иону) водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону. Фактор эквивалентности (fэкв = основные стехиометрические законы - student2.ru ) может равняться единице или быть меньше ее.

Молярная масса эквивалента вещества М[ основные стехиометрические законы - student2.ru (Х)]равна произведению фактора эквивалентности fэкв(Х) на молярную массу вещества Х. Молярную массу эквивалента различных веществ можно рассчитать по формулам:

М( основные стехиометрические законы - student2.ru оксида) = основные стехиометрические законы - student2.ru ;

М( основные стехиометрические законы - student2.ru кислоты) = основные стехиометрические законы - student2.ru ;

М( основные стехиометрические законы - student2.ru основания) = основные стехиометрические законы - student2.ru ;

М( основные стехиометрические законы - student2.ru соли) = основные стехиометрические законы - student2.ru .

Например: М( основные стехиометрические законы - student2.ru H2SO4) = основные стехиометрические законы - student2.ru × МH основные стехиометрические законы - student2.ru SO основные стехиометрические законы - student2.ru = основные стехиометрические законы - student2.ru × 98 = 49 г/моль.

М( основные стехиометрические законы - student2.ru Са(ОН)2) = основные стехиометрические законы - student2.ru ;

М( основные стехиометрические законы - student2.ru Al основные стехиометрические законы - student2.ru (SO4)3) = основные стехиометрические законы - student2.ru = основные стехиометрические законы - student2.ru .

Закон кратных отношений (Дальтон 1803 г.):если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

Например, массовые отношения С:О в оксидах СО2 и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение углерода, связанное с одной и той же массой кислорода равно 2:1.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Физическое состояние газа определяют три параметра: Р – давление, V – объем, Т – температура.

Нормальные условия для газов (н. у.): давление 1,013 × 105 Па (1 атм = 760 мм рт. ст.), температура 273 К.

Числовые значения универсальной газовой постоянной R зависят от выбора единиц измерения параметров P, T, V. В системе СИ единица объема – метр кубический (м3), единица давления – паскаль (Па), R = 8,314 Дж/(моль × К). Если объем газа измерен в литрах, а давление в атмосферах, то R = 0,082 л × атм/(моль × К).

Из всех газовых законов в химии чаще всего используют закон Авогадро, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона, закон Дальтона.

Закон Авогадро: В равных объемах (V) различных газов при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

Следствие I. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) занимают одинаковый объем.

Поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц (NA = 6,02 × 1023моль–1), то, следовательно, любые газообразные вещества химическим количеством, равным 1 моль, при одинаковых условиях должны занимать один и тот же объем, называемый молярным объемом Vm. Молярный объем любого газа при нормальных условиях – 22,4 л/моль.

Молярный объем газа Vm – величина, равная отношению объема определенной порции газа V(X) к химическому количеству вещества n(X) этой порции газа: Vm = основные стехиометрические законы - student2.ru , откуда n(Х) = основные стехиометрические законы - student2.ru , где n(X) – химическое количество вещества X, моль; V(X) – объем газа X (н.у.), л;Vm – молярный объем газа X, л/моль.

Количество вещества n(X) можно рассчитать также:

n(X) = основные стехиометрические законы - student2.ru; n(X) = основные стехиометрические законы - student2.ru,

где m(X) – масса вещества X, г; М(X) – его молярная масса, г/моль; N – число структурных единиц в порции вещества X; NA – постоянная Авогадро (6,02 × 1023моль–1).

Следствие 2. Относительная плотность одного газа (X) по другому (Y) равна отношению их молярных масс (М) при заданных давлении и температуре:

DY = основные стехиометрические законы - student2.ru = основные стехиометрические законы - student2.ru ,

где DY – относительная плотность газа X по газу Y, М(X) и М(Y) – их молярные массы, r(X) и r(Y) – физические плотности этих газов.

При нормальных условиях физическую плотность можно определить по формуле

r = основные стехиометрические законы - student2.ru г/л.

Объединенный газовый закон: Для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная:

основные стехиометрические законы - student2.ru = сonst или основные стехиометрические законы - student2.ru = основные стехиометрические законы - student2.ru ,

где индексы 1 и 2 определяют разные физические условия.

Уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV = основные стехиометрические законы - student2.ru RT.

Наши рекомендации