Размещено на http://www.allbest.ru/

Основные стехиометрические законы

1. Закон Авогадро - Гей-Люссака. Молекулярные массы газов

В результате исследований газов и открытия газовых законов удалось определить состав молекул простых веществ, отыскать массы молекул и атомов и, в конце концов, определить химические формулы сложных веществ. Гей-Люссак, анализируя результаты экспериментов, пришел к выводу, что объемы реагирующих и образующихся в результате реакций газов относятся между собой как небольшие целые числа. Так, исходное соотношение объемов водорода и кислорода при образовании воды составляет 2 : 1, а получается 2 объёма водяного пара. Имелись данные по реакции оксида серы (IV) С кислородом, оксида углерода (II)--угарного газа с кислородом и некоторым другим газовым реакциям. Гей-Люссаком был сделан вывод; у равных объемах различных газов при одинаковых давлениях и температуре содержится одинаковое число атомов. Если в 1 объеме одного газа (водорода) и в 1 объеме другого (хлора) содержалось одинаковое количество атомов (водорода и хлора), то должен был бы образоваться 1 объем газообразного продукта реакции (хлористого водорода), а образовывалось два объема. Следовательно, сделанный вывод противоречил этим экспериментальным данным. Однако идея Гей-Люссака дала возможность Амедео Авогадро высказать (1811) гипотезу, известную сейчас как закон Авогадро.

В равных объемах различных газов, при одинаковых условиях давления и температуры содержится одинаковое число мельчайших частиц (молекул).

Казалось бы разница по сравнению с формулировкой Гей-Люссака небольшая, но эта разница принципиальная. Образование 2 объемов хлористого водорода из 1 объема водорода и 1 объема хлора привело Авогадро к мысли, что каждая из мельчайших частиц водорода и хлора состоит из 2 атомов. Аналогичные наблюдения были сделаны и в отношении реакций других простых газообразных веществ. Таким путем Авогадро пришел к заключению, что «мельчайшие частицы» большинства газообразных простых веществ при обычных условиях двухатомны, т. е. формулы простых газов Н₂, Сl₂, N₂ и т. п. Следствия из закона Авогадро настолько важны, что всю последующую химию стали называть «авогадрова химия». Этот закон, доказательство которого приведем несколько позже, позволил не только теоретически определить понятия «атома» и «молекулы», но предоставил практическую возможность для нахождения молекулярных масс газообразных веществ, а затем и масс атомов входящих в них элементов.

Молекулярная масса вещества--средняя масса его молекулы, выраженная в углеродных единицах.

Атомная масса элемента--средняя масса природной смеси его атомов, выраженная в углеродных единицах.

Закон Авогадро позволил определять молекулярные массы газообразных веществ по их относительной плотности D_отн равной отношению масс т₁ и т₂ одинаковых объемов (например, 1 л) газов, взятых при одних и тех же давлении и температуре. Это отношение показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Так как в равных объемах различных газов при равных условиях содержится одинаковое число молекул N, то m₁=M₁N и m₂=M₂N и тогда D_отн равна отношению молекулярной массы одного газа М₁ к молекулярной массе М₂ другого:

D_отн = М₁ = D_отн М₂

Обычно относительную плотность определяют либо по водороду D либо по воздуху D_возд. Молекулярная масса двухатомной молекулы водорода равна двум, точнее 2,016 у. е. Относительная плотность воздуха по водороду равна 14,5. Отсюда молекулярная масса воздуха равна 29 у. е. Экспериментально определяя относительную плотность любого газообразного вещества по воздуху, легко вычислить молекулярную массу исследуемого газа:

М_х = 29D_возд или М_х = 2,016 D

Для практического пользования введены понятия грамм-молекула (моль) и грамм-атом (моль атомов). Количество вещества № граммах, численно равное его молекулярной массе, называют молем или грамм-молекулой.

