Вопрос 3 . Газовые законы

Мокс

М окс

M

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

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

В качестве примера рассмотрим состав воды: качественный ее состав- она состоит из кислорода и водорода, количественный состав – 88,89% и 11,11%,соответственно.

Она имеет выше приведенный состав независимо от того, как она получена: синтезом из водорода и кислорода, реакцией нейтрализации или из кристаллогидратов.

Оксид углерода (II) СО содержит - 42,88% (масс) С

57,12% (масс) О

Оксид углерода(IV) СО₂ содержит - 27,29% (масс) С

72,71% (масс) О

Однако постоянный и неизменный химический состав наблюдается только для молекул (NH₃, SO₂), а также кристаллов с молекулярной структурой.

Состав соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

Закон постоянства состава не применим к жидким и твердым растворам (Н₂О и NаCl – раствор).

Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь Дальтона), а переменного состава – бертоллидами (в память Бертолле).

Состав дальтонидов выражается формулами с целочисленными стехиометрическими индексами (HCl, CH₄, Н₂О), а бертоллиды – с дробными стехиометрическими индексами. Оксид ванадия (II) может иметь, в зависимости от условий получения, состав от VO_0,9 до VO_1,3. Бертоллиды встречаются среди бинарных соединений оксидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других неорганических веществ, имеющих кристаллическую структуру.

К бертоллидам относится оксид железа II, состав его изображен формулой Fе_1-хО, х < 1, т.е. в зависимости от условий можно получить оксиды железа состава Fе_0,93О или Fе_0,89О.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях. В этом случае можно говорить об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений.

в) закон кратных отношений

Закон кратных отношений установлен 1803 году Джоном Дальтоном.

На примере оксидов азота – их 5

Масса кислорода на 1г азота

Отношение массы кислорода, приходящейся на 1г азота к 0,5714 (N₂O)

N₂O (1∙ 16): (2∙ 14) = 0, 5714

N O (1∙ 16): (1∙ 14) = 1,428

N₂O₃ (3∙ 16): (2∙ 14) = 1,7143

NO₂ (2∙ 16): (1∙ 14) = 2,2857

N₂O₅ (5 16): (2∙ 14) = 2,8571

Или на примере оксидов серы:

Ar(S) = 32 Ar(O) = 16

1) SO₂ m(S): m(O) = 32: 32 = 1: 1

2) SO₃ m(S): m(O) = 32: 48 = 2: 3

г) закон эквивалентов

Одновременно с з аконом кратных отношений был сформулирован закон эквивалентов.

Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в ОВР одному электрону.

Фактор эквивалентности ƒ_экв.(х) или 1/Z число, равное той доле частице Х, которая является эквивалентом вещества в данной реакции.(ƒ_экв ≤ 1)

ƒ_экв рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов реакции.

Например:

(1) H₂S + 2Na OH = Na₂S +H₂O ƒ_экв (H₂S) =1/2

В этом случае одному катиону H⁺ эквивалентна условная частица, равная 1/2 молекулы H₂S (участвуют оба иона водорода каждой молекулы).

(2) H₂S + Na OH = NaHS +H₂O ƒ_экв.(H₂S) =1

Одному иону H⁺ эквивалентна реальная частица – молекула H₂ S (в молекуле H₂S замещается только один катион водорода).

Количество моль - эквивалентов измеряется в молях, как любое количество вещества. Масса 1 моль эквивалента, молярная масса эквивалента, равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества

M(ƒ_экв (х) х) = ƒ_экв (х) ∙ М(х)

Так, молярная масса эквивалента иона алюминия

М(1/3Аl⁺³) =1/3 ∙ 27 = 9 г/моль

Количествомоль - эквивалентов можно определить по формуле

n_экв = ——

M_экв

Молярная масса эквивалента и эквивалент элемента не являются постоянной величиной в соединении, а зависят от валентности или степени окисления элемента.

Например:

М_экв(С) в = 12 ∙ 1/2 = 6 г/моль

М_экв(С) в = 12 ∙ 1/4 = 3 г/моль

Постоянными являются эквиваленты М_э (Н) = 1,008 г/моль М_э(О) = 8 г/моль, М_э (Аl) = 9 г/моль, М_э (Са) = 20 г/моль.

Если не учитывать конкретную химическую реакцию, то фактор эквивалентности и молярная масса эквивалентов сложных веществ рассчитываются по формулам:

;

Мэ = ,

где М – молярная масса вещества

В - валентность функциональной группы

N - число функциональных групп

Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла и т.д. (H⁺, OH^-, Kat ⁺ⁿ, An^-n)

Для определения эквивалентной массы сложного вещества в реакции следует разделить его полную массу (М) на сумму замещенных радикалов (H⁺, OH^-, Kat⁺ⁿ, An^n-)

