Вчення про кількість речовини

Хімічні реакції здійснюються за участю дуже великого числа формульних одиниць (молекул, іонів, атомів). Для оцінки порцій речовини за вмістом у них тих чи інших формульних одиниць застосовують фізико-хімічну величину – кількість речовини. Кількість речовини позначають латинською буквою n(X), чи грецькою – ν(X).

Одиницею вимірювання кількості речовини є моль – одна із 7 основних одиниць СІ.

Моль – це порція речовини, яка містить таку ж сукупність формульних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів) цієї речовини, скільки атомів є в 0,012 кГ ізотопу Карбону з масовим числом 12 – ¹²С. Число формульних одиниць в 1,0 молі речовини молекулярної, атомарної, іонної, металічної будови завжди визначається значенням сталої Авогадро (N_A= 6,02x10²³ моль^-1):

1 моль речовини містить 6,02x10²³ формульних одиниць (ф.о.).

Кількість речовини n(X) розраховується за відношенням числа формульних одиниць в порції речовини до сталої Авогадро:

(1)

Якщо відома кількість речовини, то можна розрахувати число формульних одиниць речовини. Наприклад, з виразу (1) 0,5 моль молекулярного кисню () містить число молекул кисню :

молекул кисню.

Для порції 0,5 моль О₂ кількість атомів Оксигену, що входять до складу молекули кисню буде вдвічі більшою від кількості кисню:

.

Тоді число атомів Оксигену в 0,5 моль кисню становитиме:

атомів Оксигену.

0,1 моль калія сульфату містить число іонних асоціатів K₂SO₄, яке можна визначити за виразом:

В цій порції кількість іонів калію буде вдвічі більшою, ніж кількість K₂SO₄, а саме , тоді число іонів калію в цій порції становить:

.

Кількість сульфат-іонів SO₄^2- дорівнює кількості калія сульфату:

,

тоді число сульфат-іонів також дорівнює числу іонних асоціатів K₂SO₄:

.

Для розрахунків мас речовин, які беруть участь у хімічних реакціях, необхідно знати маси молекул, атомів, іонів. Маси окремих атомів дуже малі (від 1,67·10^-24 до 1,0·10^{-22 г}) і є недосяжними для безпосереднього вимірювання. На практиці для зручності проведення розрахунків застосовують відносні атомні маси та відносні молекулярні маси .

Відносна атомна маса та відносна молекулярна маса показують, у скільки разів більша, відповідно – маса одного атома елемента та молекули певної речовини від частки маси атома ізотопа Карбону ¹²С.

частка маси атома ізотопа Карбону ¹²С має назву атомної одиниці маси (а.о.м.). Це сучасна позасистемна одиниця вимірювання відносних атомних та відносних молекулярних мас.

.

Значення відносних атомних мас елементів наведені у Періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва під символом елемента. Наприклад, для атома Al відносна атомна маса становить 26,98.

Виходячи із значення відносної атомної маси елемента, легко знайти масу одного атома, так, маса атома Алюмінію становить:

.

Відносна молекулярна маса сполуки розраховується за хімічною формулою. Вона дорівнює сумі відносних атомних мас усіх атомів, що входять до складу молекули. Наприклад, для молекули СН₃ОН відносна молекулярна маса дорівнює:

.

Тоді маса однієї молекули СН₃ОН дорівнює:

.

Для іонного асоціату K₃PO₄ відносна молекулярна маса уявної формульної одиниці становить:

.

Тоді маса умовної формульної одиниці солі:

.

Маса 1 моль речовини (авогадрової сукупності формульних одиниць), що визначена у грамах, має назву молярної маси. Позначення молярної маси , а одиниця вимірювання – г/моль.

Молярні маси одержують, помноживши значення маси однієї формульної одиниці речовини на сталу Авогадро.

;

;

.

Чисельне значення молярної маси атомів співпадає з відносною атомною масою. Так, ,

тому ;

Значення молярних мас молекул співпадають із відносною молекулярною масою молекул:

, відповідно ;

, відповідно .

Значення молярної маси як фізичної величини розраховують за відношенням маси порції речовини до кількості речовини, що міститься в цій порції: .

 

Основні закони хімії

Закон збереження маси

Важливим етапом розвитку сучасної хімії було створення кількісних методів дослідження. У 1748-1756 рр. М.В. Ломоносов встановлює та експериментально підтверджує закон збереження маси. Сучасне формулювання цього закону є таким: загальна маса продуктів реакції дорівнює загальній масі речовин, які брали участь у взаємодії.

Зміст закону пояснюється тим, що під час хімічної реакції відбувається тільки перегрупування атомів, але число атомів та маса кожного атома залишається сталими. Оскільки число атомів кожного елемента, а відповідно їх загальна маса не змінюється, то маса реагентів завжди дорівнює масі продуктів.

Зміст будь-якого хімічного перетворення відображається рівнянням хімічної реакції. У лівій частині рівняння наводять формули реагентів, а у правій частині – формули продуктів, обидві частини рівняння з’єднуються знаком хімічної рівності (=).