Количество вещества в граммах, численно равное атомной массе элемента, называют моль атомом или грамм-атомом элемента. Так как равные объемы различных газов содержат при одинаковых условиях одно и то же число молекул, то моли различных газов будут занимать одинаковый объем. Если задаться конкретными условиями, то объем молекул любого газа становится не только одинаков, но и строго определен. В качестве условий для сравнения приняты нормальные условия (н. у.): давление 1,01 ? 10⁵ Па (760 мм рт. ст.) и температура 0° С (273,18 К). При этих условиях моль любого газа занимает объем, равный 22,414 л.

Пример 1. При н.у. масса 1 л водорода равна m= 0,09 г. Воздуха m_возд=1,29 г. У этих газов моли равны соответственно 2,016 и 29 г.

Решение. Объем моля газа равен:

V = и V_возд =

Молекулярную массу любого газа легко определить экспериментально, благодаря уравнению Менделеева--Клапейрона, вытекающему из объединенного закона Бойля -- Мариотта и Гей-Люссака:

PV / Т = const

Если Р и Т взять для нормальных условий, а V--объем 1 моль газа при н. у. (т. е. 22,414 л), то соотношение PV/T становится величиной постоянной для любого газа. Эта величина для 1 моль обозначается R и получается уравнение Менделеева -- Клапейрона для 1 моль РV = РТ или для n молей

PV = nRT

Константа R называется универсальной газовой постоянной. Физический смысл R: работа расширения 1 моля любого газа при нагревании на 1°. Численное ее значение определяется системой единиц. Наиболее употребительные значения таковы: 0,082 лХ Хатм/(моль ? К), 62 360 мл ? мм рт.ст./ (моль ? К), 8,3146 Дж/(моль Х Х К).

Число молей n равно отношению экспериментально определяемого количества вещества к его молекулярной массе n=m/M. Зная массу любого объема газа при какой-то конкретной температуре и давлении, можно определить его молекулярную массу:

PV = (m/M) RT, M = mRT / PV

Пример 2. Опытным путем найдено, что 304 мл газа при 25°С, или 298 К, 745 мм рт.ст. весят 0,78 г. Определить молекулярную массу газа.

Решение. Для удобства выбираем R = 62 360 мл ? мм рт.ст. / (моль ? К):

М = mRT / PV = 0,78 ? 62 360 ? 298 / 745 ? 304 = 64 у. е.

Если этот газ простое вещество, следовательно, его молекула двухатомна, а атомная масса равна 32 у.е.

Моль любого вещества (и соответственно моль атомов) содержит одно и то же число частиц. Это одна из важнейших физико-химических констант, названная в честь великого физика постоянной Авогадро N_А == 6,02252 * 10²³ моль-¹. Зная величину моля и na входящих и него частиц, можно найти массу одной частицы-молекулы. В рассмотренном выше примере 1 моль, т. е. все 6,02 ?10²³ молекул весят 64 г, а 1 молекула имеет массу 64 / (6,02 ? 10²³) =1,06 ? 10^-23 г. Если молекула из двух атомов, то каждому из них соответствует масса, равная 0,53 ? 10^-23 г.

2. Расчет атомных масс. Составление формул химических соединений

Закон Авогадро позволил определить массы молекул и атомов только для простых газообразных веществ. Однако на его основе Станислао Канниццаро создал метод расчета атомных масс элементов, которые сами не являются газообразными, но образуют несколько летучих соединений. Идея метода проста: в молекуле не может быть менее одного атома. Следовательно, атомная масса элемента равна наименьшей его доле в различных соединениях. По относительной плотности определяли молекулярные массы нескольких соединений одного и того же элемента. Затем путем анализа узнавали процентное содержание этого элемента в том или ином веществе. Отыскивали долю элемента -- количество граммов его в 1 моле каждого вещества и минимальную величину из всех полученных принимали за атомную массу.

Пример 1. Требуется определить атомную массу углерода из следующих данных:

Из данных видно, что минимальное число частей от молекулярной массы ля углерода в соединениях 12. Этой доле кратны те, что приходятся на углерод других соединениях. Следовательно, атомная масса углерода равна 12. Точно таким же методом были найдены атомные массы фосфора, серы, хлора и других элементов, способных образовывать несколько газообразных или летучих сочинений.

