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⁺+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: А_r, (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 М_r 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 N_А 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 32 г 2 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 CaO + CO₂;

2 CO + O₂ 2 CO₂;

CH₄ + 2 O₂ 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 (TiO_0,6, TiO_1,33).

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.

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 f _экв(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 (f _экв = ) может равняться единице или быть меньше ее.

Молярная масса эквивалента вещества М [ (Х)] равна произведению фактора эквивалентности f _экв(Х) на молярную массу вещества Х. Молярную массу эквивалента различных веществ можно рассчитать по формулам:

М ( оксида) = ;

М ( кислоты) = ;

М ( основания) = ;

М ( соли) = .

Например: М ( H₂SO₄) = × М _{H SO} = × 98 = 49 г/моль.

М ( Са(ОН)₂) = ;

М ( Al (SO₄)₃) = = .

 

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 (N _A = 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 V_m. Молярный объем любого газа при нормальных условиях – 22,4 л/моль.

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

Количество вещества n (X) можно рассчитать также:

n (X) = ; n (X) = ,

где m (X) – масса вещества X, г; М (X) – его молярная масса, г/моль; N – число структурных единиц в порции вещества X; N _A – 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:

D_Y = = ,

где D_Y – 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 = г/л.

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

= сonst или = ,

где индексы 1 и 2 определяют разные физические условия.

Уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV = RT.