Рекомендации к изучению теоретического материала. Закон сохранения массы. В изолированной системе масса продуктов реакции равна массе исходных веществ

ТЕМА 1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон сохранения массы. В изолированной системе масса продуктов реакции равна массе исходных веществ. Изолированная система – система, не обменивающаяся с внешней средой ни массой, ни энергией. Если система открыта, то закон нарушается. Однако, он может быть скорректирован соотношением Эйнштейна Е=mc². Е и m – эквивалентные значения энергии и массы. С – скорость света в пустоте, равная 2,997925×10⁵ м/с. Это означает, что никакой химический процесс не осуществляется без изменения массы вещества. Так при сгорании 1 моль Н₂ в кислороде с образованием водяного пара выделяется и рассеивается в окружающей среде 241 835 Дж энергии. С этой энергией по приведенному уравнению рассеивается масса вещества равная 2,69×10^{-12 кг, которую обнаружить современными методами взвешивания невозможно. Это обстоятельство и послужило основой формулировки закона сохранения массы веществ. Объяснение в том, что при течении химической реакции происходит только перегруппировка атомов, а число атомов каждого элемента и их масса остаются постоянными. Поэтому для химических реакций можно считать, что закон выполняется всегда. Коэффициенты в уравнении реакции позволяют уравнивать число атомов в левой и в правой его частях.}

Закон постоянства состава. Состав сложного вещества не зависит от способа его получения. Оказалось, что закон имеет ограниченное применение. Он всегда выполняется для газов, тогда как для жидкого и твердого агрегатных состояний – только в случае веществ с молекулярным строением. Кристаллические вещества атомного и ионного строения обычно имеют нестехиометрический состав, что обеспечивается образованием дефектов - катионных или анионных вакансий. Например: Na_{1,0000001-1,001}-Cl (анионная вакансия занята электроном); Fe_0,89-0,06 О (катионная вакансия компенсируется повышением заряда у двух ионов железа от +2 до +3); V₂Ta_0,9-1,17 (нейтральные вакансии). Область гомогенности - область составов, в которой существует данное химическое соединение. Если у нестехиометрического соединения стехиометрический состав попадает в область гомогенности, то соединение относят к дальтонидам (NaCl; V₂Ta), если нет, то к бертолидам (FeO, NiO). В случае жидких или твердых растворов закон не выполняется.

Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из них, приходящиеся на одну и ту же массу второго, относятся как небольшие целые числа. Например: N₂O, N₂O₃ и N₂O₅ (на 28 г азота приходится 16:48:80 = 1:3:5) или СО и СО₂ (на 12 г углерода приходится кислорода 16:32=1:2). Эти числа соответствуют либо степени окисления, либо половинам степеней окисления элемента с постоянной массой. Естественно, что закон выполним для газов и веществ с молекулярным строением в любом агрегатном состоянии.

Закон объемных отношений. Объемы участвующих в реакции газов относятся как небольшие целые числа. Эти числа пропорциональны коэффициентам в уравнении реакции. Например: 4NH₃+5O₂=4NO + 6H₂O

(n(NH₃):n(O₂):n(NO):n(H₂O)=V(NH₃):V(O₂):V(NO):V(H₂O) = 4: 5: 4: 6).

Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число структурных единиц (молекул, атомов).

Следствия из закона.

Одинаковое число молекул различных газов при равных условиях занимают одинаковый объем.

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем, который называется молярным объемом (V_М) [n=V/V_М]. При нормальных условиях V_М=22,4 л. Нормальные условия (н.у.) р_о=101,3 кПа; Т_о=273 К.

Относительная плотность одного газа (Х) по другому (А) равна отношению их молярных масс: D^Х_А= r_х/r_А=М_Х/М_А (краткая запись D_А)

Мольные и объемные доли для газов одинаковы: j= V₁/V₂+V₁; c=n₁/n₁+n₂; j=c.