Пример 2. Вычислить атомную массу фосфора на основании следующих данных:

Решение. Вычислим количество массовых частей фосфора в соединениях, округляя получающиеся значения до целого числа.

Наименьшее число массовых частей будет соответствовать атомной массе фосфора А = 31.

Рассматриваемый метод пригоден только для элементов, образующих газообразные соединения. Им нельзя пользоваться для определения атомной массы элементов, у которых газообразные соединения отсутствуют или их число невелико. Для них, очевидно, необходим принципиально иной метод определения атомной массы. Одна из возможностей определения для твердого вещества массы ⁸¹ атома элемента связана с увеличением энергии атома при нагревании твердого тела. Так как число атомов в моле атомов вещества всегда равно постоянной Авогадро, то для повышения температуры 1 моль атомов вещества на 1° требуется примерно одно и то же количество теплоты. Это впервые чисто эмпирическим путем было установлено в 1819 г. французскими исследователями Дюлон-гом и Пти. Произведение удельной теплоемкости С_уд твердого простого вещества на атомную массу А для большинства элементов равно 6,3. Иначе говоря, произведение С_удА = 6,3 представляет количество теплоты, необходимой/для нагревания 1 моль атомов на 1°. Для большинства элементов в твердом состоянии правило Дюлонга и Пти оказывается справедливым при комнатной температуре. Поэтому зависимость использовалась для определения атомной массы элементов, находящихся при обычных условиях в твердом состоянии.

Таким образом, цепочка рассуждений начинается от закона Аво-гадро. При помощи его получена формула, связывающая относительную плотность и молекулярную массу. Зная молекулярную массу, по методу Канниццаро или Дюлонга -- Пти находим атомную массу. И, наконец, используя атомные и молекулярные массы или эквиваленты, можно вывести формулы соединений.

Пример 3. Плотность химического вещества по водороду D = 15. При анализе получено 80% С и 20% Н. Установить формулу соединения.

Решение. 1) атомная масса углерода 12, водорода 1. Допустим, что вещество содержит в моле х атомов углерода и у атомов водорода; 2) составляем пропорцию

12х : у = 80 :20 или

х : у = 80 / 20 : 20 / 1 = 6,7 : 20 ? 1 : 3.

Этому соотношению соответствует группа СН₃;

3) молекулярная масса составляет

М_Х = 2D = 30.

Следовательно, формула вещества С₂Н₆ - этан.

Пример 4. При анализе газообразного вещества определено что его плотность по водороду D = 15,95, а состав 87,5% азота и 12,5% водорода. Определить простейшую и истинную формулы этого вещества.

Решение. Определим молекулярную массу вещества

M_x = 2,026D = 32,15 у.е.

Соотношение азота и водорода в веществе

87,5 / 14 : 12,5 / 1 = 6,25 : 12,5 = 1 : 2.

Простейшая формула NН₂.

Найдем истинную формулу:

а) количество азота в веществе

32,15 у. е. составляют 100% вещества

х у.е. ,, 87,5%,, х = 28,13 у.е.

Количество атомов азота 28,13 : 14 = 2,01 ? 2;

б) количество водорода в веществе

32,15 у.е. - 100%

у у.е. - 12,5% у = 4,02 у.е.

Число «томов водорода 4,02 : 1,008 = 3,99 ? 4. Истинная формула N₂H₄.

Пример 5. Анализом определено содержание в веществе 87,44% Si и 12,56% Н, а плотность по воздуху D_возд = 1,108. Определить, что это за вещество и составить его формулу.

Решение: Молекулярная масса вещества

М_х = 29D_возд = 32,13 у. е.

Количество кремния в веществе

32,13 у. е. составляют 100%

х у.е. » 87,44% х = 28,09

Количество атомов кремния

28,09 : 28,08 ? 1.

