Вопрос № 3 Стехиометрические законы химии (30 мин.)

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.

1. Закон сохранения массы вещества

(М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется следующим образом: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после нее остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

Ломоносов связал закон сохранения массы вещества с законом сохранения энергии и рассматривал их в единстве как всеобщий закон природы. Современная наука подтвердила выводы Ломоносова. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна: Е = mc².

2. Закон постоянства состава

(Ж. Пруст, 1801 г.)

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, оксид углерода (IV) – углекислый газ – можно получить различными способами:

С + О₂ ® СО₂

С₃Н₈ + 5О₂ ® 3СО₂ + 4Н₂О

СаСО₃ ® СО₂ + СаО

Na₂CO₃ + 2HCl ® СО₂ + 2NaCl + H₂O

И во всех случаях углекислый газ будет иметь один и тот же состав:

27,29 % С и 72,71 % Н.

Данный закон справедлив для соединений с молекулярной структурой (такие соединения называются дальтониды). Соединения с немолекулярной структурой – бертоллиды – с атомной, ионной и металлической решеткой имеют переменный состав, который зависит от способа получения. Например, в зависимости от давления и температуры оксиды урана могут иметь различный состав: UO₃ – от UO_2,5 до UO₃; UO – от UO_0,9 до UO_1,3.

3. Закон кратных отношений

(Д. Дальтон, 1803 г.)

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то количества одного элемента, соединяющееся с одним и тем же количеством другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Этот закон справедлив только для соединений молекулярного состава. Хорошей иллюстрацией его являются оксиды азота.

Оксид	Состав оксида, %	Части О на 1 часть N	Относитель-ное содержание О
азот	кислород
Оксид азота (I) N2O	63,7	36,3	0,57
Оксид азота (II) NO	46,7	53,3	1,14
Оксид азота (III) N2O3	36,8	63,2	1,71
Оксид азота (IV) NO2	30,4	69,6	2,28
Оксид азота (V) N2O5	25,9	74,1	2,85

Закон кратных отношений не соблюдается для соединений переменного состава, а также для соединений, которые состоят из большого числа атомов. Например, в углеводородах С₁₈Н₃₈ и С₂₀Н₄₂ массы углерода и водорода соотносятся как целые числа, но их нельзя назвать небольшими числами.

4. Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Например, в реакции получения аммиака

N₂ + 3H₂ D 2NH₃

объемы азота, водорода и аммиака относятся как 1 : 3 : 2.

Закон этот справедлив в том случае, если все измерения объемов газов проведены при одинаковых температуре и давлении.

5. Закон эквивалентов

( И. Рихтер, 1793 г.)

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентам.

Из закона постоянства состава следует, что элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

Химическим эквивалентом элемента или соединения называется такое его количество (в молях), которое взаимодействует с 1 моль атомов водорода или замещает это же количество атомов водорода в химических соединениях.

Единица химического эквивалента – моль.

Например, в соединениях

HBr	Эквивалент Br = 1 моль
H2O	Эквивалент О = 1/2 моль
PH3	Эквивалент Р = 1/3 моль
SiH4	Эквивалент Si = 1/4 моль

Эквивалентная масса - масса 1 эквивалента, выраженная в г/моль или кг/кмоль.

При решении задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов:

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Вычисление эквивалентных масс

1. Эквивалентная масса элемента

Э_М (элемента) = , г/моль (кг/кмоль)

HBr	ЭМ (Br) = 80/1 = 80 г/моль
H2O	ЭМ (O) = 16/2 = 8 г/моль
PH3	ЭМ (P) = 31/3=10,3 г/моль
CO2	ЭМ (C) = 12/4 = 3 г/моль
CO	ЭМ (C) = 12/2 = 6 г/моль

2. Эквивалентная масса кислоты

Э_М (кислоты) = , г/моль (кг/кмоль)

Основность кислоты равна числу атомов водорода в ней.

HNO3	ЭМ (HNO3) = 63/1 = 63 г/моль
H2SO4	ЭМ (H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль
H3PO4	ЭМ (H3PO4) = 98/3 = 32,7 г/моль

3. Эквивалентная масса гидроксида (основания)

Э_М (гидроксида) = , г/моль (кг/кмоль)

Кислотность гидроксида равна числу ОН-групп в нем.

KOH	ЭМ (KOH) = 56/1 = 56 г/моль
Ba(OH)2	ЭМ (Ba(OH)2) = 171/2 = 85,5 г/моль
Fe(OH)3	ЭМ (Fe(OH)3) = 107/3 = 35,7 г/моль

4. Эквивалентная масса оксида

N(O) – число атомов кислорода в оксиде.

Э_М (оксида) = , г/моль (кг/кмоль)

NO	ЭМ (NO) = 30/(1×2) = 15 г/моль
NO2	ЭМ (NO2) = 46/(2×2) = 11,5 г/моль

5. Эквивалентная масса соли

N(металла) – число атомов металла в соли.

Э_М (соли) = , г/моль (кг/кмоль)

СаСО3	ЭМ (СаСО3) = 100/(1×2) = 50 г/моль
Al2(SO4)3	ЭМ (Al2(SO4)3) = 342/(2×3) = 57 г/моль

6. Закон Авогадро (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два очень важных следствия.

1 следствие

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем (молярный объем газа).

Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем

V₀ = 22,4 л/моль (м³/кмоль). Точное значение 22,41383 ± 0,0070 л/моль.

Нормальные условия t0 = 00C; T0 = 273 K; p0 = 1 ат = 760 мм рт.ст. = 101,3 кПа = 105 Па = 0,1 МПа

В условиях, отличных от нормальных (Т, р), молярный объем газа или пара можно рассчитать по формуле объединенного газового закона:

, л/моль (м³/кмоль)

2 следствие

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых условиях Т, р) называется плотностью первого газа по второму.

D₂ =

D₂ – плотность первого газа по второму.

Расчет плотности газа или пара по
водороду	кислороду	азоту	воздуху
=	=	=	=

Закон Авогадро как и другие газовые законы строго выполняется лишь для идеального газа, в котором молекулы не имеют объема и сталкиваются между собой только упруго. Так как в природе идеального газа нет, то газовые законы имеют приближенный характер.

(Все определения, формулы, графики и уравнения реакций даются под запись.)