NaH⁺ SO₄ + NaCl = Na₂SO₄ + HCl

ƒэ NaHSO₄ = 1

ZnOH^-NO₃ + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

ƒэ ZnOHNO₃ =1

H₂SO₄ + NaCl = NaHSO₄ + HCl

ƒэ HSO₄ = 1

NaHCO₃ + CaSO₄ = CaCO₃ ‏ ↓ + NaHSO₄

ƒэ NaHCO₃ = 1/2

Fe(OH)₂Cl + 2HCl = FeCl₃ +2H₂O

ƒэ Fe(OH)₂Cl =1/2

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ +2H₂O

ƒэ H₂SO₄ =1/2

AlOH^- SO₄^-2 + 3HCl = AlCl₃ + H₂SO₄ + H₂O

ƒэ AlOHSO₄ = 1/3

Al(OH)₃ + 3HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3H₂O

ƒэ Al(OH)₃ = 1/3

KAl(SO₄ )₂ + 2BaCl ₂ = KCl + AlCl₃ + 2BaSO₄↓

ƒэ KAl(SO₄)₂ = 1/4

1) для кислот: ƒ_экв равен единице, деленной на основность кислоты, которая определяется числом ионов водорода

1/Z = ƒ_экв (HCl) = 1

1/Z = ƒ_экв (H₂ SO₄) = 1/2

1/Z = ƒ_экв (H₃ PO₄) = 1/3

Молярная масса эквивалента кислоты равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу кислоты

М_к

М_э кислоты = ƒ_экв ∙ М_к = —

Nн⁺

где: М_к - молекулярная (формульная) масса кислоты

Nн⁺ - число атомов водорода, способных замещаться на металл.

Пример: М_э (H₂ SO₄) = 1/2 ∙ 98 = 49 г/моль

Молярная масса эквивалента кислоты может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов водорода и кислотного остатка: М_э (H₂ SO₄) = М_э (Н⁺) + М_э (SO₄ ^2-) = 1 + 48 = 49 г/моль

2) для оснований ƒ_экв равен единице, деленной на кислотность, равную числу гидроксогрупп, вступающих в реакцию

ƒ_экв (NaOH) = 1/Z (NaOH) = 1

ƒ_экв (Ca(OH)₂) = 1/Z (Ca(OH)₂) = 1/2

Молярная масса эквивалента основания равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу основания

М_осн

М_э основания = ƒ_экв ∙ М_осн = ——

Nон^-

Пример М_э [ Cr(OH)₃ ] = 1/3 ∙ 103 = 34,3 г/моль

Молярная масса эквивалента основания может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов металла и гидроксогруппы М_э [ Cr(OH)₃ ] = 52/3 + 17 = 34,3 г/моль

3) для солей: ƒ_экв соли равен единице, деленной на произведение числа атомов металла в молекуле соли на степень окисления металла.

ƒ_экв (Na₂SO₄) = 1/Z (Na₂SO₄) =1/2

ƒ_экв Al₂(SO₄)₃ = 1/2 ∙ 3

Молярная масса эквивалента соли равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу соли

М_э соли = ƒ_экв соли ∙ М_с =

N_ме – число атомов металла

- степень окисления металла

3 4 2

М_э Al₂(SO₄)₃= ——— = 57 г/моль

2 ∙ 3

Молярная масса эквивалента соли может быть рассчитана как сумма молярных масс металла и кислотного остатка

М_э Al₂(SO₄)₃ = 27/3 +48 = 57г/моль

4) для оксидов ƒ_экв равен единице, деленной на произведение числа атомов кислорода на степень окисления кислорода

ƒ_экв (H₂O) = 1/Z (H₂O) = 1/2

ƒ_экв (SO₂) = 1/Z (SO₂) = 1/4

ƒ_экв (Mn₂O₇) = ——

7∙ 2

Молярная масса эквивалента оксида равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу оксида

М_э оксида = ƒ_экв ∙ М_окс = ———

No ∙ n_oО.

где: Nо - число атомов кислорода

nоО – степень окисления кислорода в оксиде, которая равна всегда - 2.

М_э оксида = ———

Nо ∙ 2

Например:

Мэ (Mn₂O₇) = —— = 15,9 г/моль

7 ∙ 2

Молярная масса эквивалента оксида может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов элемента и кислорода Мэ (Mn₂O₇) = 55/7 + 8 = 15,9 г/моль

В ОВР для определения ƒ_экв необходимо единицу разделить на число отданных или присоединенных электронов.

Вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

4экв 4экв 4экв

В 1792 г. немецким физиком Рихтером был сформулирован закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m₁,m₂) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М_Э1,М_Э2)

m₁ Mэ₁ m₁ m₂

—— = ——— < = > —— = ——

m₂ М_Э2 M_Э1 М_Э2

Из математической записи закона эквивалентов следует, что количество моль - эквивалентов веществ в реакции равны между собой.

n _экв1 = n_экв2

Для реакций с участием газов используют молярный объем эквивалента – это объем, занимаемый 1 моль-эквивалентом газа.

Так, М_Э(Н) = 1г/моль, если моль газа 2г/моль занимают V=22,4л, то 1 эквивалент – в два раза меньший объем, равный 11,2 л.

V_ЭКВ (Н₂) = 22,4: 2 = 11,2л.

Аналогично М_ЭКВ(О)= 1/4М(О₂) = 32: 4 = 8г/моль, отсюда V_э(О₂) = 22,4: 4 = 5,6л.

Тогда математическая запись закона через эквивалентный объем:

m_в-ва V_газа m_в-ва М_Эв-ва

—— = —— <=> —— = ——

M_Эв Vэ_газа V_газа V_Эг

Дата добавления: 2015-05-06