Для газовой смеси выполняется закон Авогадро и первые три следствия. Для нее можно использовать понятие о средней молярной массе: М_ср. = åМ_ic_i=åМ_ij_i= М₁f₁+М₂f₂+…М_if_i.

Закон Авогадро и его следствия выполняются для идеальных газов, в которых отсутствуют межмолекулярные взаимодействия и молекулы не имеют собственного объема. Идеальные газы, а также их смеси описываются с помощью трех параметров: давление (р), объем (V), температура (Т). Для них выполняются: закон Бойля-Мариотта - р₁×V₁=р₂×V₂ (T=const); закон Гей-Люссака - Т₁×V₂=T₂×V₁ (p=const); закон Шарля – Т₁×р₂=Т₂×р₁ (V=const); объединенный газовый закон - р₁V₁/T₁ = р₂V₂/T₂. Если использовать в этом законе параметры нормальных условий для 1 моля газа(V_М=22,4 л/моль), то можно получить универсальную газовую постоянную R=0,082л×атм./моль×К (р=1 атм.); 8,314 кПа×л/моль×К (р=101,3 кПа); 62,36 мм.рт.ст.×л/моль×К (р =760 мм.рт.ст.). Подставляя R в выражение объединенного газового закона, получаем уравнение состояния идеального газа для n=1 моль. Если n моль, то – уравнение Менделеева-Клапейрона: рV = nRT или рV =.

Закон Дальтона Общее давление смеси газов равно сумме парциальных давлений компонентов (Р=р₁+р₂+…+р_i). Парциальное давление (р) – это давление, которое производил бы компонент газовой смеси, если бы он занимал объем, равный объему смеси (р_i =j_i.Р).

Закон Дюлонга и Пти (закон удельных теплоемкостей). Атомные теплоемкости простых веществ одинаковы и приблизительно равны 26 Дж/моль.К (или 6,3-6,4 кал/моль). Атомная теплоемкость (С_М) – количество тепла, необходимое для нагревания 1 моль вещества на 1 ^оС. Удельная теплоемкость (С_m) – количество тепла, необходимое для нагревания 1 г вещества на 1^оС

М= А_r= C_М/C_m=26/C_m(г/моль).

Закон Гесса (закон постоянства количества теплоты).

Тепловой эффект процесса зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода между ними.

Закон эквивалентов. Количество эквивалентов всех участвующих в реакции веществ одинаково (m₁/M_э(1) = m₂/M_э(2) =n_экв.) или: массы (m) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам (Э), т.е. для реакции А + 2B = AB₂ закон эквивалентов представляется в виде соотношения: m(A): m(B): m(AB₂) = Э(А): Э(В): Э(АВ₂)

Эквивалент (Э) - реальная или условная частица, равноценная в реакциях одному атому или иону водорода. Химический эквивалент элемента – это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Молярная масса эквивалента (М_э) – масса числа Авогадро эквивалентов, выраженная в граммах (г/моль). Молярная масса эквивалента (М_э):

•- элемента в соединении равна молярной массе элемента, деленной на степень его окисления;

•- иона равна отношению молярной массы иона к его заряду по модулю;

•- сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов реальных или формальных ионов, составляющих молекулу.

Кроме того, для сложных веществ молярную массу эквивалента (М_э) можно определить,используя формулы: а) оксида М₂О_n - М_э= М(М₂О_n)/2n; б) основания М(ОН)_n - М_э = М(М(ОН)_n)/n; г) кислоты Н_nMO_m - M_э=M(H_nMO_m)/n (где n – основность, т.е. число протонов, способных диссоциировать); д) соли M_nA_{m -} М_э= М(М_nA_m)/n×m (где n – число катионов; m – заряд катиона по модулю или m – число анионов; n – заряд аниона по модулю). Произведение n×m – это не произведение числа катионов на число анионов.) Например: Na₂SO₄ – М_э=М/2; Al₂(SO₄)₃ – М_э=М/6; CaSO₄ – М_э=М/2; Bi₂O_{3 –} М_э=М/6; Mg(OH)₂ – М_э=М/2; H₄SiO₄ – М_э=М/4; H₃PO_{3 –} М_э=М/2 (кислота двухосновная Н₂[HPO₃]); H₄C₂O₂ – М_э=М/1 (CH₃COOH). Необходимо учитывать, что в реакциях многоосновные кислоты и многокислотные основания могут вести себя как одноосновные и однокислотные. Например, в реакции H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O для серной кислоты М_э=М; а в реакции H₂SO₄+2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O для серной кислоты М_э= М/2.