Количество водорода

32,13 у. е. составляют 100%

у у. е. » 12,56% у = 4,03

Количество атомов водорода

4,03 : 1,008 ? 4.

Формула вещества SiH₄.

3. Вычисление эквиваленто простых и сложных веществ

молекулярный газ атомный химический

Закон эквивалентов гласит: если массы двух элементов реагируют без остатка с одной и той же массой третьего элемента, то они могут без остатка реагировать и между собой.

Эквивалентом элемента называют количество вещества в молях, которое соединяется с молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в молекула.х НС1 и NaCl 1 моль атомов водорода (1,0079г) эквивалентен 1 моль атомов натрия (22,9897 г).

Эквивалентной массой Э называют массу одного эквивалента вещества, выраженную в граммах (или килограммах) на моль. Например, эквивалентная масса кислорода составляет 8 г/моль.

Эквивалентная масса элемента равна молярной массе атомов элемента, деленной на его валентность в данном химическом соединении.

Пример 1. Вычислите эквивалентную массу серы (5§) в соединении, содержащем 5,92 % водорода и 94,08 % серы.

Решение. Составим пропорцию:

5,92 г водорода приходятся на 94,08 г серы

1 г/моль » » » Э г/моль » Э_S = 16 г/моль

Пример 2. Вычислите валентность углерода в соединения, содержащем 42,85% углерода и 57,15% кислорода.

Решение. Составим пропорцию:

42,85 г углерода приходятся на 57,15 г кислорода

Э г/моль » » » 8 г/моль » Э_С = 6 г/моль

Валентность углерода в этом соединении равна 2: молярную массу (12 г/моль) делим на эквивалентную массу (6 г/моль).

Эквивалентная масса кислоты равна частному от деления ее молярной массы на основность кислоты.

Эквивалентная масса гидроксида равна частному от деления его молярной массы на валентность металла.

Эквивалентная масса соли равна частному от деления ее молярной массы на произведение числа ионов металла и его валентности.

Пример 3. Определите эквивалентные массы следующих соединений: Н₃РО₄, H₂SО₄, Са(ОН)₂, А1₂(SО₄)₃, Na₂CO₃,

Решение. Э = 98/3 = 32,7 г/моль; Э = 98/2 = 49 г/моль; Э = 74/2 = 37 г/моль; Э 342/6 = 57 г/моль; Э = 106/2 = 53 г/моль.

Литература

Аналитическая химия. Физические и физико-химические методы анализа./ Под ред. О.М. Петрухина. - М., 2005

Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2006

Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

Биологическая химия./Под ред. Ю.Б. Филипповича, Н.И. Ковалевская, Г.А. Севастьяновой. - М., 2005

Биохимия./Под редакцией В.Г. Щербакова. - СПб., 2003

Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы. - СПб, М, Краснодар., 2008

Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб, М, Краснодар., 2008

Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия. - СПб, М, Краснодар., 2008

Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2005

Говарикер В.Р., Васванатхан Н.В., Шридхар Дж.М. Полимеры. - М., 2000

Гранберг И.И. Органическая химия. - М., 2002

Дорохова Е.Н., Прохорова К.В. Аналитическая химия. Физико-химические методы. - М., 2004

Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия. - М., 1990

Зимон А.Д., Лещенко Н.Ф. Коллоидная химия.- М., 2003

Зимон А.Д. Физическая химия.- М., 2003

Ипполитов Е.Г., Артемов А.В., Батраков В.В. Физическая химия.- М., 2005

Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007

Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия. - М., 2004

Коровин И.В. Общая химия. - М., 2005

Кругляков П.М., Лещенко Н.Ф. Физическая и коллоидная химия. - М., 2007

Нейланд О.Я. Органическая химия.- М., 1990

Никольский А.Б.,Суворов А.В. Химия. - СПб., 2005

Петров А.А., Бальян Х.В., Трощенко А.Т. Органическая химия. - СПб., 2006

Размещено на Allbest.ru