За допомогою стехіометричних коефіцієнтів (чисел, які стоять перед формулами речовин у рівнянні) урівнюють числа атомів кожного елемента в складі реагентів та продуктів реакції. Наприклад, взаємодія оксиду купруму з хлоридною кислотою, що завершується утворенням солі купруму хлориду та води, відображається таким рівнянням:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O.

 

Закон сталості складу

Цей закон був сформульований у 1799 р. французьким вченим Ж. Прустом на основі аналізу хімічних сполук. Сучасне його формулювання є таким: склад речовин з молекулярною будовою є сталим та не залежить від методу та місця їх добування.

У кожній хімічній сполуці зберігається сталим співвідношення числа та мас атомів елементів, які входять до її складу. При цьому співвідношення числа атомів різних елементів визначають, виходячи з їх валентностей, а тому вони відповідають відношенню невеликих цілих чисел. Так, для води Н₂О таке відношення становить 2:1, для N₂O₃ – 2:3, для гідрогенхлорида HCl – 1:1.

Порівнюючи відносні атомні маси елементів гідрогену та Оксигену ( =1, =16) можна стверджувати, що масові співвідношення цих елементів становлять у молекулі Н₂О 1:8. Тому при з’єднанні простих речовин Н₂ та О₂ їх маси так само будуть співвідноситись як 2:1.

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

, тому якщо реагує 4 г Н₂ (2 моль), то у взаємодії бере участь 32 г кисню (1 моль). Відношення мас .

Дослідження сполук немолекулярної будови, які були започатковані К. Бертоле одночасно з дослідженням Ж. Пруста, доводили можливість одержання за різних умов добування як сталих за складом речовин (дальтоніди), так і речовин змінного складу (бертоліди). До бертолідів належить більшість кристалічних речовин немолекулярної будови – оксиди, карбіди, нітриди, сульфіди.

 

Закони газового стану

Під час хімічних процесів може суттєво змінюватись об’єм системи, якщо в реакції, як серед реагентів, так і продуктів, є речовини в газоподібному стані. Тому, важливим є вміння проводити кількісні розрахунки за співвідношенням об’ємів газів.

Основним газовим законом є закон Авогадро, що був сформульований як гіпотеза у 1811 р.: у рівних об’ємах різних газів за однакових фізичних умов міститься однакове число молекул.

Із закону Авогадро випливають три важливі наслідки:

1. Один моль будь-якого газу (така порція містить число молекул, що складає 6,02·10²³) за однакових фізичних умов займає об’єм, який називають молярним. Молярний об’єм газу за нормальних умов (н.у.), Р⁰ =101,325 кПа, Т⁰ =273,15 К, дорівнює 22,4 л/моль. Молярний об’єм газу визначається як відношення об’єму порції газу до кількості речовини в цій порції:

,

де - формула газу.

2. Об’єм порції газу є прямо пропорційним кількості газу в цій порції:

.

Наприклад, якщо кількість газу становить 0,25 моль, тоді об’єм цієї порції становить 5,6 л:

.

3. Маси різних газів і , які займають однакові об’єми за P, T =const, співвідносяться між собою як маси їх молекул. Це зрозуміло, оскільки згідно з гіпотезою Авогадро однакові об’єми газів X та Y містять однакове число молекул, а маси молекул цих газів співвідносяться так само, як їх молярні маси:

.

Відношення молярної маси газу Х до молярної маси газу Y, що взятий за зразок, має назву відносної густини одного газу за іншим та позначається літерою (англ. density).

За значенням відносної густини газу зручно розраховувати молярні маси невідомих газів та маси їх молекул .

Найчастіше відносну густину газу Х визначають відносно газу водню (). Тоді, якщо відносна густина газу за воднем становить 64, то легко визначити молярну масу газу за співвідношенням:

, звідки .

Молекула цього газу буде мати масу більшу в 64 рази у порівнянні з масою молекули Н₂. Оскільки маса молекули водню становить

,

то маса молекули газу становить відповідно величину в 64 рази більшу:

.

Іноді густину газу визначають відносно повітря (), молярна маса якого, як усереднена величина, є близькою до 29 г/моль. Тоді молярну масу газу Х визначають так: .

Закон Авогадро надав пояснення закону Гей-Люссака (1808 р.): під час взаємодій об’єми газоподібних речовин (реагентів та продуктів) співвідносяться між собою як стехіометричні коефіцієнти перед формулами відповідних речовин в рівнянні хімічної реакції. Цей закон визначають як закон об’ємних співвідношень.

Так, у реакції горіння бутану 2С₄Н₁₀ + 13О₂ = 8СО₂ + 10Н₂О співвідношення об’ємів вуглеводню С₄Н₁₀ та кисню так само, як і співвідношення їх кількостей, дорівнює співвідношенню коефіцієнтів:

,

тобто об’єм кисню в 6,5 разів більший за об’єм бутану.

Якщо необхідно розрахувати, який об’єм О₂ потрібно витратити для спалювання 110 л С₄Н₁₀, то, використавши знайдене об’ємне співвідношення газів під час взаємодії, маємо:

.