В реакциях окисления-восстановления М_э равно отношению М к числу обменивающихся электронов:

2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2MnCL₂ +2KCL + 8H₂O;

Mn⁺⁷ + 5e ® Mn⁺² М_э(KMnO₄) = M/5.

Единицы измерения:

Так как абсолютные массы атомов малы (1.10^-24 – 1.10^{-22 г), то на практике используются относительные атомные массы А}_r, т.е. некоторые соотношения между абсолютными массами различных атомов. Относительная атомная масса элемента - это число, показывающее, во сколько раз масса одного атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12 (¹²С). За основу единой шкалы относительных атомных масс был выбран изотоп углерода-12, для которого значение относительной атомной массы установлено равным 12,0. По современной шкале атомной единицей массы (а.е.м.) является унифицированная углеродная единица 1,66057.10^{-24 г. Значения относительных атомных масс элементов определяют как частное от деления значения абсолютной массы атома данного элемента к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа 12}С. Относительной молекулярной массой вещества М_r называется отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома ¹²С. М_r химического соединения – число, показывающее, во сколько раз абсолютная масса одной молекулы этого соединения больше а.е.м. М_r – это сумма А_r элементов, входящих в молекулу с учетом его химической формулы. Нельзя говорить об относительной молекулярной массе соединений ионного состава, а нужно говорить о формульной массе. А_r и М_r являются мерой масс атомов и молекул и позволяют сделать вывод о соотношении масс атомов в молекуле.

Количество вещества (n). Для того, чтобы легче различать микро и макрообласти химии, введено понятие о количестве вещества n, которое определяется числом структурных частиц (атомов, молекул или других частиц) этого вещества и выражается в молях (моль, всистеме CИ). Количество вещества, содержащееся в порции простого или сложного вещества, определяется сравнением с некоторым строго определенным единичным количеством вещества. Основой сравнения служит изотоп ¹²С.

Моль – это количество вещества, содержащее столько же формульных единиц этого вещества, сколько имеется атомов в 12 г (точно) изотопа углерода –12.

Формульная единица вещества - (структурный элемент) – это химическая частица (атом, молекула, катион, анион), а также любая совокупность химических частиц, передаваемая ее химической формулой: Na; H₂O; NH₄⁺; CO₃^2-; (NH₄)₂CO₃; NH₃.H₂O.

Число формульных единиц, содержащихся в одном моле любого вещества, называется числом Авогадро - N_A= 6,02.10²³. Для нахождения количества вещества (n) можно использовать следующие формулы:

n = V/V_М; n = m/M; n = N/N_A.

Молярная масса.

Химические вещества реагируют между собой в количествах, пропорциональных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для количественного описания реакций целесообразнее использовать количество вещества, а не его массу или объем (хотя и удобнее). Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и учитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится молярная масса вещества.

Молярная масса вещества - отношение массы некоторой порции этого вещества к количеству вещества в этой порции М=m/n. Единицей молярной массы в системе СИ является кг/моль, а в практике – г/моль. М – постоянная величина для каждого данного вещества. Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой данного элемента (для одноатомного простого вещества). Например: для Na - A_r(Na)=23 а.е.м.; М(Na)=23 г/моль; для O –(А)_r=16 а.е.м., М(О)=16 г/моль; для О₂ –М_r(О₂)= 32 а.е.м., М(О₂)= 32 г/моль.

Дата добавления: 2014-10-17