Основные законы химии

Например, абсолютная масса молекулы серной кислоты равна

M (H₂SO₄) 98 г/моль

m_M (H₂SO₄) = ¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾¾¾ = 1,63×10^-22 г.

N_A 6,02×10²³ моль^-1

1. Закон сохранения массы веществ. М.В. Ломоносов сначала теоретически, а затем опытным путём открыл и обосновал закон сохранения массы веществ (1748 г.), который лежит в основе всех химических реакций. Современная формулировка этого закона: при любом химическом процессе масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Равенство масс исходных веществ и продуктов реакции объясняется тем, что при химической реакции происходит только перегруппировка атомов, а число атомов и масса каждого атома остаются постоянными. При записи химического уравнения это условие соблюдается путём подбора соответствующих коэффициентов.

2. Закон постоянства состава. Этот закон был сформулировал французским учёным Ж.. Прустом (1808 г.): любое химически чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон постоянства состава вытекает из атомно-молекулярного учения: любое вещество состоит из молекул, а молекулы – из одного и того же количества атомов. Но поскольку атомы имеют постоянную массу, то и масса вещества в целом постоянна.

3. Закон эквивалентов. Этот закон был сформулирован немецким химиком В. Рихтером (1793 г.): химические элементы (вещества) взаимодействуют друг с другом в строго определённых количествах, прямо пропорциональных их эквивалентным массам (молярным массам эквивалентов).

В математической форме закон эквивалентов можно выразить следующим образом:

m (1) M_ЭК (1)m (1) m (2)

¾¾¾ = ¾¾¾ или ¾¾¾ = ¾¾¾,

m (2) M_ЭК(2) M_ЭК (1) M_ЭК (2)

где m (1) и m (2) – массы взаимодействующих веществ, М_ЭК(1) и М_ЭК(2) – эквивалентные массы, или молярные массы эквивалентов этих веществ.

Если одно из веществ, или оба, находится в газообразном состоянии, то закон эквивалентов может быть выражен следующими зависимостями

m (1) V (2) V(1) V(2)

¾¾¾ = ¾¾¾ или ¾¾¾ = ¾¾¾

M_ЭК (1) V_ЭК (2) V_ЭК (1) V_ЭК (2)

где V(1) и V(2) – объёмы газов, л, V_ЭК (1) и V_ЭК (2) – объёмы эквивалентов газов при н.у., л.

Понятие эквивалента было введено в химию для сопоставления соединительной способности различных элементов. Эквивалент – это условная частица, содержащаяся в одной формульной единице (ФЕ) вещества. В 1 ФЕ может находиться только целое число (1, 2, 3 и т.д.) эквивалентов вещества, которое называют эквивалентным числом или числом эквивалентности (Z). В связи с этим количество вещества эквивалентов в Zраз больше (или равно) количеству вещества:

n_ЭК = Z×n

Эквивалент элемента – это количество вещества в молях, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.Например, необходимо определить эквивалент двухвалентного металла в следующей окислительно-восстановительной реакции:

II II

Me + 2HCl = MeCl₂^­ + H₂

Из уравнения реакции следует, что

1 моль атомов металла замещает ¾¾¾¾¾¾ 2 моль атомов водорода

х моль ¾¾¾ ² ¾¾¾ ¾¾¾¾¾¾ 1 моль ¾¾ ² ¾¾

Решая это простое соотношение, находим, что эквивалент двухвалентного металла равен ½ моль.

Эквивалент элемента можно найти и через понятие «эквивалентное число» по формуле:

Эк (Х) =

В окислительно-восстановительной реакции эквивалентное число Z восстановителя (Me) определяется числом электронов, отданных 1 ФЕ восстановителя. В приведённой выше реакции Z(Me) = 2, тогда:

Эк (Ме) = моль

Для обменной реакции:

m A + n B = pC + qD

эквивалентное число, например, вещества А рассчитывают как отношение стехиометрических коэффициентов реакции:

Z(А) =

Для выполнения различных количественных расчётов в химии введено ещё одно понятие – эквивалентная масса (молярная масса эквивалента).

Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента)– это масса одного эквивалента вещества, выраженная в граммах на моль, т. е. отношение массы вещества к его количеству вещества эквивалентов:

М_ЭК =

Различают молярные массы эквивалента элемента, оксида, кислоты, основания и соли.

1. Молярная масса эквивалента элемента – это отношение молярной массы атомов элемента к его валентности (В) в данном химическом соединении

M

М_ЭК = ¾¾, г/моль

B

По этой формуле определяется теоретическое значение молярной массы эквивалента элемента. Например, молярная масса эквивалента углерода в оксиде углерода (II) CO, будет равна

М_ЭК (С) = ¾ = 6 г/моль,

а в оксиде углерода (IV) CO₂

М_ЭК (С) = ¾ = 3 г/моль.

В отличие от молярной массы, молярная масса эквивалента элемента не является постоянной величиной. Постоянное значение молярной массы эквивалента может быть только у элементов с постоянной валентностью.

2. Молярная масса эквивалента оксида – это частное от деления его молярной массы на произведение из числа атомов элемента и его валентности. Например

М_ЭК (Al₂O₃) = ¾¾ = 21,5 г/моль.

3. Молярная масса эквивалента кислоты – это частное от деления её молярной массы на основность кислоты, т. е. на число атомов водорода в её молекуле, участвующих в реакции. Например. Серная кислота H₂SO₄ – двухосновная кислота, так как в состав её молекулы входят 2 атома водорода. В химических реакциях могут участвовать от молекулы кислоты один или два атома водорода. В первом случае эквивалентная масса серной кислоты будет равна молярной массе – 98 г/моль, во втором случае её половине – 49 г/моль.

4. Молярная масса эквивалента основания - это частное от деления её молярной массы на кислотность основания, т. е. на число групп OH в его молекуле, участвующих в реакции. Например. Если в реакции между гидроксидом алюминия и соляной кислотой участвуют 2 группы ОН основания Al(OH)₃, то его эквивалентная масса будет равна:

М_ЭK (Al(OH)₃) = ¾¾ = 39 г/моль.

5. Молярная масса эквивалента соли - это частное от деления её молярной массы на произведение из числа атомов металла и его валентности. Например. Эквивалентная масса сульфата алюминия равна

М_ЭК (Al₂(SO₄)₃) = ¾¾ = 57 г/моль.

2×3

4. Закон кратных отношений. Этот закон был открыт английским химиком Дж. Дальтоном (1808 г.): если два элемента образуют между собой несколько соединений, то весовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же весовым количеством другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон этот хорошо иллюстрируется на примере оксидов азота, которых известно пять. На 1 вес.ч. азота приходится следующее количество вес.ч. кислорода:

N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

0,57 1,14 1,71 2,28 2,85

Приняв 0,57 вес.ч за единицу, получим следующее относительное весовое содержание кислорода:

1 2 3 4 5

Тот факт, что элементы входят в соединения некоторыми определёнными порциями, свидетельствует о прерывном строении вещества. Тем самым Дальтон экспериментально доказал, что все вещества состоят из мельчайших частиц - атомов.

5. Закон объемных отношений. Этот закон был открыт французским химиком Ж. Гей-Люссаком (1805 г.): объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу, а также к объёмам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Например, для реакции:

N₂(г) + 3Н₂(г) = 2NH₃(г)

объёмы реагирующих и образующихся газов относятся друг к другу как 1:3:2.

6. Закон Авогадро. Для объяснения закона простых объёмных отношений в реакциях газообразных веществ итальянский учёный Авогадро выдвинул гипотезу, которая впоследствии была подтверждена экспериментально и получила статус закона (1811 г.): в равных объёмах различных газов при одинаковых физических условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

а) Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объём.

б) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объём.

Объём, занимаемый 1 моль газа можно вычислить, если известна абсолютная плотность газа (Д_а). Д_а – это масса 1 л газа при нормальных условиях (н.у.). Нормальные условия: температура 0 ⁰С (273 ⁰К) и давление 1 атм (760 мм рт.ст.) или 101,3 кПа.

Например, абсолютная плотность водорода Д_а (H₂) = 0,09 г/л. Молярная масса водорода М (H₂) = 2,016 г/моль. Найдём объём, занимаемый 1 моль водорода из соотношения

0,09 г (Д_а) водорода занимает при н.у. ¾¾¾¾¾ 1 л

2,016 (М) ¾¾¾ ² ¾¾¾ ¾¾¾¾¾ х л

M

х = 22,4 л/моль 22,4 = ¾

Д_а

Молярным объёмом газа (V_м) – это объём одного моля любого вещества в газо- или парообразном состоянии при нормальных условиях, т. е. отношение объёма газа к количеству вещества этого газа

V

V_м = ¾,

n

где V- объём газа в литрах, n - количество вещества в молях. Поскольку 1 моль любого вещества содержит 6,02×10²³ структурных частиц, то такое количество молекул газа при н.у. занимают объём, равный 22,4 л. Из приведённого выше примера следует, что молярные массы газообразных веществ можно определить на основе закона Авогадро по следующей формуле

M = Д_а× 22,4

7. Относительная плотность одного газа по другому. Для определения молекулярной массы газообразного вещества удобнее пользоваться понятием не абсолютной, а относительной плотности. Относительная плотность одного газа по другому (Д₂(1)) – это отношение масс этих двух газов, взятых в равных объёмах при одинаковых условиях

m (1)

Д₂(1) = ¾¾

m (2)

Относительная плотность – величина безразмерная.

Из закона Авогадро следует:

Д₂(1) = ,

что относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных (М) или относительных молекулярных масс (М_r)

M (1) M_r (1)

Д₂ (1) = ¾¾¾ или Д₂(1) = ¾¾

M (2) M_r (2)

Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (Д_Н2) или воздуху (Д_возд.).

Относительная плотность любого газа (Х) по водороду:

М_r (X) M_r (X)

Д_Н2 (Х) = ¾¾¾ = ¾¾¾

M_r (H₂) 2

Из приведённого выше уравнения следует: молекулярная масса исследуемого газа Х равна его удвоенной плотности по водороду:

М_r (X) = 2× Д_Н2 (Х)

Относительная плотность газа (Х) по воздуху

M_r (X) M_r (X)

Д_возд. (Х) = ¾¾¾¾ = ¾¾¾.

M_r (возд.) 29

Средняя молекулярная масса воздуха вычисляется исходя из того, что воздух в основном состоит из 78 об. % азота, 21 об. % кислорода 1 об. % других газов

78×28 + 21×32

М_r (возд.) = ¾¾¾¾¾¾¾ = 28,56» 29.

Молекулярная масса исследуемого газа по его плотности по воздуху определяется выражением:

М_r (X) = 29× Д_возд. (Х)

8. Объединённое уравнение газового состояния. Для приведения объёма газа к нормальным условиям пользуются объединённым уравнением идеального состояния газа (объединяет законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака):

P V P_o V_o

¾¾ = ¾¾¾

T T_o

Отсюда:

P V T_o

V_o = ¾¾¾¾

P_o T

Переход от международной стоградусной шкалы ⁰С к абсолютной шкале ⁰К производится по формуле:

Т = 273 + t,

где Т – температура в ⁰К; t – температура в ⁰С.

Дата добавления: 2017-01-13